Réaction du Vinaigre et du Bicarbonate
Contexte : La chimie effervescente de la cuisine.
La réaction entre le vinaigre (une solution d'acide acétique) et le bicarbonate de soude est l'une des expériences de chimie les plus connues, créant une effervescence spectaculaire. Au-delà de l'effet visuel, cette réaction est un exemple parfait de transformation chimique où des réactifs disparaissent pour former de nouveaux produits, dont un gaz. Comprendre comment prédire la quantité de gaz produit à partir des quantités de réactifs de départ est un concept clé de la stœchiométriePartie de la chimie qui traite des relations quantitatives (masse, volume, quantité de matière) entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique.. Cet exercice vous guidera dans la détermination du réactif limitant et le calcul du volume de gaz dégagé.
Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre le concept fondamental de réactif limitant. Dans une réaction, les réactifs sont rarement mélangés dans les proportions parfaites. L'un d'eux s'épuisera en premier, arrêtant la réaction et déterminant la quantité maximale de produits que l'on peut obtenir. Nous utiliserons un tableau d'avancement pour suivre les quantités de matière à chaque étape de la transformation.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer des quantités de matière initiales à partir d'une masse et d'une concentration.
- Construire et utiliser un tableau d'avancement pour une réaction chimique.
- Identifier le réactif limitant et déterminer l'avancement maximal.
- Faire un bilan de matière à l'état final.
- Calculer un volume de gaz produit en utilisant le volume molaire.
Données de l'étude
Schéma de l'expérience
Questions à traiter
- Calculer les masses molaires de l'acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) et du bicarbonate de sodium (\(\text{NaHCO}_3\)).
- Calculer les quantités de matière initiales des deux réactifs.
- À l'aide d'un tableau d'avancement, déterminer le réactif limitant et l'avancement maximal de la réaction.
- Calculer le volume de dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) dégagé à la fin de la réaction.
Les bases de la Stœchiométrie
Avant de plonger dans la correction détaillée, il est essentiel de bien comprendre les concepts fondamentaux qui suivent. Cette section est un rappel des bases nécessaires pour aborder l'exercice avec confiance.
1. L'Équation Chimique :
C'est la "recette" de la transformation. Elle montre les réactifs (à gauche de la flèche) qui se transforment en produits (à droite). Les nombres devant chaque formule, appelés coefficients stœchiométriques, indiquent les proportions en moles. Par exemple, \(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\) signifie que 2 moles de dihydrogène réagissent avec 1 mole de dioxygène pour former 2 moles d'eau.
2. Quantité de Matière (n) :
C'est la quantité de "paquets" (moles) d'une substance. On peut la calculer de deux manières principales :
- Pour un solide ou un liquide pur : \(n = m/M\) (masse divisée par masse molaire).
- Pour une espèce en solution : \(n = C \times V\) (concentration molaire multipliée par volume).
3. Tableau d'Avancement :
C'est un tableau qui permet de suivre les quantités de matière de chaque espèce au cours de la réaction. Il a trois lignes principales : l'état initial (avant la réaction), l'état intermédiaire (pendant la réaction, en fonction d'une variable \(x\) appelée avancement), et l'état final (quand la réaction s'arrête).
4. Réactif Limitant et Avancement Maximal (\(x_{\text{max}}\)) :
Le réactif limitant est celui qui est complètement consommé en premier et qui arrête la réaction. Pour le trouver, on calcule l'avancement maximal que chaque réactif permettrait d'atteindre s'il était seul à se consommer. Le "vrai" avancement maximal, \(x_{\text{max}}\), est la plus petite de ces valeurs. Le réactif correspondant est le réactif limitant.
Correction : Réaction du Vinaigre et du Bicarbonate
Question 1 : Calculer les masses molaires
Principe (le concept chimique)
La masse molaire d'un composé est la somme des masses molaires de tous les atomes qui le constituent, en tenant compte de leur nombre dans la formule chimique. C'est la masse d'une mole de ce composé.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La formule chimique est une recette précise. Pour \(\text{CH}_3\text{COOH}\), on décompte : 2 atomes de Carbone (C), 4 atomes d'Hydrogène (H), et 2 atomes d'Oxygène (O). On additionne alors les masses molaires correspondantes : \(2 \times M(C) + 4 \times M(H) + 2 \times M(O)\).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Soyez méthodique dans le décompte des atomes pour ne pas en oublier, surtout avec des formules complexes. C'est une étape de calcul simple mais où une erreur d'inattention peut fausser tout le reste de l'exercice.
Astuces (Pour aller plus vite)
Pour des formules avec des parenthèses, comme \(Ca(OH)_2\), n'oubliez pas de distribuer l'indice extérieur à tous les atomes à l'intérieur : 1 atome de Ca, 2 atomes de O et 2 atomes de H.
Normes (la référence réglementaire)
La masse molaire, notée \(M\), s'exprime en grammes par mole (\(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\) ou g/mol) dans le Système International d'unités.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On utilise les masses molaires atomiques fournies, qui sont des valeurs standard pour les calculs au niveau seconde.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour un composé de formule \(A_a B_b C_c ...\), la masse molaire est :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(M(\text{H})=1.0 \, \text{g/mol}\)
- \(M(\text{C})=12.0 \, \text{g/mol}\)
- \(M(\text{O})=16.0 \, \text{g/mol}\)
- \(M(\text{Na})=23.0 \, \text{g/mol}\)
Schéma (Avant les calculs)
Molécules à analyser
Calcul(s) (l'application numérique)
Pour l'acide acétique \(\text{CH}_3\text{COOH}\) :
Pour le bicarbonate de sodium \(\text{NaHCO}_3\) :
Schéma (Après les calculs)
Masses molaires calculées
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Nous avons maintenant les "masses de référence" pour nos deux réactifs. Une mole d'acide acétique pèse 60.0 g et une mole de bicarbonate de sodium pèse 84.0 g.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
La masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires de ses atomes constitutifs, chacun multiplié par son indice dans la formule chimique.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape est indispensable pour pouvoir, dans la question suivante, convertir les données de l'énoncé (masse et volume/concentration) en une unité commune comparable : la quantité de matière (moles).
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Vérifiez bien votre décompte d'atomes. Pour \(\text{CH}_3\text{COOH}\), il est facile de ne compter qu'un seul C ou un seul O si on lit trop vite. Il y a bien 2 C, 4 H et 2 O au total.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La spectrométrie de masse est une technique analytique moderne qui permet de mesurer la masse molaire des molécules avec une très grande précision, ce qui est crucial pour identifier des composés inconnus.
FAQ (pour lever les doutes)
Pourquoi les masses molaires atomiques ne sont-elles pas des nombres entiers ?
Elles représentent la masse moyenne des atomes d'un élément tels qu'on les trouve dans la nature, en tenant compte de l'abondance de leurs différents isotopes (atomes du même élément avec un nombre de neutrons différent).
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
\(M(\text{CH}_3\text{COOH}) = 60.0 \, \text{g/mol}\)
\(M(\text{NaHCO}_3) = 84.0 \, \text{g/mol}\)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Calculez la masse molaire de l'acétate de sodium (\(\text{CH}_3\text{COONa}\)).
Question 2 : Calculer les quantités de matière initiales
Principe (le concept chimique)
Avant la réaction, nous devons savoir "combien" de chaque réactif nous avons, non pas en masse ou en volume, mais en quantité de matière (moles). C'est la seule façon de pouvoir comparer les réactifs entre eux et de prédire l'issue de la réaction. Nous utilisons pour cela les formules appropriées : l'une pour le soluté en solution, l'autre pour le solide pesé.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La quantité de matière, \(n\), est le concept central de la stœchiométrie. Elle fait le lien entre le monde macroscopique (ce qu'on mesure) et le monde microscopique (ce qui réagit). Les deux formules \(n = C \times V\) et \(n = m / M\) sont les deux outils principaux pour la calculer.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
L'erreur la plus fréquente dans ce type de calcul est l'oubli de la conversion du volume de millilitres (mL) en litres (L). Les concentrations sont presque toujours données en mol/L, donc le volume doit être en L pour que les unités soient cohérentes. Prenez l'habitude de faire cette conversion systématiquement.
Astuces (Pour aller plus vite)
Pour convertir des mL en L, il suffit de diviser par 1000, ou de décaler la virgule de trois rangs vers la gauche. Par exemple, \(20 \, \text{mL} = 0.020 \, \text{L}\).
Normes (la référence réglementaire)
La quantité de matière, notée \(n\), a pour unité la mole (mol) dans le Système International.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la concentration du vinaigre commercial est précise et que la pesée du bicarbonate de sodium est exacte.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour l'acide acétique en solution :
Pour le bicarbonate de sodium solide :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Acide acétique : \(C = 1.4 \, \text{mol/L}\), \(V = 20 \, \text{mL}\)
- Bicarbonate de sodium : \(m = 2.5 \, \text{g}\), \(M = 84.0 \, \text{g/mol}\)
Schéma (Avant les calculs)
Données initiales à convertir en moles
Calcul(s) (l'application numérique)
Pour l'acide acétique \(\text{CH}_3\text{COOH}\) :
D'abord, on convertit le volume en litres :
Ensuite, on calcule la quantité de matière :
Pour le bicarbonate de sodium \(\text{NaHCO}_3\) :
Schéma (Après les calculs)
Quantités de matière initiales
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Nous avons mélangé 0.028 mole d'acide acétique avec environ 0.030 mole de bicarbonate de sodium. Les quantités sont très proches, mais pas identiques. Cette petite différence sera cruciale pour déterminer quel réactif s'épuisera en premier.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Les deux formules pour calculer la quantité de matière \(n\) sont :
1. Pour les solides/liquides purs : \(n = m/M\)
2. Pour les solutés en solution : \(n = C \times V\)
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape est la traduction des données de l'énoncé (qui sont des grandeurs de laboratoire) en langage stœchiométrique (les moles), ce qui est indispensable pour construire le tableau d'avancement.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
La conversion des volumes est l'erreur la plus fréquente. Une erreur ici entraîne une erreur d'un facteur 1000 sur la quantité de matière, ce qui change complètement le résultat final.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Dans les processus industriels, les réactifs sont introduits via des débitmètres (qui mesurent des volumes par unité de temps) et des balances en continu. Des automates calculent en permanence les quantités de matière pour ajuster les flux et optimiser la production.
FAQ (pour lever les doutes)
Puis-je garder plus de chiffres significatifs pour les calculs ?
Oui, c'est même une bonne pratique. Gardez la valeur non arrondie (comme 0.02976...) dans la mémoire de votre calculatrice pour les étapes suivantes, et n'arrondissez qu'à la toute fin pour le résultat final. Ici, nous arrondissons à chaque étape pour plus de clarté pédagogique.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
\(n(\text{CH}_3\text{COOH}) = 0.028 \, \text{mol}\)
\(n(\text{NaHCO}_3) \approx 0.0298 \, \text{mol}\)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
On dispose de 100 mL d'une solution d'acide chlorhydrique (HCl) à \(C=0.5 \, \text{mol/L}\). Quelle est la quantité de matière d'HCl ?
Question 3 : Réactif limitant et avancement maximal
Principe (le concept chimique)
Le réactif limitant est le réactif qui s'épuise en premier dans une réaction chimique, provoquant son arrêt. L'avancement de la réaction, noté \(x\), mesure la "progression" de la transformation. L'avancement maximal, \(x_{\text{max}}\), est la valeur de \(x\) atteinte lorsque le réactif limitant a totalement disparu. C'est \(x_{\text{max}}\) qui détermine les quantités de toutes les espèces à la fin de la réaction.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Pour trouver le réactif limitant, on formule une hypothèse pour chaque réactif : "Et si CE réactif était le limitant ?". Pour chaque hypothèse, on calcule la valeur de l'avancement qui annulerait la quantité de ce réactif. La plus petite de ces valeurs est le véritable avancement maximal (\(x_{\text{max}}\)), et le réactif qui a conduit à cette plus petite valeur est le réactif limitant.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Le tableau d'avancement est un outil puissant et visuel. Prenez le temps de le construire proprement. La ligne "État final" se remplit en remplaçant simplement \(x\) par la valeur de \(x_{\text{max}}\) que vous venez de trouver. Cela vous donne un bilan de matière complet : ce qui a disparu, ce qui a été créé et ce qui reste.
Astuces (Pour aller plus vite)
Pour une réaction simple avec des coefficients de 1, comme ici, le réactif limitant est tout simplement celui qui est présent en plus petite quantité de matière au départ.
Normes (la référence réglementaire)
L'avancement d'une réaction, noté \(x\), s'exprime en moles (mol).
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la réaction est totale, c'est-à-dire qu'elle se poursuit jusqu'à l'épuisement complet du réactif limitant.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour chaque réactif R de quantité initiale \(n_i(R)\) et de coefficient stœchiométrique \(a\), on calcule l'avancement maximal théorique :
Le véritable avancement maximal est la plus petite de ces valeurs :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Équation : \(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{NaHCO}_3 \rightarrow \text{CH}_3\text{COONa} + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2\)
- \(n_i(\text{CH}_3\text{COOH}) = 0.028 \, \text{mol}\)
- \(n_i(\text{NaHCO}_3) = 0.0298 \, \text{mol}\)
Schéma (Avant les calculs)
Tableau d'avancement à remplir
| Équation | CH₃COOH | + | NaHCO₃ | → | CH₃COONa | + | H₂O | + | CO₂ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| État Initial (mol) | 0.028 | 0.0298 | 0 | solvant | 0 | ||||
| En cours (mol) | 0.028 - x | 0.0298 - x | x | solvant | x | ||||
| État Final (mol) | 0.028 - xₘₐₓ | 0.0298 - xₘₐₓ | xₘₐₓ | solvant | xₘₐₓ |
Calcul(s) (l'application numérique)
Les coefficients stœchiométriques des réactifs sont tous égaux à 1.
Hypothèse 1 : L'acide acétique est le limitant.
Hypothèse 2 : Le bicarbonate de sodium est le limitant.
On compare les deux valeurs : \(0.028 < 0.0298\). La plus petite valeur est \(0.028 \, \text{mol}\).
Le réactif qui a conduit à cette valeur est l'acide acétique. C'est donc le réactif limitant.
Schéma (Après les calculs)
Tableau d'avancement final
| Équation | CH₃COOH | + | NaHCO₃ | → | CH₃COONa | + | H₂O | + | CO₂ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| État Initial (mol) | 0.028 | 0.0298 | 0 | solvant | 0 | ||||
| État Final (mol) | 0 | 0.0018 | 0.028 | solvant | 0.028 |
Réflexions (l'interprétation du résultat)
À la fin de la réaction, tout l'acide acétique a été consommé. Il reste un petit excès de bicarbonate de sodium (0.0018 mol) qui n'a pas pu réagir. La réaction a produit 0.028 mole de dioxyde de carbone et 0.028 mole d'acétate de sodium.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Pour trouver le réactif limitant :
1. Calculez les quantités initiales \(n_i\) de chaque réactif.
2. Divisez chaque \(n_i\) par son coefficient stœchiométrique.
3. La plus petite valeur obtenue désigne le réactif limitant.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Identifier le réactif limitant est la seule façon de savoir quand la réaction s'arrête et donc de calculer les quantités réelles de produits formés. Sans cette étape, on ne pourrait pas prédire le volume de gaz.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne vous contentez pas de comparer les quantités de matière initiales. Il faut impérativement les diviser par leur coefficient stœchiométrique respectif. Dans cet exercice, les coefficients sont 1, donc la comparaison est directe, mais ce n'est pas toujours le cas.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
En synthèse chimique, on introduit souvent volontairement un des réactifs (le moins cher) en large excès pour s'assurer que le réactif le plus coûteux ou le plus précieux soit entièrement consommé, maximisant ainsi le rendement de la réaction par rapport à ce dernier.
FAQ (pour lever les doutes)
Que signifie "réactif en excès" ?
C'est le réactif qui n'est pas le limitant. Il en reste à la fin de la réaction. Ici, le bicarbonate de sodium est en excès.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si on mélange 2 moles de H₂ et 2 moles de O₂ selon la réaction \(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\), quel est le réactif limitant ?
Question 4 : Calculer le volume de dioxyde de carbone
Principe (le concept chimique)
Le volume occupé par un gaz ne dépend pas de sa nature, mais de sa quantité de matière (en moles), de la température et de la pression. Dans des conditions données, le volume occupé par une mole de n'importe quel gaz est constant : c'est le volume molaire \(V_m\). Pour trouver le volume total de gaz produit, il suffit de multiplier la quantité de matière de gaz (trouvée avec le tableau d'avancement) par ce volume molaire.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La loi d'Avogadro-Ampère stipule que des volumes égaux de gaz différents, dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules (et donc le même nombre de moles). Le volume molaire \(V_m\) est le facteur de proportionnalité entre le volume et la quantité de matière d'un gaz : \(V = n \times V_m\).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Cette dernière étape est une application directe du bilan de matière. Le tableau d'avancement nous a donné la quantité de CO₂ produite à l'état final (\(n_f(\text{CO}_2) = x_{\text{max}}\)). Il ne reste plus qu'à convertir cette quantité de matière en un volume mesurable.
Astuces (Pour aller plus vite)
Vérifiez les unités ! \(n\) est en mol, \(V_m\) est en L/mol. Le produit \(n \times V_m\) donne bien des Litres (\(\text{mol} \times \frac{\text{L}}{\text{mol}} = \text{L}\)).
Normes (la référence réglementaire)
Le volume molaire \(V_m\) dépend des conditions de température et de pression. Il est souvent donné à 24.0 L/mol dans les "conditions usuelles" d'un laboratoire (\(20^\circ\text{C}, 1 \text{ atm}\)).
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que le dioxyde de carbone se comporte comme un gaz parfait et que l'expérience est réalisée dans les conditions où le volume molaire est de 24.0 L/mol.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La relation entre le volume d'un gaz, sa quantité de matière et le volume molaire est :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Quantité de CO₂ produite : \(n_f(\text{CO}_2) = x_{\text{max}} = 0.028 \, \text{mol}\)
- Volume molaire : \(V_m = 24.0 \, \text{L/mol}\)
Schéma (Avant les calculs)
Conversion Moles de Gaz -> Volume
Calcul(s) (l'application numérique)
On applique la formule au dioxyde de carbone :
On peut convertir ce volume en millilitres pour mieux se le représenter :
Schéma (Après les calculs)
Volume de Gaz Produit
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le mélange de 20 mL de vinaigre et 2.5 g de bicarbonate produit 672 mL de gaz, soit un volume plus de 30 fois supérieur au volume de vinaigre initial. Cela explique le caractère très effervescent et "explosif" de la réaction, souvent utilisée pour propulser des fusées à eau ou créer des volcans pour les exposés de science.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Le volume d'un gaz se calcule avec la formule \(V = n \times V_m\), où \(n\) est la quantité de matière du gaz et \(V_m\) est le volume molaire.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape finale permet de relier le calcul stœchiométrique (le nombre de moles) à une grandeur macroscopique et observable (le volume de gaz produit), ce qui est souvent le but final d'un tel exercice.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
N'utilisez la formule \(V = n \times V_m\) que pour les gaz ! Elle ne s'applique ni aux solides, ni aux liquides, ni aux solutés en solution.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les airbags de voiture fonctionnent grâce à une réaction chimique extrêmement rapide qui produit un grand volume de gaz (de l'azote) en quelques millisecondes pour gonfler le coussin. Les calculs stœchiométriques sont essentiels pour doser précisément la petite charge explosive.
FAQ (pour lever les doutes)
Le volume molaire est-il toujours de 24.0 L/mol ?
Non, cette valeur n'est valable que pour une certaine température et pression. Dans d'autres conditions, par exemple à \(0^\circ\text{C}\) et 1 bar (les "conditions normales"), il vaut environ 22.4 L/mol. La valeur de \(V_m\) doit toujours être donnée dans l'énoncé.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si une réaction produit 0.5 mole d'un gaz dans les mêmes conditions (\(V_m = 24.0 \, \text{L/mol}\)), quel volume de gaz obtient-on ?
Outil Interactif : Simulateur de Réaction
Modifiez les quantités de réactifs pour voir quel est le réactif limitant et le volume de gaz produit.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Le Saviez-Vous ?
En pâtisserie, le bicarbonate de soude (une base) réagit avec un ingrédient acide (comme le yaourt, le citron ou le vinaigre) pour produire du dioxyde de carbone. Les bulles de ce gaz sont piégées dans la pâte et la font lever, la rendant légère et aérée. C'est le principe de la levure chimique !
Foire Aux Questions (FAQ)
Pourquoi la réaction produit-elle du gaz ?
La réaction entre un acide (acide acétique) et un ion hydrogénocarbonate (HCO₃⁻) produit initialement de l'acide carbonique (H₂CO₃). Cet acide est très instable en solution aqueuse et se décompose immédiatement en eau (H₂O) et en dioxyde de carbone (CO₂), qui est un gaz à température ambiante, d'où l'effervescence.
Est-ce que la température influence le volume de gaz produit ?
Oui, de manière significative. Le volume molaire \(V_m\) augmente avec la température. Selon la loi des gaz parfaits, le volume est directement proportionnel à la température absolue (en Kelvin). Une réaction plus chaude produira donc un volume de gaz plus important pour la même quantité de matière.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Dans une réaction, si on double la quantité de matière du réactif limitant, la quantité de produit formé...
2. La réaction \(N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3\) est réalisée avec 1 mole de N₂ et 3 moles de H₂. Quel est le réactif limitant ?
- Stœchiométrie
- Étude des proportions quantitatives (en moles) dans lesquelles les réactifs sont consommés et les produits sont formés au cours d'une réaction chimique.
- Réactif Limitant
- Réactif qui est entièrement consommé en premier dans une réaction chimique et qui détermine la quantité maximale de produit pouvant être formé.
- Tableau d'Avancement
- Tableau qui permet de suivre l'évolution des quantités de matière des réactifs et des produits en fonction de l'avancement (x) d'une réaction.
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