^{Stœchiométrie - Calculs avec des gaz}

• Masse atomique et molaire
• Equation et réaction chimique
• Calculs avec les équations chimiques
• Calculs avec des solutions aqueuses
• Facteurs expérimentaux
• Analyse élémentaire*
• Calculs avec des gaz*
• Exercices*

Pour faire des calculs stoechiométriques, il faut transformer les volumes en nombre de moles. 

Loi des gaz parfaits

Le modèle des gaz parfaits, un modèle simple qui a une très bonne précision dans les conditions usuelles de travail en chimie.

Les hypothèses de départ sont:

• Diamètre des particules négligeable par rapport à la distance entre elles.
• Pas d'autres interactions que des chocs aléatoires.
• Ces chocs sont parfaitement élastiques (E_cin conservée).

Les particules d'un gaz se déplacent à grande vitesse, quand elles heurtent un obstacle, cela crée de la pression sur celui-ci.

Comme la pression est:

1. Proportionelle à la quantité de gaz n 
2. Proportionnelle à la température, en partant du "vrai" zéro donc en unité kelvin
3. Inversement proportionnel au volume à disposition.

On a la formule     P · V   =  n · R · T

La constante de proportionalité R dépend des unités choisies, nous avons:
   

1 atm = 760 mm de Hg. = 101'300 Pa.                (1 Bar = 100'000 Pa              1kPa = 1 mbar)

On parle de "conditions normales" CNTP (Condition Normales de Température et de Pression) quand la pression est de 1 atmosphère et la température de 0°C.
Dans ces conditions, le volume d'une mole de gaz est de 22,4 litres (volume molaire).

Loi de Dalton

Dans un mélange gazeux, la pression totale du mélange est la somme des pressions partielles de chaque constituant (Dalton 1801).

P_tot   =   P_N2                                       P_tot   =   P_N2    +    P_O2

Exercices

Quand cela n'est pas spécifié, on admettra que nous nous trouvons dans des conditions normales de température et de pression (NTP).

Exercice 1: Démontrer que le volume molaire normal d'un gaz est bien de 22.4 litres.  

Exercice 2: On a 100 l d'O2 aux conditions normales. Que devient ce volume à 100°C et 5 atm.? (masse ne varie pas)  

Exercice 3: A quelle température faut-il porter 190 l de CO à 0,95 atm. et 0°C pour obtenir un volume de 250 l à 1 atm.? (masse ne varie pas)  

Exercice 4: Quelle est la masse volumique du gaz SO₂ aux conditions normales?  

Exercice 5: Quelle est la masse de 448 litres de CO₂?  

Exercice 6: Un corps pur gazeux a une masse volumique de 2,86 g/l. Quelle est sa masse moléculaire?  

Exercice 7: Quels volumes de dihydrogène et de dioxygène obtiendra-t-on en décomposant
900 g d'eau?  

Exercice 8: Un gaz occupe 58.5 mL sous une pression de 52 kPa et 30°C. Que deviendra cette pression si on augmente le volume à 2.3 L sans changer la température?  

Exercice 9: Dans un ballon rigide à 30°C, la pression d'un gaz est de 0.90 atm. Quelle température indiquera le thermomètre si la pression baisse de 0.10 atm?  

Exercice 10: On a 3 récipients de 4.0 L chacun, contenant respectivement de l'hélium, du dioxygène et du dioxyde de carbone aux conditions normales de température et de pression.
a) Quel récipient contient le plus de molécules de gaz?
b) Quelle est la masse de gaz contenue dans chacun des récipients?  

Exercice 11: Quelle est la masse maximum de pentane (C₅H₁₂) qui peut être brûlée si on ne dispose que de 17.0 g de dioxygène (O₂)?  

Exercice 12: Une réaction très rapide utilisée pour les "air-bag" des voitures est la décomposition du NaN₃ (s) en sodium métallique et en diazote (g).
a) Ecrire la réaction.
b) Quel volume de diazote, mesuré à 25°C et 1 atm sera généré par la décomposition de 73.0 g de NaN₃?  

Exercice 13: Quels volumes de dihydrogène(g) et de diazote(g) faut-il pour obtenir par synthèse 1000 litres de gaz ammoniac?
3 H₂  +   N₂     2 NH₃  

Exercice 14: Un gaz combustible est composé de 50% de dihydrogène, 30% de méthane et 20% de diazote (en volume). Par combustion, le dihydrogène donne de l'eau; le CH₄ du CO₂ et de l'eau. Le diazote n'entre pas en réaction. On demande: les équations de combustion, le volume de dioxygène nécessaire à la combustion d'un mètre cube de ce gaz ainsi que la masse d'eau, le volume de CO₂ obtenu et la masse volumique du mélange gazeux.  

Exercice 15: Lors de la transformation du sucre en alcool
C₆H₁₂O₆        2C₂H₆O    +   2CO₂
 il se dégage 112 litres de CO₂ (gaz carbonique). Calculer le poids de sucre décomposé.  

Exercice 16: On mélange 2.8 litres de méthane (CH₄), à 25°C et à 167 kPa, à 35 litres d'oxygène (O₂), à 31°C et à 127 kPa. On enflamme le mélange pour produire du dioxyde de carbone et de l'eau. Calculer le volume de CO₂ produit à 253 kPa et à 125 °C.  .  

Exercice 17: Aux conditions normales, il faut 140 l de O₂ pour brûler 100 l d'un mélange de CH₄ et de CO. Calculer sa composition centésimale.  

Exercice 18: Déterminer la formule d'un hydrocarbure gazeux contenant 85.69 % de C, 14.31 % de H. Si à 27°C et 700 mm Hg si 300 ml de ce gaz pèsent 0.6277 g.  

Exercice 19: On recueille N₂ à 22 °C au-dessus de l'eau (pression de H₂O = 20 mm.de Hg à 22 °C), alors que la pression atmosphérique vaut 727 mm de Hg. Quelle est la pression d'azote sec dans les mêmes conditions ?  

Exercice 20: On a 4 l de H₂ à 250 °C sous 25,00 atm ; quel sera le volume de H₂ à 25 °C sous 1 atm ?  

Exercice 21: Une masse de 1.5 g de gaz inconnu occupe un volume de 8.4 litres aux CNTP.
Quel sera son volume à 91 °C, sous pression normale ?    
Quel est ce gaz ? Quel sera son volume sous une pression de 84 cm Hg, à 0 °C ?  

Exercice 22: Soit un mélange de 4.2 g de N₂ et 3.2009 g de O₂ (gazeux) que l'on place dans un récipient contenant un liquide X à 0 °C. La pression intérieure totale vaut 581 mm Hg et le volume final = 7.6 l. Quelle est la pression de vapeur de X ?  

Exercice 23: La combustion de C donne du CO₂. On fait réagir 45 g de C et 1500 cm³ de O₂, à 25 °C et sous 5 atm. Combien obtient-on de grammes de CO₂ ?