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Stoechiometrie



  1. #1
    Simcity

    Stoechiometrie


    ------

    Bonjour, quelqu'un pourrait il confirmer ce que je pense avoir compris?
    Lors d'une reaction chimique si les reactifs sont introduits en proportions stoechiometriques, ils sont entierement consommés c'est ca? C'est le principe du dosage non?
    Merci

    -----

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  3. #2
    ZuIIchI

    Re : Stoechiometrie

    En proportions stoechiométriques ET SI LA REACTION EST TOTALE (ce qui est rarement le cas en chimie organique par exemple), tous les réactifs sont consommés à la fin de la réaction.

    Pour qu'une réaction soit utilisée pour un dosage, elle doit être rapide et totale. Le moment où tous les réactifs sont consommés (apportés en proportions stoechiométriques) s'appelle l'équivalence.
    Dernière modification par ZuIIchI ; 22/05/2013 à 21h26.

  4. #3
    moco

    Re : Stoechiometrie

    C'est le principe du dosage, eh oui. La phrase que tu indiques est vraie pour tous les dosages, et pour toutes les réactions complètes. Mais elle n'est pas valable pour les réactions qui conduisent à un état d'équilibre, c'est-à-dire pour les réactions qui peuvent être inversées en partie.

  5. #4
    Kemiste

    Re : Stoechiometrie

    Bonjour,

    Non ce n'est pas toujours vrai. Si une réaction n'est pas totale, les réactifs ne sont pas totalement consommés même s'ils sont introduits en proportions stœchiométriques.

    Par exemple lors d'une réaction d'estérification entre un acide carboxylique et un alcool primaire introduits en proportions stœchiométriques il y a un rendement maximal de 67%. Il y a un équilibre entre l'ester d'arrivée et les réactifs de départ.

    Quand on réalise un dosage, on choisit évidement une réaction totale. Et dans ce cas les réactifs, introduits en proportions stœchiométriques, sont totalement consommés.

  6. #5
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    Si les reactifs sont introduits en proportions stoechiometriques, cela n'induit il pas que la reaction soit totale?
    Je ne comprends pas, je pensais que l'un entrainait l'autre...

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    ZuIIchI

    Re : Stoechiometrie

    Si une réaction n'est pas totale elle mènera à un équilibre. Il peut arriver après avoir consommé 20% de réactifs comme 65%, cela dépend des réactions. Quand l'équilibre est atteint, 2 réactions se produisent à la même vitesse : la réaction réactif+réactif-->produit+produit et produit+produit-->réactif+réactif. Comme elles se produisent à la même vitesse, macroscopiquement, le système n'évolue plus. Mais cela ne veut donc pas dire qu'il ne se passe plus rien !

    Pour favoriser la formation d'un produit, et ainsi déplacer l'équilibre, on peut ajouter un réactif en excès, ou jouer sur les paramètres pression et température (Cf. Loi de Le Chatelier).

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  10. #7
    moco

    Re : Stoechiometrie

    Si tu mélanges 1 mole de gaz H2 et 1 mole de gaz I2 à 100°C, tu obtiendras 2 moles de gaz HI au bout de quelques instants, car la réaction n'est pas rapide. Il se passe la réaction H2 + I2 --> 2 HI.
    Mais si tu portes le tout à 500°C, il ne se passe rien, et le mélange H2 + I2 ne réagit pas.
    De plus, si tu portes le gaz HI pur à 500°C, tu observeras une décomposition assez rapide en H2 et I2. Il se produit la réaction inverse.
    La réaction va dans un sens à 100°C, et en sens inverse à 500°C.
    Mais que se passe-t-il à des températures intermédiaires ? Eh bien, les deux réactions se passent en même temps, et on observe que HI se décompose en même temps qu'il se reforme. Et si on part du mélange H2 + I2, on observe qu'il se forme HI en même temps qu'une partie de ce HI se décompose. On atteint une situation intermédiaire dite équilibre, où subsiste les produits initiaux et les produits finaux, simultanément.

  11. #8
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    Pour que la reaction soit totale il faut alors que les reactifs soient introduits en quantités stoechio et que la reaction soit assez rapide, c'est ca?
    L'etat d'equilibre n'est pas atteint quand un reactif est totalement consommé?
    Mettre un reactif en exces cela signifie qu'on en met plus que dans les prportions stoechio, mais dans quel but? Quelqu'un aurait un exemple concret?
    Merci pour vos reponses

  12. #9
    moco

    Re : Stoechiometrie

    Reprends l'exemple de H2 + I2 --> HI. Imagine que tu veuilles obtenir le plus possible de HI à 300°C, qui est un produit de valeur, aux dépens d'un mélange H2 + I2, en partant de l'idée que H2 est très bon marché et que I2 coûte cher. Si tu mets 1 mole H2 et 1 mole I2, et que tu portes le tout à 300°C, tu observeras que 60% de tout le iode I2 introduit sera transformé en HI. Il s'établira un équilibre contenant 0.4 mole H2, 0,4 mole I2 et 1.2 mole HI. C'est très bien. Mais cela ne te suffit pas, car tu voudrais que la plus grande partie de ton iode I2 soit transformée en HI. Tu aimerais bien obtenir quelque chose qui soit plus proche de 2 moles de HI. Tu peux bien sûr refroidir. Mais tu peux aussi rajouter un excès de H2, parce que si tu procèdes ainsi, tu vas observer que tu vas obtenir plus que 1.2 mole de HI, peut-être 1.6 ou 1.7. Et plus tu rajoutes de H2, plus tu te rapproches du maximum de 2 moles de HI. C'est la loi de l'équilibre, que tu étudieras sans doute un jour.

  13. #10
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    Merci, beaucoup! Mais pourquoi le fait de rajouter du H2 induit une plus grande conso de I2 et donc une plus grande production de HI? S'ils sont introduits dans des proportions 1 pour 1, les proportions stoechiometriques sont respectées et ils reagissent de la meme maniere jusqu'a atteindre un equilibre, la reaction n'est pas totale! Le fait de rajouter du H2 change quoi? je veux dire mise a part la quantité de HI, au niveau de I2 et de la réaction que se passe t-il?

  14. #11
    ZuIIchI

    Re : Stoechiometrie

    C'est ce dont j'ai parlé plus haut et que moco a décrit comme "loi de l'équilibre". Le principe de Le Chatelier dit que quand un système chimique est soumis à une contrainte, il tend à essayer de la diminuer. Si on augmente la température, la réaction favorisée sera celle qui consomme le plus de chaleur, celle endothermique. Si on augmente la pression, la réaction favorisée sera celle qui consommera le plus de gaz (pour diminuer la pression). Si on augmente la quantité de matière d'une espèce, la réaction favorisée sera celle qui consomme cette espèce.

    Si dans le cas de modo on augmente la quantité de H2, la réaction favorisée sera celle qui consomme H2 et produit HI.

  15. #12
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    Merci beaucoup! Je ne pensais pas que ca marchait comme ca! Petite question au passage hors sujet, dans les minéraux hydroxylés présents dans les roches hydratées l'eau est presente sous la forme d'hydroxyles HO, quelqu'un pourrait il m'expliquer ca?

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  17. #13
    ZuIIchI

    Re : Stoechiometrie

    La fonction hydroxyle OH est une fonction en chimie organique. En chimie inorganique on utilise le terme hydroxyde qui correspond à HO-.

    La plupart des minéraux sont des oxydes ou des hydroxydes. Il arrive que ces oxydes et hydroxydes se mélangent et cristallisent en emprisonnant de l'eau à l'intérieur du cristal et entre les molécules. L'eau n'est donc pas liée chimiquement. Elle est juste présente avec les molécule. C'est la même chose que pour le sulfate de cuivre anhydre qui est blanc et qui devient bleu en présence d'eau. Il n'y a pas de réaction qui se produit mais l'eau est piégée entre les molécules de sulfate de cuivre et la nouvelle entité est symbolisée CuSO4•xH2O ou x est le nombre de molécules d'eau piégée par une molécule de CuSO4.

  18. #14
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    Oui l'eau est emprisonnée dedans mais pourquoi alors parlons nous d'hydroxydes?

  19. #15
    ZuIIchI

    Re : Stoechiometrie

    Prenons l'exemple de l'hydroxyde de baryum (II) monohydraté (http://www.sigmaaldrich.com/catalog/...g=fr&region=FR)

    Il s'agit d'un hydroxyde car l'espèce est formée des ions Ba2+ et OH- (qui est l'ion hydroxyde). On rajoute qu'il est monohydraté parce qu'il cristallise avec une molécule d'eau.

    Comme l'exemple que j'ai cité plus eau, le CuSO4, il n'est pas obligatoire d'avoir un ion hydroxyde pour avoir une molécule hydratée tout comme une molécule hydratée ne contient pas forcément d'ion hydroxyde.

  20. #16
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    Haha pas mal le labsus! que signifie le point entre Ba(ho)2 et H2O? Mais c'est ca que je ne comprends pas, pourquoi parler d'une hydratation alors que ce sont les ions HO- qui sont impliqués et non les molecules d'eau?
    Mon livre parle de mineraux hydroxylés avec des terminaisons HO dans les formules chimiques des mineraux, c'est hien beau tout ca mais je ne comprends toujours pas pourquoi on peut encore parler d'eau alors que ce sont des ions HO-,pourrais tu m'aider à y voir plus clair quit à redefinir les bases parce que je m'embrouille...

  21. #17
    ZuIIchI

    Re : Stoechiometrie

    Personnellement, je ne m'y connais pas en minéralogie mais chimiquement je dirais que "hydraté" se rapporte à ce qui contient une MOLECULE d'eau et pas une partie comme juste le HO- sans le H+. L'éthanol est la forme hydratée de l'éthylène parce qu'on a rajouté H+ sur un carbone et OH- sur l'autre. Le chloral hydrate est la forme hydratée du chloral car un OH- aurait fait une addition nucléophile sur le carbonyle du chloral et le O- résultant aurait capté le H+ restant.

    Je répondrai plus tard aux autres éventuelles questions car mon portable n'a plus de batterie.

    Bonne nuit

  22. #18
    Simcity

    Re : Stoechiometrie

    D'accord, bonne nuit! Et encore merci!

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