Chimie, secondaire 5 à Montréal • Les gaz

Fiche de révision : stœchiométrie gazeuse et mélanges de gaz (chimie, secondaire 5)

La stœchiométrie gazeuse offre un raccourci que la chimie des solutions n'a pas : entre gaz, les coefficients de l'équation valent directement pour les volumes, sans passer par les moles. Cette fiche montre quand ce raccourci s'applique, quand il est interdit, et où se cache la soustraction que la moitié des copies oublient.

Elle s'adresse aux élèves de chimie de secondaire 5. Le montage du gaz recueilli sur l'eau est un classique des laboratoires et des examens, et il concentre à lui seul trois des pièges de la fiche. Une fois la fiche lue, la série d'exercices corrigés du même chapitre met chaque réflexe à l'épreuve.

Mis à jour le 17 octobre 2026

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Le fil du chapitre

Entre gaz, les coefficients de l'équation sont directement des rapports de VOLUMES : c'est le raccourci le plus rentable du chapitre. Mais dès qu'un gaz est recueilli sur l'eau, il faut retirer la pression de vapeur, et cet oubli coûte plus de points que tout le reste.

Ce chapitre fait partie de Chimie de cinquième secondaire

Pour s'entraîner Les exercices corrigés de ce chapitre, 10 exercices

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Remonter plus loin : la chaîne complète (3 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

Notions couvertes

Loi des gaz parfaits
Loi d'Avogadro
Rapport de volumes gazeux
Stœchiométrie gazeuse
Loi de Dalton
Pression partielle
Fraction molaire
Gaz recueilli sur l'eau
Pression de vapeur saturante
Réactif limitant
Loi de Graham
Vitesse d'effusion

L'essentiel

Le raccourci des volumes, et sa condition

• Loi d'Avogadro : à mêmes $T$ et $P$ , des volumes égaux contiennent le même nombre de moles.
• Conséquence : entre GAZ, les rapports de volumes sont exactement les rapports des coefficients de l'équation.
• Dans $N_{2}+3H_{2}\rightarrow 2NH_{3}$ , $10$ L de diazote consomment $30$ L de dihydrogène et donnent $20$ L d'ammoniac.
• La condition est double : toutes les espèces comparées doivent être GAZEUSES, et toutes aux MÊMES conditions de température et de pression.
• Un solide, un liquide ou une solution dans l'équation coupe le raccourci : il faut alors passer par les moles.

À mêmes température et pression, les VOLUMES gazeux sont dans le rapport des coefficients :

10

L de diazote consomment

30

L de dihydrogène et donnent

20

L d'ammoniac.

Le raccourci fait gagner deux étapes sur une question à trois points. Vérifiez la double condition en une seconde, puis servez-vous en sans scrupule.

Ce qu'il faut savoir sur un mélange

• Loi de Dalton : $P_{tot}=P_{1}+P_{2}+\dots$ . Chaque gaz exerce la pression qu'il exercerait s'il était SEUL dans le récipient.
• Fraction molaire : $x_{i}=\frac{n_{i}}{n_{tot}}$ , sans unité, et la somme de toutes les fractions vaut $1$ .
• Pression partielle : $P_{i}=x_{i}\,P_{tot}$ . La fraction molaire est aussi la fraction VOLUMIQUE, par la loi d'Avogadro.
• Gaz recueilli SUR L'EAU : le gaz est mélangé à de la vapeur d'eau, donc $P_{gaz}=P_{tot}-P_{vapeur}$ .
• La pression de vapeur ne dépend que de la TEMPÉRATURE, et l'énoncé la fournit toujours dans une table.

Chaque gaz, seul dans le même récipient, exerce

x_{i}P_{tot}

: 2, 3 et 5 molécules sur 10 donnent 40, 60 et 100 kPa, dont la somme refait les 200 kPa.

Trois mots dans un énoncé annoncent la soustraction : « recueilli sur l'eau », « par déplacement d'eau », « au-dessus de l'eau ». Entourez-les à la lecture.

La loi de Graham, en une phrase

• $\frac{v_{1}}{v_{2}}=\sqrt{\frac{M_{2}}{M_{1}}}$ : les molécules légères se déplacent plus vite, à même température.
• C'est une RACINE carrée : une masse molaire seize fois plus petite ne donne que quatre fois plus de vitesse.
• La raison physique : à même température, toutes les molécules ont la même énergie cinétique moyenne $\frac{1}{2}mv^{2}$ .
• La même relation vaut pour les temps d'effusion, en inversant le rapport : le gaz lourd met plus de temps.
• Repères : le dihydrogène va $4$ fois plus vite que le dioxygène, l'hélium environ $3{,}3$ fois plus vite que le dioxyde de carbone.

À même température, même énergie cinétique : seize fois plus léger, le dihydrogène ne va que quatre fois plus vite, car

16=4^{2}

Un rapport de vitesses supérieur à $5$ est rare entre gaz courants, puisque la racine écrase les écarts. Un facteur $16$ annoncé trahit une racine oubliée.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Oublier de retirer la pression de vapeur d'eau

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On recueille le dihydrogène sur l'eau à $99{,}8$ kPa, donc $n=\frac{99{,}8\times 0{,}245}{8{,}314\times 298}=0{,}00987$ mol. »

Ce qu'il faut écrire

« Le gaz est mélangé à de la vapeur d'eau : $P_{H_{2}}=99{,}8-3{,}17=96{,}6$ kPa, donc $n=\frac{96{,}6\times 0{,}245}{8{,}314\times 298}=0{,}00956$ mol. »

La pression de vapeur d'eau qu'il faut retirer double environ tous les

10

°C : négligeable près de

0

°C, elle atteint

3{,}17

kPa à

25

°C, soit

3

% de la pression atmosphérique.

Pourquoi : L'erreur ne fait que $3$ % sur la réponse, ce qui la rend indétectable par l'ordre de grandeur : seul le réflexe de lire « sur l'eau » l'attrape. C'est le piège le plus rentable du chapitre pour un examinateur.

2. Appliquer les rapports de volumes à une espèce non gazeuse

toute la question, 6 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Dans $Zn+2HCl\rightarrow ZnCl_{2}+H_{2}$ , $10$ L de dihydrogène viennent de $10$ L de zinc. »

Ce qu'il faut écrire

« Le zinc est un SOLIDE : la loi d'Avogadro ne s'applique pas. Je convertis le volume de gaz en moles, puis j'utilise le rapport $1{:}1$ des coefficients pour trouver les moles de zinc, puis sa masse. »

La même quantité,

0{,}408

mol, occupe

10

L en dihydrogène à 25 °C et

3{,}7

mL en zinc solide : le rapport des volumes ne vaut qu'entre gaz.

Pourquoi : La loi d'Avogadro dit que le volume d'un GAZ ne dépend que du nombre de moles. Dans un solide ou un liquide, le volume dépend de la taille et de l'empilement des particules, donc de la substance.

3. Prendre la loi de Graham pour un rapport direct de masses molaires

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le dihydrogène est $16$ fois plus léger que le dioxygène, donc il diffuse $16$ fois plus vite. »

Ce qu'il faut écrire

« $\frac{v_{H_{2}}}{v_{O_{2}}}=\sqrt{\frac{32}{2}}=\sqrt{16}=4$ : quatre fois plus vite, pas seize. »

La vitesse suit l'inverse de la RACINE de la masse molaire (vert) : seize fois plus léger que le dioxygène, le dihydrogène va 4 fois plus vite, pas 16 (rouge).

Pourquoi : La vitesse vient de l'énergie cinétique $\frac{1}{2}mv^{2}$ , identique pour tous les gaz à même température : c'est le CARRÉ de la vitesse qui est inversement proportionnel à la masse, donc la vitesse suit une racine.

4. Confondre la pression partielle et la fraction molaire

2 points, et l'unité fausse

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'air contient $21$ % de dioxygène, donc la pression partielle du dioxygène vaut $0{,}21$ kPa. »

Ce qu'il faut écrire

« $P_{O_{2}}=x_{O_{2}}P_{tot}=0{,}21\times 101{,}3=21{,}3$ kPa. La fraction molaire est un nombre sans unité, la pression partielle est une pression. »

La fraction molaire dit la PART de chaque gaz ; multipliée par

101{,}3

kPa, elle donne sa pression :

21{,}3

kPa pour le dioxygène, jamais

0{,}21

kPa.

Pourquoi : La fraction molaire dit quelle PART du mélange occupe un gaz ; la pression partielle est ce que cette part exerce. On passe de l'une à l'autre en multipliant par la pression totale.

5. Escamoter le réactif limitant en phase gazeuse

toute la question, 6 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $10$ L de diazote et $10$ L de dihydrogène réagissent, donc on obtient $20$ L d'ammoniac. »

Ce qu'il faut écrire

« Il faut $3$ L de dihydrogène par litre de diazote : avec seulement $10$ L de dihydrogène, c'est LUI le limitant. Il n'en sort que $\frac{2}{3}\times 10=6{,}7$ L d'ammoniac, et $6{,}7$ L de diazote restent. »

Avec

10

L de chaque, le dihydrogène s'épuise le premier : il sort

6{,}7

L d'ammoniac et il reste

6{,}7

L de diazote, pas

20

L d'ammoniac.

Pourquoi : Le raccourci des volumes ne dispense pas de chercher le limitant : il rend seulement la comparaison plus rapide, puisqu'on compare des volumes au lieu de moles.

6. Mélanger millilitres et litres dans la loi des gaz parfaits

toute la question, et la réponse est mille fois trop grande

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $V=245$ mL, donc $n=\frac{96{,}6\times 245}{8{,}314\times 298}=9{,}56$ mol. »

Ce qu'il faut écrire

« $R$ est en kPa·L/(mol·K), donc $V=0{,}245$ L et $n=0{,}00956$ mol. »

Pourquoi : Un facteur $1000$ se repère à l'ordre de grandeur : $9{,}56$ mol de gaz occuperaient plus de $200$ L, pas un quart de litre. C'est le contrôle qui rattrape cette erreur en trois secondes.

7. Comparer des volumes mesurés dans des conditions différentes

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On produit $5{,}0$ L de dioxyde de carbone à $200$ °C et on en consomme $5{,}0$ L de dioxygène à $25$ °C : les volumes sont égaux, donc les moles aussi. »

Ce qu'il faut écrire

« La loi d'Avogadro exige les MÊMES $T$ et $P$ . Ici il faut ramener les deux volumes aux mêmes conditions, ou passer par les moles avec $PV=nRT$ pour chacun. »

Sous la même pression,

5{,}0

L contiennent environ

1{,}6

fois moins de molécules à 200 °C qu'à 25 °C : comparer des volumes exige les mêmes

T

P

Pourquoi : Un même volume à $200$ °C contient environ $1{,}6$ fois moins de moles qu'à $25$ °C. Le raccourci des volumes n'est vrai que dans une comparaison à conditions identiques.

8. Croire que la pression de vapeur dépend de la quantité d'eau

2 points de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Il y a beaucoup d'eau dans la cuve, donc la pression de vapeur est plus grande. »

Ce qu'il faut écrire

« La pression de vapeur saturante ne dépend QUE de la température : $3{,}17$ kPa à $25$ °C, qu'il y ait un centilitre ou dix litres d'eau. »

Pourquoi : À l'équilibre, autant de molécules quittent le liquide qu'y reviennent, et cet équilibre ne dépend que de l'agitation thermique. La surface et la quantité d'eau changent la VITESSE d'établissement, pas la valeur finale.

Quelle méthode choisir

Volume, mole ou masse : par où passer

Regardez l'état physique des deux espèces que la question relie, celle qu'on donne et celle qu'on demande.

Si les DEUX sont gazeuses, aux mêmes $T$ et $P$ → rapport direct des coefficients sur les VOLUMES, sans passer par les moles

Exemple : $30$ L de dihydrogène donnent $20$ L d'ammoniac

c'est le seul raccourci du chapitre, il fait gagner deux étapes
Si l'une est gazeuse et l'autre SOLIDE, liquide ou en solution → convertir le gaz en moles par $PV=nRT$ , puis appliquer le rapport des coefficients, puis revenir à la masse

Exemple : $0{,}00956$ mol de dihydrogène viennent de $0{,}00956$ mol de zinc, soit $0{,}625$ g
Si les deux sont gazeuses mais à des conditions DIFFÉRENTES → passer par les moles pour chacune, avec ses propres $P$ et $T$

Exemple : $5{,}0$ L à $200$ °C ne valent pas $5{,}0$ L à $25$ °C
Si on donne une MASSE de gaz → passer par $n=\frac{m}{M}$ , puis $V=\frac{nRT}{P}$

Exemple : $4{,}00$ g d'hélium font $1{,}00$ mol, donc $24{,}5$ L à $25$ °C

Le raccourci des volumes ne dispense jamais de chercher le RÉACTIF LIMITANT : il rend seulement la comparaison plus rapide, puisqu'elle porte sur des volumes.

Dans un mélange, quelle pression appartient à qui

Cherchez comment le gaz a été obtenu et ce que l'énoncé appelle « la pression ».

Si l'énoncé dit « recueilli SUR L'EAU » ou « par déplacement d'eau » → $P_{gaz}=P_{tot}-P_{vapeur}$ , avec $P_{vapeur}$ lue dans la table à la température donnée

Exemple : $99{,}8-3{,}17=96{,}6$ kPa à $25$ °C

la table de pression de vapeur est toujours fournie ; si elle l'est, c'est qu'il faut s'en servir
Si l'énoncé donne des POURCENTAGES ou des fractions molaires → $P_{i}=x_{i}P_{tot}$

Exemple : $21$ % de dioxygène dans l'air à $101{,}3$ kPa : $P_{O_{2}}=21{,}3$ kPa
Si l'énoncé donne les moles de chaque gaz → $x_{i}=\frac{n_{i}}{n_{tot}}$ , puis $P_{i}=x_{i}P_{tot}$ , ou directement $P_{i}=\frac{n_{i}RT}{V}$

Exemple : les deux voies doivent donner le même résultat, ce qui fait une vérification gratuite
Si l'énoncé donne toutes les pressions partielles → loi de Dalton : les additionner pour obtenir $P_{tot}$

Exemple : $96{,}6+3{,}17=99{,}8$ kPa

Dans toutes les branches, la somme des fractions molaires doit valoir $1$ et la somme des pressions partielles doit redonner la pression totale. Ce double contrôle prend cinq secondes.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Un gaz recueilli sur l'eau

Quand l'utiliser : L'énoncé décrit un montage à éprouvette renversée, parle de déplacement d'eau, ou fournit une table de pression de vapeur.

1 Écrire l'équation chimique ÉQUILIBRÉE et souligner les espèces gazeuses.
2 Annoncer la correction : « le gaz est recueilli sur l'eau, donc $P_{gaz}=P_{tot}-P_{vapeur}$ », avec la valeur lue dans la table.
3 Convertir : la température en kelvins, le volume en litres, la pression en kilopascals.
4 Calculer la quantité de gaz par $n=\frac{PV}{RT}$ .
5 Passer à l'autre espèce par le rapport des coefficients, puis à la masse par $m=nM$ .
6 Conclure par une phrase avec la valeur, l'unité et le nombre de chiffres significatifs de l'énoncé.

Phrase de conclusion

« Le dihydrogène recueilli correspond à $9{,}56\times 10^{-3}$ mol, donc à $0{,}625$ g de zinc consommé. »

Le piège : Écrire la soustraction dans un coin sans la commenter. Le correcteur cherche la PHRASE qui justifie la correction, et c'est elle qui porte le point.

Barème : 1 point pour l'équation équilibrée, 1 point pour la correction annoncée, 1 point pour les conversions, 2 points pour la quantité de matière et le passage stœchiométrique, 1 point pour la phrase.

Un réactif limitant en phase gazeuse

Quand l'utiliser : L'énoncé donne les volumes ou les quantités de DEUX réactifs et demande ce qui se forme.

1 Écrire l'équation équilibrée et relever les coefficients des deux réactifs.
2 Comparer les rapports : diviser le volume disponible de chaque réactif par son coefficient.
3 Désigner le limitant en le nommant : celui dont le quotient est le PLUS PETIT.
4 Calculer le produit à partir du limitant SEUL, jamais de l'autre.
5 Calculer ce qui reste de l'excédent, si la question le demande.
6 Conclure en nommant le limitant et en donnant les quantités.

Phrase de conclusion

« Le dihydrogène est le réactif limitant : il se forme $6{,}7$ L d'ammoniac et il reste $6{,}7$ L de diazote non consommé. »

Le piège : Comparer les volumes bruts sans les diviser par les coefficients. Avec $10$ L de chaque, le réactif « le plus abondant » n'est pas celui qu'on croit.

Barème : 1 point pour l'équation, 2 points pour la comparaison des quotients, 1 point pour le limitant nommé, 1 point pour le produit, 1 point pour l'excédent.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

La pression corrigée est-elle plus petite

Après une correction de vapeur d'eau, la pression du gaz doit être INFÉRIEURE à la pression totale mesurée, de quelques kilopascals seulement.

Une $P_{gaz}$ de $103$ kPa pour une pression totale de $99{,}8$ kPa signale une addition au lieu d'une soustraction.
L'ordre de grandeur de la quantité de matière

Un litre de gaz aux conditions courantes contient environ $0{,}04$ mol. Multipliez mentalement votre volume en litres par $0{,}04$ et comparez.

Un $n=9{,}56$ mol pour $245$ mL est faux d'un facteur $1000$ : le volume est resté en millilitres.
Les fractions molaires totalisent-elles un

Additionnez toutes les fractions molaires du mélange : la somme doit valoir exactement $1$ , et la somme des pressions partielles doit redonner la pression totale.

Des fractions de $0{,}21$ , $0{,}78$ et $0{,}05$ totalisent $1{,}04$ : l'une des trois est fausse.
Le rapport de Graham reste-t-il modeste

Entre gaz courants, un rapport de vitesses dépasse rarement $5$ , parce que la racine carrée écrase les écarts de masse molaire.

Un facteur $16$ annoncé entre le dihydrogène et le dioxygène trahit une racine oubliée : la bonne réponse est $4$ .
Le limitant a-t-il vraiment été cherché

Dès que l'énoncé donne DEUX quantités de réactifs, il attend une comparaison. Relisez la question : si les deux quantités sont fournies, l'une d'elles est en excès.

Une réponse qui utilise les deux réactifs jusqu'au bout est nécessairement fausse, sauf si les quotients sont exactement égaux.

L'exercice type décortiqué

Le dihydrogène recueilli sur l'eau

On fait réagir du zinc avec un excès d'acide chlorhydrique selon $Zn+2HCl\rightarrow ZnCl_{2}+H_{2}$ .

Le dihydrogène formé est recueilli sur l'eau : on mesure $245$ mL de gaz à $25$ °C sous une pression totale de $99{,}8$ kPa.

La pression de vapeur d'eau à $25$ °C vaut $3{,}17$ kPa et la masse molaire du zinc $65{,}4$ g/mol. Calculez la masse de zinc consommée.

Le gaz de l'éprouvette est un MÉLANGE : les

99{,}8

kPa mesurés au-dessus de l'eau sont la pression du dihydrogène ET de la vapeur d'eau.

Étape 1

L'équation est déjà équilibrée et le rapport est $1$ mole de zinc pour $1$ mole de dihydrogène.

Pourquoi

On relève le rapport AVANT de calculer quoi que ce soit. Ici il vaut un pour un, ce qui simplifie la fin, mais l'écrire évite de l'oublier quand il ne vaut pas un.

Étape 2

Le gaz est recueilli sur l'eau, donc $P_{H_{2}}=P_{tot}-P_{vapeur}=99{,}8-3{,}17=96{,}63$ kPa.

Pourquoi

C'est l'étape qui décide de la note. La table de pression de vapeur n'est jamais fournie par hasard : sa présence dans l'énoncé annonce que la soustraction est attendue.

Étape 3

Conversions : $T=25+273=298$ K et $V=245$ mL $=0{,}245$ L.

Pourquoi

La constante $R=8{,}314$ impose des kilopascals, des litres et des kelvins. Un volume laissé en millilitres donnerait $9{,}56$ mol, soit plus de $200$ L de gaz pour un quart de litre mesuré.

Étape 4

$n_{H_{2}}=\frac{PV}{RT}=\frac{96{,}63\times 0{,}245}{8{,}314\times 298}=\frac{23{,}67}{2477{,}6}=9{,}56\times 10^{-3}$ mol.

Pourquoi

Contrôle immédiat : $0{,}245$ L multipliés par $0{,}04$ mol/L donnent environ $0{,}01$ mol. L'accord confirme qu'aucune unité n'a dérapé.

Étape 5

Rapport $1{:}1$ , donc $n_{Zn}=9{,}56\times 10^{-3}$ mol.

Pourquoi

Le zinc est un SOLIDE : impossible de passer par un rapport de volumes ici, il fallait bien convertir le gaz en moles d'abord. C'est la deuxième condition du raccourci qui tombe.

Étape 6

$m_{Zn}=n\,M=9{,}56\times 10^{-3}\times 65{,}4=0{,}625$ g.

Pourquoi

L'énoncé donne trois chiffres significatifs, la réponse en garde trois. Un ordre de grandeur de quelques dixièmes de gramme est cohérent avec un quart de litre de gaz.

Étape 7

Comparaison avec l'erreur classique : sans la correction, on trouverait $n=9{,}87\times 10^{-3}$ mol et $m=0{,}645$ g, soit $3{,}3$ % de trop.

Pourquoi

Cet écart est trop petit pour être détecté par un contrôle d'ordre de grandeur : c'est précisément ce qui rend ce piège si efficace, et pourquoi seul le réflexe de lecture protège.

Étape 8

Vérification de la loi de Dalton : $96{,}63+3{,}17=99{,}80$ kPa, la pression totale mesurée.

Pourquoi

Recomposer la pression totale prouve que la soustraction a été faite dans le bon sens. Une somme qui dépasserait la pression mesurée signalerait une addition.

Conclusion rédigée

« Le dihydrogène recueilli correspond à $9{,}56\times 10^{-3}$ mol, donc à $0{,}625$ g de zinc consommé. »

L'erreur classique sur cet exercice : L'erreur classique sur ce problème est de garder $99{,}8$ kPa. Elle donne $0{,}645$ g, une valeur parfaitement plausible que rien ne signale : ni l'unité, ni l'ordre de grandeur, ni la cohérence chimique. Seule la lecture attentive des mots « sur l'eau » la prévient.

À savoir par cœur

• Entre GAZ aux mêmes $T$ et $P$ , les rapports de VOLUMES sont les rapports des coefficients.
• Ce raccourci tombe dès qu'une espèce est solide, liquide ou en solution : il faut alors passer par les moles.
• Loi de Dalton : $P_{tot}=\sum P_{i}$ , et $P_{i}=x_{i}P_{tot}$ avec $x_{i}=\frac{n_{i}}{n_{tot}}$ .
• Gaz recueilli SUR L'EAU : $P_{gaz}=P_{tot}-P_{vapeur}$ , toujours. La table est fournie pour cela.
• La pression de vapeur ne dépend QUE de la température, jamais de la quantité d'eau.
• Loi de Graham : $\frac{v_{1}}{v_{2}}=\sqrt{\frac{M_{2}}{M_{1}}}$ , une RACINE carrée, donc des écarts modestes.
• $R=8{,}314$ impose kPa, L, mol et K. Un volume en millilitres fausse la réponse d'un facteur $1000$ .
• Deux quantités de réactifs données dans l'énoncé annoncent toujours une recherche de réactif limitant.

Questions fréquentes

Pourquoi faut-il soustraire la pression de vapeur d'eau ?

Parce que le gaz recueilli au-dessus de l'eau n'est pas pur : il est mélangé à de la vapeur d'eau, qui exerce sa propre pression partielle. La pression mesurée est donc la somme des deux. Pour obtenir la pression qui appartient réellement au gaz étudié, on retire la pression de vapeur d'eau, lue dans une table à la température de l'expérience.

Quand peut-on utiliser directement les volumes dans une équation chimique ?

Uniquement quand toutes les espèces comparées sont gazeuses et mesurées aux mêmes température et pression. Dans ce cas, la loi d'Avogadro garantit que des volumes égaux contiennent le même nombre de moles, et les volumes suivent donc directement les coefficients. Dès qu'un solide, un liquide ou une solution intervient, il faut repasser par les moles.

Comment calculer une pression partielle ?

Multipliez la pression totale par la fraction molaire du gaz, c'est-à-dire par le nombre de moles de ce gaz divisé par le nombre total de moles. Comme les volumes gazeux suivent les moles, un pourcentage volumique donne directement la fraction molaire. Vous pouvez aussi calculer chaque pression partielle directement avec la loi des gaz parfaits appliquée à ce gaz seul.

Pourquoi la loi de Graham fait-elle intervenir une racine carrée ?

Parce qu'à une même température, toutes les molécules ont la même énergie cinétique moyenne, qui vaut la moitié de la masse multipliée par le carré de la vitesse. C'est donc le carré de la vitesse qui est inversement proportionnel à la masse, et la vitesse elle-même suit l'inverse d'une racine carrée. Une masse seize fois plus petite donne quatre fois plus de vitesse, pas seize.

La pression de vapeur dépend-elle de la quantité d'eau dans la cuve ?

Non, elle ne dépend que de la température. À l'équilibre, autant de molécules quittent le liquide qu'y reviennent, et cet équilibre est fixé par l'agitation thermique seule. Mettre plus d'eau ou une surface plus large fait atteindre cet équilibre plus vite, mais ne change pas la valeur finale de la pression de vapeur.

Comment trouver le réactif limitant avec des volumes de gaz ?

Divisez le volume disponible de chaque réactif par son coefficient dans l'équation équilibrée, puis comparez les quotients. Le plus petit désigne le réactif limitant. C'est exactement la même méthode qu'avec des moles, mais elle va plus vite parce qu'elle s'applique directement aux volumes quand tous les réactifs sont gazeux aux mêmes conditions.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Stœchiométrie gazeuse et mélanges de gaz

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

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© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/chim5-gaz-stoechiometrie. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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