Chimie générale 202-SN1-RE (ancien 202-NYA) • Cégep à Montréal

Fiche de révision : stœchiométrie, réactif limitant et rendement (202-SN1-RE, ancien 202-NYA)

La stœchiométrie n'est pas difficile, elle est longue : chaque question enchaîne trois ou quatre conversions, et une seule d'entre elles faite dans le mauvais sens emporte toute la réponse. La discipline consiste à convertir en moles dès la première ligne et à ne revenir aux grammes qu'à la dernière.

Cette fiche fixe la carte des conversions, donne la méthode du réactif limitant sous la seule forme qui ne trompe jamais, et rassemble les erreurs qui reviennent d'un examen à l'autre sur le rendement, la pureté et l'analyse par combustion.

Mis à jour le 1er novembre 2026

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Le fil du chapitre

Les coefficients d'une équation se lisent en MOLES, jamais en grammes. Toute la stœchiométrie consiste donc à sortir des grammes le plus tôt possible et à n'y revenir qu'à la toute dernière ligne.

Ce chapitre fait partie de Chimie générale 202-SN1-RE (ancien 202-NYA)

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 (5 chapitres) ↓

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

1 La mole et la quantité de matière Secondaire 5
2 Les propriétés de la matière Secondaire 4 ST, Science et technologie
3 La mesure au laboratoire, chiffres significatifs et incertitudes
4 Structure atomique et configuration électronique
5 Liaison chimique et géométrie moléculaire

L'essentiel

La carte des conversions

• $n=\dfrac{m}{M}$ : des grammes vers les moles. C'est la seule porte d'entrée du chapitre.
• Nombre d'entités $=n\times N_{A}$ , avec $N_{A}=6{,}022\times 10^{23}$ /mol.
• Gaz : $V=n\times V_{m}$ , avec $V_{m}=22{,}4$ L/mol à TPN ( $0$ °C) et $24{,}5$ L/mol à TAPN ( $25$ °C).
• Solution : $n=C\times V$ , avec $V$ EN LITRES.
• Les coefficients de l'équation équilibrée ne relient que des MOLES. Aucune conversion directe entre deux masses n'existe.

Toute conversion passe par la MOLE : aucune flèche ne relie directement une masse à un volume, ni deux masses entre elles. C'est la case centrale qui porte les coefficients de l'équation.

Aucune flèche ne relie directement une masse à un volume gazeux, ni une masse à une autre masse : tout passe par la mole. Dessiner cette carte en tête de copie fait gagner du temps et évite l'erreur la plus coûteuse.

Réactif limitant et rendement, dans le bon ordre

• Pour CHAQUE réactif, calculer $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ . Le plus PETIT rapport désigne le réactif limitant.
• Toute la suite du calcul part du réactif limitant : quantité de produit, masse théorique, volume dégagé.
• Excès restant $=n_{initial}-n_{consommé}$ , la quantité consommée se calculant depuis le limitant.
• Rendement $=\dfrac{\text{quantité réelle}}{\text{quantité théorique}}\times 100$ , toujours inférieur ou égal à $100\%$ .
• Pureté $=\dfrac{\text{masse de l'espèce active}}{\text{masse de l'échantillon}}\times 100$ : ce n'est PAS un rendement, c'est une propriété de la matière de départ.

Il y a plus de molécules de dihydrogène, et c'est pourtant lui qui s'épuise : son rapport

n/3

vaut

2

contre

3

pour le diazote, dont il reste une molécule.

Le mot « excès » dans un énoncé (« un excès d'acide chlorhydrique ») dispense de chercher le limitant : l'autre réactif l'est par définition, et l'énoncé vient de vous faire gagner cinq minutes.

Formules et analyse par combustion

• Formule empirique : convertir les pourcentages massiques en moles, diviser par le plus petit, puis multiplier tous les rapports par un entier s'il reste des décimales du type $1{,}5$ ou $1{,}33$ .
• Formule moléculaire $=$ formule empirique multipliée par $\dfrac{M_{molaire}}{M_{empirique}}$ , qui doit tomber sur un entier.
• Combustion : tout le carbone finit dans le $CO_{2}$ et tout l'hydrogène dans l'eau, donc $n_{C}=n_{CO_{2}}$ et $n_{H}=2\,n_{H_{2}O}$ .
• L'oxygène du composé s'obtient TOUJOURS par différence sur la masse de l'échantillon, jamais depuis le dioxygène consommé.
• Rendements en série : $R_{global}=R_{1}\times R_{2}\times\ldots$ , dès que chaque étape traite tout le produit de la précédente.

Chaque absorbeur piège un seul produit : sa prise de masse donne tout l'hydrogène ou tout le carbone. L'oxygène, lui, se trouve par différence sur la masse de l'échantillon.

Un rapport de $2{,}5$ dans une formule empirique ne s'arrondit pas à $3$ : il se multiplie par $2$ , et tous les autres rapports avec lui. Arrondir change le composé.

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. Désigner le réactif limitant par sa masse ou par sa quantité de matière brute

toute la question, 8 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« J'ai $0{,}0300$ mol de carbonate contre $0{,}0549$ mol d'acide : le carbonate est le réactif le plus rare, c'est donc lui le limitant. »

Ce qu'il faut écrire

« On compare $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ : $\dfrac{0{,}0300}{1}=0{,}0300$ pour le carbonate contre $\dfrac{0{,}0549}{2}=0{,}0274$ pour l'acide. C'est l'ACIDE qui est limitant. »

À gauche, les quantités brutes font passer le carbonate pour le réactif le plus rare. À droite, une fois la quantité divisée par son coefficient, c'est l'ACIDE qui présente le plus petit rapport : il s'épuise le premier.

Pourquoi : Ni la masse ni la quantité brute ne disent quoi que ce soit : c'est l'équation qui fixe combien de moles de chacun sont nécessaires. Seule la division par le coefficient met les deux réactifs sur la même échelle. Ici, les masses désignent le bon réactif, mais par chance seulement : les quantités brutes, elles, désignent le mauvais.

2. Modifier les indices d'une formule pour équilibrer une équation

toute la question, et souvent tout le problème qui suit

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Pour équilibrer $H_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O$ , j'écris $H_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O_{2}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« On n'ajuste QUE les coefficients devant les formules : $2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O$ . »

Doubler la molécule d'eau garde de l'eau ; changer son indice fabrique du peroxyde d'hydrogène. Seuls les coefficients s'ajustent.

Pourquoi : Changer un indice change la SUBSTANCE : le peroxyde d'hydrogène n'est pas de l'eau. Les coefficients disent combien d'entités réagissent, les indices disent de quoi elles sont faites.

3. Lire les coefficients de l'équation en grammes

toute la question, 6 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'équation dit $N_{2}+3H_{2}\rightarrow 2NH_{3}$ , donc $1$ g d'azote donne $2$ g d'ammoniac. »

Ce qu'il faut écrire

« Les coefficients relient des MOLES : $1$ mol d'azote donne $2$ mol d'ammoniac, soit $28{,}0$ g qui donnent $34{,}1$ g. »

Les coefficients comptent des moles, qui ne se conservent pas :

1+3

donnent

2

. Les grammes, eux, se conservent :

1

g d'azote ne peut pas donner

2

g d'ammoniac.

Pourquoi : La masse se conserve dans une réaction, mais pas le nombre de moles. Lire les coefficients en grammes viole donc la conservation de la masse, ce que le bilan de l'énoncé permet toujours de repérer.

4. Calculer l'oxygène d'une analyse par combustion à partir du dioxygène consommé

toute la question, 6 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On a brûlé l'échantillon avec $0{,}250$ mol de dioxygène, donc il contenait $0{,}500$ mol d'oxygène. »

Ce qu'il faut écrire

« L'oxygène du COMPOSÉ s'obtient par différence : $m_{O}=m_{échantillon}-m_{C}-m_{H}$ . Le dioxygène consommé n'entre jamais dans ce calcul. »

Pourquoi : Le dioxygène de l'air fournit lui aussi de l'oxygène aux produits : impossible de séparer les deux sources. Seul le bilan de masse sur l'échantillon isole l'oxygène qui en venait.

5. Calculer le rendement à partir du réactif en excès

3 points, et un rendement toujours sous-estimé

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le carbonate est en excès et pourrait donner $1{,}32$ g de gaz; j'en obtiens $1{,}10$ g, donc le rendement vaut $83\%$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Le rendement théorique se calcule TOUJOURS depuis le réactif LIMITANT : ici $1{,}21$ g, donc le rendement vaut $\dfrac{1{,}10}{1{,}21}\times 100=91\%$ . »

Le maximum possible se calcule depuis le réactif LIMITANT :

1{,}21

g, donc

91\%

. Calculé sur le réactif en excès, le maximum est inatteignable et le rendement tombe à tort à

83\%

Pourquoi : Le réactif en excès ne sera jamais entièrement consommé : il ne peut donc pas fixer la quantité maximale de produit. Un rendement calculé sur lui est systématiquement trop bas.

6. Additionner ou moyenner des rendements successifs

3 points, et un ordre de grandeur absurde

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Deux étapes à $80\%$ chacune donnent un rendement global de $160\%$ , ou bien de $80\%$ en moyenne. »

Ce qu'il faut écrire

« Les rendements se MULTIPLIENT : $0{,}80\times 0{,}80=0{,}64$ , soit $64\%$ . »

La deuxième étape ne travaille pas sur

100

g mais sur les

80

g qui restent : elle en garde

80\%

, soit

64

g. Les rendements se multiplient, ils ne se moyennent jamais.

Pourquoi : La deuxième étape ne travaille que sur ce qui est sorti de la première. Chaque étape prélève sa part sur un total déjà réduit, ce qui est exactement une multiplication de fractions.

7. Arrondir un rapport de formule empirique au lieu de le multiplier

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Les rapports sont $1$ et $1{,}5$ , donc la formule empirique est $AB_{2}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« On multiplie TOUS les rapports par $2$ : la formule est $A_{2}B_{3}$ . »

Pourquoi : Arrondir $1{,}5$ à $2$ change de composé. Les décimales à surveiller sont $0{,}5$ (multiplier par $2$ ), $0{,}33$ et $0{,}67$ (par $3$ ), $0{,}25$ et $0{,}75$ (par $4$ ).

8. Utiliser le volume molaire de TPN à température ambiante

2 points, et une erreur systématique de

9\%

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On recueille du gaz à $25$ °C : $n=\dfrac{V}{22{,}4}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« À $25$ °C et $101{,}3$ kPa, le volume molaire vaut $24{,}5$ L/mol, pas $22{,}4$ : $n=\dfrac{V}{24{,}5}$ . »

La même mole de gaz occupe

9\%

de volume en plus à

25

°C qu'à

0

°C : à température ambiante, on divise par

24{,}5

, pas par

22{,}4

Pourquoi : Le volume molaire dépend de la température et de la pression. Passer de $0$ à $25$ °C dilate le gaz de $9\%$ , ce qui suffit à faire rater une pureté ou un rendement calculé au dixième.

9. Confondre pureté et rendement

3 points sur la question de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le calcaire est pur à $77{,}6\%$ , donc la réaction a un rendement de $77{,}6\%$ . »

Ce qu'il faut écrire

« La pureté décrit l'échantillon de DÉPART, le rendement décrit la réaction. Ici la réaction est totale, son rendement vaut $100\%$ , et c'est l'échantillon qui contient $22{,}4\%$ d'impuretés inertes. »

La pureté décrit ce qu'on a mis dans le bécher, le rendement ce que la réaction en a fait. Ici l'échantillon est pur à

77{,}6\%

et la réaction totale.

Pourquoi : Les deux grandeurs peuvent coexister dans le même problème et se multiplient alors. Les confondre revient à compter deux fois la même perte, ou à en oublier une.

10. Oublier de convertir les millilitres en litres dans $n=CV$

2 points, et un facteur

1000

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $250$ mL d'une solution à $0{,}200$ mol/L : $n=0{,}200\times 250=50{,}0$ mol. »

Ce qu'il faut écrire

« $250$ mL $=0{,}250$ L, donc $n=0{,}200\times 0{,}250=0{,}0500$ mol. »

Pourquoi : La concentration est définie PAR LITRE. Une quantité de $50$ moles dans un bécher de $250$ mL représenterait plusieurs kilogrammes de soluté, ce qui se repère sans calcul.

Quelle méthode choisir

Par quelle conversion commencer

La donnée fournie par l'énoncé pour l'espèce de départ

Si une masse en grammes → $n=\dfrac{m}{M}$ , après avoir calculé $M$ avec le tableau périodique

Exemple : $3{,}00$ g de $CaCO_{3}$ donnent $0{,}0300$ mol
Si un volume de GAZ avec sa température et sa pression → $n=\dfrac{V}{V_{m}}$ si les conditions sont TPN ou TAPN, sinon $n=\dfrac{PV}{RT}$

Exemple : $0{,}950$ L à $25$ °C donnent $0{,}0388$ mol
Si un volume de SOLUTION et une concentration → $n=CV$ avec $V$ en litres

Exemple : $250$ mL à $0{,}200$ mol/L donnent $0{,}0500$ mol
Si un nombre d'atomes ou de molécules → $n=\dfrac{N}{N_{A}}$

Exemple : $3{,}01\times 10^{23}$ molécules donnent $0{,}500$ mol
Si un pourcentage massique et une masse d'échantillon → d'abord la masse de l'espèce active, ensuite seulement la conversion en moles

c'est le cas des échantillons impurs, où la pureté s'applique AVANT toute stœchiométrie

Quelle que soit la branche, la sortie est la même : des moles. C'est seulement une fois en moles que les coefficients de l'équation peuvent servir.

Le problème demande-t-il un limitant, un rendement ou une pureté

Ce que l'énoncé fournit et ce qu'il demande

Si les quantités de DEUX réactifs sont données → chercher le limitant par $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ avant tout autre calcul

Exemple : $3{,}00$ g de carbonate et $2{,}00$ g d'acide
Si l'énoncé dit « un excès de » pour l'un des réactifs → l'autre est limitant par définition, aucun calcul de comparaison n'est nécessaire

Exemple : « traité par un excès d'acide chlorhydrique »
Si l'énoncé donne une quantité obtenue INFÉRIEURE au calcul → rendement $=\dfrac{\text{réel}}{\text{théorique}}\times 100$

Exemple : $1{,}10$ g obtenus pour $1{,}21$ g attendus, soit $91\%$
Si l'énoncé parle d'un échantillon impur, brut, ou de minerai → pureté $=\dfrac{\text{masse active}}{\text{masse totale}}\times 100$ , calculée à la FIN

Exemple : $3{,}88$ g de carbonate dans $5{,}00$ g de calcaire, soit $77{,}6\%$
Si l'énoncé décrit plusieurs étapes successives → multiplier les rendements de chaque étape

et vérifier que chaque étape traite bien tout le produit de la précédente, sinon le raisonnement change

Un problème peut cumuler pureté ET rendement : la pureté s'applique à la matière de départ, le rendement à la réaction. Les deux se multiplient et ne se confondent jamais.

La rédaction attendue

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

Résoudre un problème de réactif limitant

Quand l'utiliser : Les quantités de deux réactifs au moins sont fournies, ou l'énoncé demande ce qui reste après réaction.

1 Écrire et ÉQUILIBRER l'équation, puis souligner les coefficients qui vont servir.
2 Convertir chaque quantité fournie en moles, avec l'unité écrite à chaque ligne.
3 Calculer $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ pour chaque réactif et écrire les deux nombres côte à côte pour rendre la comparaison lisible.
4 Désigner explicitement le limitant en une phrase, puis n'utiliser QUE lui pour la suite.
5 Calculer la quantité de produit attendue, la convertir dans l'unité demandée, et, si l'énoncé le demande, l'excès restant du second réactif.

Phrase de conclusion

« Les rapports $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ valent $0{,}0300$ pour le carbonate et $0{,}0274$ pour l'acide : l'ACIDE est le réactif limitant, il produit donc $0{,}0274$ mol de dioxyde de carbone, soit $1{,}21$ g, et il reste $0{,}254$ g de carbonate. »

Le piège : Écrire la comparaison sans le mot « limitant ». La phrase qui désigne le limitant vaut presque toujours un point à elle seule, et c'est elle qui justifie tout le reste du calcul.

Barème : Typiquement 1 point pour l'équation équilibrée, 2 pour les conversions, 2 pour la comparaison des rapports, 2 pour la quantité de produit, 1 pour l'excès.

Déterminer une formule empirique puis moléculaire

Quand l'utiliser : L'énoncé donne des pourcentages massiques, des masses d'éléments, ou les produits d'une combustion.

1 Prendre $100$ g d'échantillon si l'énoncé donne des pourcentages : chaque pourcentage devient directement une masse en grammes.
2 Convertir chaque masse en moles avec la masse molaire de l'ÉLÉMENT, pas du composé.
3 Diviser toutes les quantités par la plus petite, ce qui donne des rapports dont l'un vaut $1$ .
4 Multiplier tous les rapports par le plus petit entier qui les rende entiers, sans jamais arrondir une valeur du type $1{,}5$ .
5 Si la masse molaire du composé est donnée, calculer $\dfrac{M_{molaire}}{M_{empirique}}$ et multiplier la formule empirique par cet entier.

Phrase de conclusion

« Les rapports molaires valent $1{,}00$ et $1{,}50$ ; multipliés par $2$ , ils donnent la formule empirique $A_{2}B_{3}$ de masse $M_{emp}$ , et comme $\dfrac{M_{molaire}}{M_{emp}}=2$ , la formule moléculaire est $A_{4}B_{6}$ . »

Le piège : Utiliser la masse molaire du composé dans l'étape 2. On convertit chaque ÉLÉMENT séparément, avec sa propre masse atomique.

Vérifier avant de rendre

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

La conservation de la masse sur l'équation

Additionner les masses des réactifs consommés et celles des produits formés : les deux totaux doivent coïncider. C'est le contrôle le plus puissant du chapitre.

$28{,}0$ g d'azote plus $6{,}05$ g d'hydrogène doivent donner exactement $34{,}1$ g d'ammoniac.
Le rendement inférieur à cent pour cent

Un rendement supérieur à $100\%$ est impossible : il signale soit un limitant mal choisi, soit une masse théorique calculée sur le mauvais réactif.

Un rendement de $112\%$ : le calcul théorique est parti du réactif en excès.
La somme des pourcentages de la composition centésimale

Les pourcentages massiques de tous les éléments d'un composé doivent totaliser $100\%$ à l'arrondi près.

Une somme de $94\%$ : un élément a été oublié ou une masse molaire est fausse.
L'ordre de grandeur de la quantité de matière

Quelques grammes d'un composé courant donnent une fraction de mole, jamais des dizaines. Une quantité supérieure à une mole pour moins de $50$ g doit être vérifiée.

Un $n=50$ mol dans $250$ mL de solution : les millilitres n'ont pas été convertis.
Le rapport final de la formule moléculaire

Le quotient de la masse molaire par la masse de la formule empirique doit tomber sur un ENTIER. Un résultat comme $2{,}3$ signale une formule empirique fausse.

Un rapport de $1{,}5$ : la formule empirique n'a pas été multipliée par deux à l'étape précédente.

L'exercice type décortiqué

Le calcaire impur, de la pureté au réactif limitant

Un échantillon de $5{,}00$ g de calcaire, constitué de carbonate de calcium $CaCO_{3}$ et d'impuretés inertes, est traité par un EXCÈS d'acide chlorhydrique. On recueille $0{,}950$ L de dioxyde de carbone mesuré à $25$ °C et $101{,}3$ kPa.

Déterminer la pureté du calcaire. On refait ensuite l'expérience en faisant réagir $3{,}00$ g de carbonate pur avec $2{,}00$ g d'acide chlorhydrique : déterminer le réactif limitant, la masse de dioxyde de carbone formée et la masse de réactif restant.

Données : $M(CaCO_{3})=100{,}09$ g/mol, $M(HCl)=36{,}46$ g/mol, $M(CO_{2})=44{,}01$ g/mol, $V_{m}=24{,}5$ L/mol à TAPN.

Le calcaire impur est attaqué par un excès d'acide ; le dioxyde de carbone dégagé repousse le piston de la seringue jusqu'à

0{,}950

Étape 1

Équation : $CaCO_{3}+2\,HCl\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O+CO_{2}$ . Les coefficients utiles sont $1$ pour le carbonate, $2$ pour l'acide et $1$ pour le gaz.

Pourquoi

Sans équation équilibrée, aucun rapport n'est disponible et le coefficient $2$ de l'acide, qui décidera du limitant dans la seconde partie, resterait invisible.

Étape 2

$n(CO_{2})=\dfrac{0{,}950}{24{,}5}=0{,}0388$ mol. On utilise $24{,}5$ et non $22{,}4$ parce que la mesure est faite à $25$ °C.

Pourquoi

Le choix du volume molaire se justifie en une demi-phrase, et c'est là que la moitié des copies perdent $9\%$ sur toute la suite du problème.

Étape 3

Le rapport de l'équation étant $1:1$ entre le carbonate et le gaz, $n(CaCO_{3})=0{,}0388$ mol, ce qui donne $m=0{,}0388\times 100{,}09=3{,}88$ g.

Pourquoi

L'acide étant en EXCÈS d'après l'énoncé, le carbonate est limitant sans aucun calcul : la quantité de gaz mesurée renseigne donc directement sur lui.

Étape 4

Pureté $=\dfrac{3{,}88}{5{,}00}\times 100=77{,}6\%$ .

Pourquoi

La pureté se rapporte à l'échantillon de DÉPART. Elle ne dit rien du rendement de la réaction, qui est ici total puisque l'acide était en excès.

Étape 5

Seconde partie. $n(CaCO_{3})=\dfrac{3{,}00}{100{,}09}=0{,}0300$ mol et $n(HCl)=\dfrac{2{,}00}{36{,}46}=0{,}0549$ mol.

Pourquoi

On convertit d'abord, on compare ensuite. Comparer les masses $3{,}00$ et $2{,}00$ ou même les moles $0{,}0300$ et $0{,}0549$ ne dit encore rien du limitant.

Étape 6

Rapports : $\dfrac{0{,}0300}{1}=0{,}0300$ pour le carbonate contre $\dfrac{0{,}0549}{2}=0{,}0274$ pour l'acide. Le plus petit rapport est celui de l'ACIDE : c'est lui le réactif limitant.

Pourquoi

La division par le coefficient est la seule opération qui met les deux réactifs sur la même échelle. Ici elle inverse la conclusion que suggéraient les quantités brutes.

Étape 7

$n(CO_{2})=\dfrac{n(HCl)}{2}=0{,}0274$ mol, donc $m(CO_{2})=0{,}0274\times 44{,}01=1{,}21$ g.

Pourquoi

Tout part du limitant, et de lui seul. Utiliser le carbonate ici donnerait $1{,}32$ g, une valeur que la réaction ne peut pas atteindre faute d'acide.

Étape 8

Carbonate consommé : $0{,}0274$ mol. Il en reste $0{,}0300-0{,}0274=0{,}00254$ mol, soit $0{,}254$ g.

Pourquoi

L'excès se calcule toujours par différence entre l'initial et le consommé, et le consommé se lit sur le limitant. C'est la question qui vérifie que le limitant a bien été identifié.

Étape 9

Vérification par la masse : $3{,}00+2{,}00=5{,}00$ g au départ; à l'arrivée, $1{,}21$ g de gaz, $0{,}254$ g de carbonate restant, et le reste en chlorure de calcium et en eau.

Pourquoi

Le bilan de masse global est le contrôle qui attrape à peu près toutes les erreurs de conversion, sans avoir à refaire le moindre calcul stœchiométrique.

Conclusion rédigée

« Le calcaire est pur à $77{,}6\%$ . Dans la seconde expérience, l'acide chlorhydrique est le réactif limitant : il ne se forme que $1{,}21$ g de dioxyde de carbone et il reste $0{,}254$ g de carbonate de calcium non attaqué. »

L'erreur classique sur cet exercice : Désigner le carbonate comme limitant parce qu'il y en a moins en moles, et annoncer $1{,}32$ g de gaz. La différence avec la bonne réponse ne vaut que $0{,}11$ g, ce qui la rend indétectable sans le contrôle du rapport à coefficient.

À savoir par cœur

• $n=\dfrac{m}{M}$ , $n=CV$ avec $V$ en LITRES, $n=\dfrac{V}{V_{m}}$ pour un gaz, $n=\dfrac{N}{N_{A}}$ .
• $V_{m}=22{,}4$ L/mol à TPN ( $0$ °C) et $24{,}5$ L/mol à TAPN ( $25$ °C).
• Les coefficients relient des MOLES, jamais des grammes.
• Réactif limitant : le plus petit $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ , jamais la plus petite masse.
• Tout le calcul de produit part du LIMITANT; l'excès restant se calcule par différence.
• Rendement $=\dfrac{\text{réel}}{\text{théorique}}\times 100$ , toujours au plus $100\%$ . Rendements en série : ils se MULTIPLIENT.
• Combustion : $n_{C}=n_{CO_{2}}$ , $n_{H}=2n_{H_{2}O}$ , et l'oxygène du composé par DIFFÉRENCE de masse.
• Formule empirique : un rapport $1{,}5$ se multiplie par $2$ , il ne s'arrondit jamais.

Questions fréquentes

Comment trouver le réactif limitant à coup sûr ?

On convertit chaque réactif en moles, puis on divise cette quantité par son coefficient dans l'équation équilibrée. Le plus petit résultat désigne le réactif limitant. Comparer les masses ou même les quantités de matière brutes ne fonctionne pas, car l'équation ne consomme pas les réactifs dans les mêmes proportions.

Quelle différence entre pureté et rendement ?

La pureté décrit l'échantillon de départ : c'est la fraction de matière active qu'il contient, le reste étant des impuretés. Le rendement décrit la réaction : c'est la fraction du produit théorique réellement obtenue. Les deux peuvent apparaître dans le même problème, et elles se multiplient alors, mais elles ne se confondent jamais.

Pourquoi les rendements de plusieurs étapes se multiplient-ils ?

Parce que chaque étape ne travaille que sur ce que la précédente lui a laissé. Deux étapes à quatre-vingts pour cent laissent quatre-vingts pour cent de quatre-vingts pour cent, c'est-à-dire soixante-quatre pour cent du départ. Additionner ou faire la moyenne donnerait un résultat sans aucun sens physique.

Comment calculer l'oxygène dans une analyse par combustion ?

Toujours par différence de masse. On déduit la masse de carbone du dioxyde de carbone formé, la masse d'hydrogène de l'eau formée, puis on soustrait ces deux masses de la masse de l'échantillon. Le reste est l'oxygène du composé. Le dioxygène consommé ne sert jamais à ce calcul, car il apporte lui aussi de l'oxygène aux produits.

Quel volume molaire utiliser pour un gaz ?

Vingt-deux virgule quatre litres par mole aux conditions de température et de pression normales, c'est-à-dire zéro degré Celsius. Vingt-quatre virgule cinq litres par mole aux conditions ambiantes, c'est-à-dire vingt-cinq degrés. Dans tout autre cas, il faut passer par la loi des gaz parfaits. L'écart entre les deux valeurs atteint neuf pour cent.

Que faire quand un rapport de formule empirique n'est pas entier ?

On multiplie tous les rapports par le plus petit entier qui les rende entiers, jamais on n'arrondit. Une décimale de zéro virgule cinq demande un facteur deux, une décimale voisine d'un tiers ou de deux tiers demande un facteur trois, un quart ou trois quarts demandent quatre. Arrondir changerait purement et simplement de composé.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Stœchiométrie, réactif limitant et rendement

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.

10 exercices corrigés
100 points
150 minutes

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

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Fiche de révision : stœchiométrie, réactif limitant et rendement (202-SN1-RE, ancien 202-NYA)

L'essentiel

La carte des conversions

Réactif limitant et rendement, dans le bon ordre

Formules et analyse par combustion

Les pièges qui coûtent des points

1. Désigner le réactif limitant par sa masse ou par sa quantité de matière brute

2. Modifier les indices d'une formule pour équilibrer une équation

3. Lire les coefficients de l'équation en grammes

4. Calculer l'oxygène d'une analyse par combustion à partir du dioxygène consommé

5. Calculer le rendement à partir du réactif en excès

6. Additionner ou moyenner des rendements successifs

7. Arrondir un rapport de formule empirique au lieu de le multiplier

8. Utiliser le volume molaire de TPN à température ambiante

9. Confondre pureté et rendement

10. Oublier de convertir les millilitres en litres dans n=CVn=CVn=CV

Quelle méthode choisir

Par quelle conversion commencer

Le problème demande-t-il un limitant, un rendement ou une pureté

La rédaction attendue

Résoudre un problème de réactif limitant

Déterminer une formule empirique puis moléculaire

Vérifier avant de rendre

L'exercice type décortiqué

Le calcaire impur, de la pureté au réactif limitant

À savoir par cœur

Questions fréquentes

Comment trouver le réactif limitant à coup sûr ?

Quelle différence entre pureté et rendement ?

Pourquoi les rendements de plusieurs étapes se multiplient-ils ?

Comment calculer l'oxygène dans une analyse par combustion ?

Quel volume molaire utiliser pour un gaz ?

Que faire quand un rapport de formule empirique n'est pas entier ?

Exercices corrigés : Stœchiométrie, réactif limitant et rendement

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10. Oublier de convertir les millilitres en litres dans $n=CV$