Rapport molaire : définition et exemples

Qu'est-ce qu'un rapport molaire en chimie ?

Le rapport molaire est une fraction ou un rapport d'atomes dans des composés dans une réaction chimique. Steve Shepard/Getty Images

Dans une réaction chimique, les composés réagissent dans un rapport défini. Si le rapport est déséquilibré, il y aura des restes de réactif. Pour comprendre cela, vous devez vous familiariser avec le rapport molaire ou rapport molaire .

Rapport molaire

• Le rapport molaire compare le nombre de moles dans une équation équilibrée.
• C'est la comparaison entre les coefficients devant les formules chimiques.
• Si une formule n'a pas de coefficient, cela revient à dire qu'il y a 1 mole de cette espèce.
• Les rapports molaires sont utilisés pour prédire la quantité de produit qu'une réaction forme ou pour déterminer la quantité de réactif nécessaire pour fabriquer une quantité définie de produit.

Définition du rapport molaire

Un rapport molaire est le rapport entre les quantités grains de beauté de deux composés impliqué dans une réaction chimique . Les rapports molaires sont utilisés comme facteurs de conversion entre les produits et réactifs dans de nombreux problèmes de chimie . Le rapport molaire peut être déterminé en examinant les coefficients devant les formules dans une équation chimique équilibrée.

Aussi connu sous le nom de : Le rapport molaire est aussi appelé le rapport mole à mole .

Unités de rapport molaire

Les unités de rapport molaire sont soit mole: mole, soit un nombre sans dimension car les unités s'annulent. Par exemple, c'est bien de dire un rapport de 3 moles d'O_deuxpour 1 mole de H_deuxest 3: 1 ou 3 mol O_deux: 1 mol H_deux.

Exemple de rapport molaire : équation équilibrée

Pour la réaction :
2H_deux(g) + O_deux(g) → 2H_deuxO(g)

Le rapport molaire entre O_deuxet H_deuxO est 1:2. Pour chaque 1 mole d'O_deuxutilisé, 2 moles de H_deuxO sont formés.

Le rapport molaire entre H_deuxet H_deuxO est 1:1. Pour 2 moles de H_deuxutilisé, 2 moles de H_deuxO sont formés. Si 4 moles d'hydrogène ont été utilisées, alors 4 moles de l'eau seraient produits.

Exemple d'équation déséquilibrée

Pour un autre exemple, commençons par une équation déséquilibrée :

O₃→ Le_deux

Par inspection, vous pouvez voir que cette équation n'est pas équilibrée car la masse n'est pas conservée. Il y a plus d'atomes d'oxygène dans l'ozone (O₃) qu'il n'y en a dans le gaz oxygène (O_deux). Vous ne pouvez pas calculer le rapport molaire pour une équation déséquilibrée. L'équilibrage de cette équation donne:

2O₃→ 3O_deux

Vous pouvez maintenant utiliser les coefficients devant l'ozone et l'oxygène pour trouver le rapport molaire. Le rapport est de 2 ozone pour 3 oxygène, soit 2:3. Comment l'utilisez-vous ? Disons qu'on vous demande de trouver combien de grammes d'oxygène sont produits lorsque vous réagissez à 0,2 gramme d'ozone.

1. La première étape consiste à trouver le nombre de moles d'ozone dans 0,2 gramme. (N'oubliez pas qu'il s'agit d'un rapport molaire, donc dans la plupart des équations, le rapport n'est pas le même pour les grammes.)
2. Àconvertir des grammes en moles, recherchez le poids atomique de l'oxygène sur le tableau périodique . Il y a 16,00 grammes d'oxygène par mole.
3. Pour trouver combien de moles il y a dans 0,2 gramme, résolvez pour :
   x moles = 0,2 grammes * (1 mole/16,00 grammes).
   Vous obtenez 0,0125 mole.
4. Utilisez le rapport molaire pour trouver combien de moles d'oxygène sont produites par 0,0125 mole d'ozone :
   moles d'oxygène = 0,0125 moles d'ozone * (3 moles d'oxygène/2 moles d'ozone).
   En résolvant cela, vous obtenez 0,01875 mole d'oxygène gazeux.
5. Enfin, convertissez le nombre de moles d'oxygène gazeux en grammes pour obtenir la réponse :
   grammes d'oxygène gazeux = 0,01875 moles * (16,00 grammes/mole)
   grammes d'oxygène gazeux = 0,3 gramme

Il devrait être assez évident que vous auriez pu saisir la fraction molaire tout de suite dans cet exemple particulier, car un seul type d'atome était présent des deux côtés de l'équation. Cependant, il est bon de connaître la marche à suivre lorsque vous rencontrez des problèmes plus compliqués à résoudre.

Sources

• Bleu ciel, David (1996). Principes de base et calculs en génie chimique (6e éd.). ISBN 978-0-13-305798-0.
• Bureau international des poids et mesures (2006). Le système international d'unités (SI) (8e éd.). ISBN 92-822-2213-6.
• Rickard, James N.; Spencer, George M.; En ligneBodner, Lyman H. (2010). Chimie : structure et dynamique (5e éd.). Hoboken, N.J. : Wiley. ISBN 978-0-470-58711-9.
• Whiteman, DN (2015). Encyclopédie des sciences atmosphériques (2e éd.). Elsevier Ltd. ISBN 978-0-12-382225-3 .
• En ligneZumdahl, Steven S. (2008). Chimie (8e éd.). Cengage Apprentissage. ISBN 0-547-12532-1.