Équilibreur d’équations et stœchiométrie

Équilibrez les équations chimiques par élimination de Gauss, calculez les quantités stœchiométriques, trouvez les réactifs limitants, calculez le pourcentage de rendement et identifiez les types de réactions. Voir aussi : Tableau périodique | Masse molaire.

Saisissez une équation chimique avec « = » comme séparateur (par ex. Fe + O2 = Fe2O3, H2 + O2 = H2O, C3H8 + O2 = CO2 + H2O).

Fonctionnement : l’équilibreur compte les atomes de chaque côté, construit une matrice de coefficients et la résout par élimination de Gauss pour obtenir les plus petits coefficients entiers. Le calculateur de stœchiométrie utilise les masses molaires de toutes les espèces pour convertir entre masse et moles.
Qu’est-ce qu’une équation chimique équilibrée ?

Une équation chimique est une recette écrite en atomes. La loi de conservation de la masse affirme que les atomes ne sont ni créés ni détruits au cours d’une réaction : le membre de gauche et celui de droite doivent donc comporter exactement les mêmes atomes — et l’équilibrage est la comptabilité qui le garantit. Les grands nombres placés devant chaque formule (les coefficients) sont les réglages que l’on ajuste jusqu’à ce que le compte de chaque élément corresponde : la rouille du fer exige 4 Fe + 3 O2 = 2 Fe2O3, et non 1 + 1 = 1. L’équilibrage relève de la pure algèbre, ce qui explique que cette page puisse le faire par élimination de Gauss, puis recompter chaque élément pour montrer Gauche = Droite. Des coefficients fractionnaires sont légitimes en thermochimie (par mole de réaction) ; les recettes de laboratoire lèvent les dénominateurs en multipliant tout.

La seule règle à retenir : les coefficients comptent des moles, et non des molécules isolées. 2H2 + O2 = 2H2O se lit « 2 mol de dihydrogène plus 1 mol de dioxygène donnent 2 mol d’eau » — ce qui explique aussi que 10 g de H2 et 32 g de O2 ne représentent pas la même quantité de réaction.
Stœchiométrie : le pont des moles

On ne pèse pas des moles, on pèse des grammes. Chaque problème de stœchiométrie suit le même enchaînement en trois étapes : grammes → moles (diviser par la masse molaire), moles d’une espèce → moles d’une autre (multiplier par le rapport des coefficients), moles → grammes (multiplier par l’autre masse molaire). L’étape du milieu est celle où l’équation équilibrée travaille. Pour l’exemple ci-dessus, 10 g de H2 font 4,960 mol ; l’équation 2H2 + O2 = 2H2O donne alors 2,480 mol de O2 consommées (79,4 g) et jusqu’à 4,960 mol de H2O formées (89,4 g). Les masses molaires proviennent directement du tableau périodique — la page Masse molaire est l’outil consacré à cette étape.

Réactif limitant : la logique du sandwich

Avec deux réactifs, l’un des deux s’épuise en premier et la réaction s’arrête là : le réactif limitant décide de tout, et l’autre est en excès. La comparaison porte sur les moles divisées par les coefficients : le quotient le plus petit s’épuise le premier. L’exemple illustre un point contre-intuitif : 32 g de O2 pèsent trois fois plus que 10 g de H2, et pourtant O2 est le réactif limitant (1,000 mol ÷ 1 l’emporte sur 4,960 mol ÷ 2), si bien que le rendement théorique n’est que de 36,03 g d’H2O et que 2,96 mol de H2 restent inutilisées. La masse seule ne tranche jamais la question : il faut que les coefficients de l’équation entrent dans la comparaison.

Rendement théorique, réel et pourcentage de rendement

Le rendement théorique est ce que permet le réactif limitant si chaque molécule coopère ; le rendement réel est ce que vous isolez effectivement ; le pourcentage de rendement = réel / théorique × 100 %. Les 85 g obtenus sur 100 g théoriques sont notés « Bon/Moyen » : les synthèses réelles perdent du rendement à cause des réactions parasites, d’une séparation incomplète, du produit resté sur la verrerie, et d’un équilibre qui refuse de s’achever. Un pourcentage de rendement supérieur à 100 % est un signal d’alarme pour un produit humide ou contaminé, et non un miracle.

Types de réactions en un coup d’œil

Le panneau de classification lit la forme d’une équation équilibrée : deux espèces qui deviennent une seule sont une synthèse, une espèce qui se scinde est une décomposition, un élément qui s’échange avec un élément d’un composé est un déplacement simple, deux composés qui échangent leurs partenaires forment un déplacement double. Brûler une substance avec O2 pour former CO2 et H2O est une combustion, et toute réaction qui transfère des électrons entre espèces est en plus une réaction d’oxydoréduction — les catégories se recoupent (l’exemple 2H2 + O2 = 2H2O est à la fois une synthèse, une combustion et une oxydoréduction). La comptabilité redox a sa propre page : Redox et électrochimie.

Idées reçues courantes
  • Équilibrer en changeant les indices. H2O et H2O2 sont deux substances différentes ; seuls les coefficients placés devant les formules sont à ajuster.
  • La masse la plus faible est le réactif limitant. L’exemple le réfute : 32 g de O2 pèsent plus que 10 g de H2, et pourtant ils limitent la réaction. Comparez les moles divisées par les coefficients, jamais les grammes bruts.
  • Une équation équilibrée signifie que la réaction a lieu. L’équilibrage ne dit rien de la vitesse (cinétique) ni de la mesure dans laquelle la réaction se produit (équilibre) — voir Équilibre chimique.
  • Un rendement supérieur à 100 % signifie plus de produit que possible. Cela signifie que le produit mesuré contient de l’eau ou des impuretés ; la réaction n’a enfreint aucune loi.

Outils associés : Masse molaire (le pont grammes–moles dont dépend cette page), Équilibre chimique (jusqu’où vont réellement les réactions), et Redox et électrochimie (réactions de transfert d’électrons).