Dernière mise à jour : 2026-07-01

Ce à quoi répond la stœchiométrie des gaz

Une équation chimique équilibrée indique comment les quantités de réactifs et de produits sont liées. Lorsque l’un de ces produits est un gaz, une question se pose naturellement : quelle quantité de gaz — mesurée comme un volume — la réaction produit-elle ? La stœchiométrie des gaz y répond précisément, faisant le lien entre la comptabilité en moles de l’équation et le volume physique qu’occupe un gaz.

Le calcul comporte deux parties. D’abord, le rapport molaire issu de l’équation équilibrée convertit la quantité d’une substance connue en moles de gaz. Ensuite, la loi des gaz parfaits transforme ces moles en un volume à la température et à la pression où le gaz est recueilli.

Les deux étapes

Étape 1 — rapport molaire

Si la substance connue apparaît avec le coefficient $a$ et le gaz produit avec le coefficient $b$ dans l’équation équilibrée, alors

Le rapport $b/a$ se lit directement sur les coefficients ; rien d’autre dans l’équation n’intervient à cette étape.

Étape 2 — loi des gaz parfaits

Une fois les moles de gaz connues, la loi des gaz parfaits donne le volume :

Ici $R$ est la constante des gaz, $T$ la température absolue et $P$ la pression. Utiliser $R = 0{,}082057$ L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ maintient le volume en litres lorsque la pression est en atmosphères et la température en kelvin.

Exemple résolu

Le peroxyde d’hydrogène se décompose selon

Combien de litres d’oxygène se forment lorsque 2 mol de H₂O₂ se décomposent à 0 °C et 1 atm ?

1. Rapport molaire : la connue est H₂O₂ de coefficient 2, le gaz est O₂ de coefficient 1, donc n(O₂) = 2 × 1/2 = 1 mol.
2. Loi des gaz parfaits : V = (1 × 0,082057 × 273,15) / 1 = 22,41 L.

Ainsi, 2 mol de peroxyde d’hydrogène libèrent environ 22,41 L d’oxygène dans les conditions standard de température et de pression.

Partir d’une masse

Les réactions sont souvent pesées plutôt que mesurées en moles. Pour partir d’une masse, convertissez-la d’abord en moles en la divisant par la masse molaire, puis entrez le résultat comme quantité connue. Par exemple, 68 g de H₂O₂ (masse molaire 34 g/mol) font 2 mol, la valeur utilisée dans l’exemple ci-dessus. Le rapport molaire et la loi des gaz se poursuivent ensuite sans changement.

Choisir la température et la pression

Le volume d’un gaz dépend des conditions auxquelles il est mesuré ; la température et la pression saisies doivent donc correspondre à l’endroit où le gaz est recueilli. Deux références reviennent sans cesse : l’ancien STP de 0 °C et 1 atm donne un volume molaire de 22,41 L/mol, tandis que le STP de l’IUPAC de 0 °C et 100 kPa donne 22,71 L/mol. Lorsqu’un problème décrit des conditions ambiantes, utilisez-les : le volume augmente proportionnellement à la température absolue et diminue de façon inverse avec la pression.

Quand l’hypothèse du gaz parfait échoue

La loi des gaz parfaits traite les molécules comme des particules ponctuelles sans attraction mutuelle, ce qui est bien vérifié à basse pression et haute température. Près du point d’ébullition d’un gaz ou à haute pression, les forces intermoléculaires et le volume moléculaire fini provoquent des écarts mesurables, et un modèle de gaz réel comme l’équation de van der Waals donne une estimation plus proche. Pour les températures et pressions des problèmes habituels de cours et de laboratoire, le résultat du gaz parfait est suffisamment précis.

Calculs liés

L’étape du rapport molaire est au cœur de tout problème de stœchiométrie, et l’étape de la loi des gaz est partagée avec les calculateurs de volume molaire et de gaz parfait. Lorsque la quantité connue est donnée sous forme de masse, une conversion mole–masse précède ce calcul ; lorsque le gaz est l’un de plusieurs produits en concurrence pour un réactif limitant, une analyse du réactif limitant intervient d’abord.