Stœchiométrie - Stoichiometry

Un diagramme stoechiométrique de la réaction de combustion du méthane .

Stoechiométrie / ˌ s t ɔɪ k i ɒ m ɪ t r i / se réfère à la relation entre les quantités de réactifs et de produits avant, pendant et à la suite de réactions chimiques .

La stoechiométrie est fondée sur la loi de conservation de la masse où la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits, ce qui conduit à penser que les relations entre les quantités de réactifs et de produits forment généralement un rapport d'entiers positifs. Cela signifie que si les quantités des réactifs séparés sont connues, alors la quantité du produit peut être calculée. Inversement, si un réactif a une quantité connue et que la quantité des produits peut être déterminée empiriquement, alors la quantité des autres réactifs peut également être calculée.

Ceci est illustré dans l'image ici, où l'équation équilibrée est :

Ici, une molécule de méthane réagit avec deux molécules d' oxygène gazeux pour donner une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d' eau . Cette équation chimique particulière est un exemple de combustion complète. La stoechiométrie mesure ces relations quantitatives et est utilisée pour déterminer la quantité de produits et de réactifs qui sont produits ou nécessaires dans une réaction donnée. La description des relations quantitatives entre les substances participant à des réactions chimiques est connue sous le nom de stoechiométrie de réaction . Dans l'exemple ci-dessus, la stœchiométrie réactionnelle mesure la relation entre les quantités de méthane et d'oxygène qui réagissent pour former du dioxyde de carbone et de l'eau.

En raison de la relation bien connue des moles aux poids atomiques , les rapports obtenus par stoechiométrie peuvent être utilisés pour déterminer les quantités en poids dans une réaction décrite par une équation équilibrée. C'est ce qu'on appelle la stœchiométrie de composition .

La stoechiométrie des gaz traite des réactions impliquant des gaz, où les gaz sont à une température, une pression et un volume connus et peuvent être considérés comme des gaz idéaux . Pour les gaz, le rapport volumique est idéalement le même selon la loi des gaz parfaits , mais le rapport massique d'une seule réaction doit être calculé à partir des masses moléculaires des réactifs et des produits. En pratique, en raison de l'existence d' isotopes , les masses molaires sont utilisées à la place lors du calcul du rapport de masse.

Étymologie

Le terme stoechiométrie a été utilisé pour la première fois par Jeremias Benjamin Richter en 1792 lorsque le premier volume de Richter's Stoechiométrie ou l'art de mesurer les éléments chimiques a été publié. Le terme est dérivé des mots grecs anciens στοιχεῖον stoicheion « élément » et μέτρον métron « mesure ». En grec patristique , le mot Stoechiometria était utilisé par Nicéphore pour désigner le nombre de lignes du Nouveau Testament canonique et de certains des Apocryphes .

Définition

Une quantité stoechiométrique ou un rapport stoechiométrique d'un réactif est la quantité ou le rapport optimal où, en supposant que la réaction se déroule jusqu'à son terme :

  1. Tout le réactif est consommé
  2. Il n'y a pas de carence du réactif
  3. Il n'y a pas d'excès de réactif.

La stoechiométrie repose sur les lois fondamentales qui aident à mieux la comprendre, à savoir la loi de conservation de la masse , la loi des proportions définies (ie, la loi de composition constante ), la loi des proportions multiples et la loi des proportions réciproques . En général, les réactions chimiques se combinent dans des proportions définies de produits chimiques. Étant donné que les réactions chimiques ne peuvent ni créer ni détruire de matière, ni transmuter un élément en un autre, la quantité de chaque élément doit être la même tout au long de la réaction globale. Par exemple, le nombre d'atomes d'un élément donné X du côté réactif doit être égal au nombre d'atomes de cet élément du côté produit, que tous ces atomes soient ou non réellement impliqués dans une réaction.

Les réactions chimiques, en tant qu'opérations unitaires macroscopiques, consistent simplement en un très grand nombre de réactions élémentaires , où une seule molécule réagit avec une autre molécule. Comme les molécules (ou fragments) qui réagissent sont constituées d'un ensemble défini d'atomes dans un rapport entier, le rapport entre les réactifs dans une réaction complète est également dans un rapport entier. Une réaction peut consommer plus d'une molécule, et le nombre stoechiométrique compte ce nombre, défini comme positif pour les produits (ajoutés) et négatif pour les réactifs (retirés). Les coefficients non signés sont généralement appelés coefficients stoechiométriques.

Différents éléments ont une masse atomique différente , et en tant que collections d'atomes simples, les molécules ont une masse molaire définie , mesurée avec l'unité mole (6,02 × 10 23 molécules individuelles, constante d'Avogadro ). Par définition, le carbone 12 a une masse molaire de 12 g/mol. Ainsi, pour calculer la stoechiométrie en masse, le nombre de molécules nécessaires pour chaque réactif est exprimé en moles et multiplié par la masse molaire de chacun pour donner la masse de chaque réactif par mole de réaction. Les rapports de masse peuvent être calculés en divisant chacun par le total dans l'ensemble de la réaction.

Les éléments dans leur état naturel sont des mélanges d' isotopes de masses différentes, donc les masses atomiques et donc les masses molaires ne sont pas exactement des nombres entiers. Par exemple, au lieu d'une proportion exacte de 14:3, 17,04 kg d'ammoniac se composent de 14,01 kg d'azote et de 3 × 1,01 kg d'hydrogène, car l'azote naturel comprend une petite quantité d'azote-15 et l'hydrogène naturel comprend l'hydrogène-2 ( deutérium ).

Un réactif stoechiométrique est un réactif qui est consommé dans une réaction, par opposition à un réactif catalytique , qui n'est pas consommé dans la réaction globale car il réagit dans une étape et est régénéré dans une autre étape.

Conversion de grammes en moles

La stoechiométrie n'est pas seulement utilisée pour équilibrer les équations chimiques, mais également dans les conversions, c'est-à-dire la conversion de grammes en moles en utilisant la masse molaire comme facteur de conversion, ou de grammes en millilitres en utilisant la densité . Par exemple, pour trouver la quantité de NaCl (chlorure de sodium) dans 2,00 g, il faudrait procéder comme suit :

Dans l'exemple ci-dessus, lorsqu'elles sont écrites sous forme de fraction, les unités de grammes forment une identité multiplicative, qui équivaut à un (g/g = 1), avec la quantité résultante en moles (l'unité qui était nécessaire), comme indiqué dans l'équation suivante,

Proportion molaire

La stoechiométrie est souvent utilisée pour équilibrer les équations chimiques (stoechiométrie de réaction). Par exemple, les deux gaz diatomiques , l' hydrogène et l' oxygène , peuvent se combiner pour former un liquide, l'eau, dans une réaction exothermique , comme décrit par l'équation suivante :

heures
2
+ O
2
→ 2  heures
2
O

La stoechiométrie de réaction décrit le rapport 2:1:2 des molécules d'hydrogène, d'oxygène et d'eau dans l'équation ci-dessus.

Le rapport molaire permet la conversion entre les moles d'une substance et les moles d'une autre. Par exemple, dans la réaction

canaux
3
OH
3O
2
→ 2  CO
2
4H
2
O

la quantité d'eau qui sera produite par la combustion de 0,27 mole de CH
3
OH
est obtenu en utilisant le rapport molaire entre CH
3
OH
et H
2
O
de 2 à 4.

Le terme stoechiométrie est également souvent utilisé pour les proportions molaires des éléments dans les composés stoechiométriques (stoechiométrie de composition). Par exemple, la stoechiométrie de l'hydrogène et de l'oxygène dans H 2 O est de 2:1. Dans les composés stoechiométriques, les proportions molaires sont des nombres entiers.

Détermination de la quantité de produit

La stoechiométrie peut également être utilisée pour trouver la quantité d'un produit donné par une réaction. Si un morceau de cuivre solide (Cu) était ajouté à une solution aqueuse de nitrate d'argent (AgNO 3 ), l' argent (Ag) serait remplacé dans une réaction de déplacement unique formant une solution aqueuse de nitrate de cuivre (II) (Cu(NO 3 ) 2 ) et argent massif. Combien d'argent est produit si 16,00 grammes de Cu sont ajoutés à la solution de nitrate d'argent en excès ?

Les étapes suivantes seraient utilisées :

  1. Ecrire et équilibrer l'équation
  2. Masse en moles : Convertir des grammes de Cu en moles de Cu
  3. Rapport molaire : convertissez les moles de Cu en moles d'Ag produites
  4. Mole en masse : convertissez les moles d'Ag en grammes d'Ag produits

L'équation équilibrée complète serait :

Cu + 2  AgNO
3
Cu(NON
3
)
2
+ 2  Ag

Pour le pas de masse en mole, la masse de cuivre (16,00 g) serait convertie en moles de cuivre en divisant la masse de cuivre par sa masse moléculaire : 63,55 g/mol.

Maintenant que la quantité de Cu en moles (0,2518) est trouvée, nous pouvons définir le rapport molaire. Ceci est trouvé en regardant les coefficients dans l'équation équilibrée : Cu et Ag sont dans un rapport de 1:2.

Maintenant que l'on sait que les moles d'Ag produites sont de 0,5036 mol, nous convertissons cette quantité en grammes d'Ag produits pour arriver à la réponse finale :

Cet ensemble de calculs peut être encore condensé en une seule étape :

Autres exemples

Pour le propane (C 3 H 8 ) réagissant avec l' oxygène gazeux (O 2 ), l'équation chimique équilibrée est :

La masse d'eau formée si 120 g de propane (C 3 H 8 ) sont brûlés en excès d'oxygène est alors

Rapport stœchiométrique

La stoechiométrie est également utilisée pour trouver la bonne quantité d'un réactif pour réagir "complètement" avec l'autre réactif dans une réaction chimique - c'est-à-dire les quantités stoechiométriques qui n'entraîneraient aucun reste de réactif lorsque la réaction a lieu. Un exemple est montré ci-dessous en utilisant la réaction de thermite ,

Cette équation montre que 1 mole d' oxyde de fer (III) et 2 moles d' aluminium produiront 1 mole d' oxyde d'aluminium et 2 moles de fer . Ainsi, pour réagir complètement avec 85,0 g d' oxyde de fer (III) (0,532 mol), 28,7 g (1,06 mol) d'aluminium sont nécessaires.

Réactif limitant et pourcentage de rendement

Le réactif limitant est le réactif qui limite la quantité de produit pouvant se former et est complètement consommé lorsque la réaction est terminée. Un excès de réactif est un réactif qui reste une fois la réaction arrêtée en raison de l'épuisement du réactif limitant.

Considérons l'équation du grillage du sulfure de plomb (II) (PbS) dans l'oxygène (O 2 ) pour produire de l' oxyde de plomb (II) (PbO) et du dioxyde de soufre (SO 2 ) :

PbS + 3  O
2
→ 2  PbO + 2  SO
2

Pour déterminer le rendement théorique en oxyde de plomb(II) si 200,0 g de sulfure de plomb(II) et 200,0 g d'oxygène sont chauffés dans un récipient ouvert :

Comme une quantité moindre de PbO est produite pour les 200,0 g de PbS, il est clair que le PbS est le réactif limitant.

En réalité, le rendement réel n'est pas le même que le rendement théorique calculé stoechiométriquement. Le rendement en pourcentage est alors exprimé dans l'équation suivante :

Si 170,0 g d'oxyde de plomb (II) sont obtenus, le pourcentage de rendement serait calculé comme suit :

Exemple

Considérons la réaction suivante, dans laquelle le chlorure de fer (III) réagit avec le sulfure d'hydrogène pour produire du sulfure de fer (III) et du chlorure d'hydrogène :

FeCl
3
3H
2
S
Fe
2
S
3
+ 6  HCl
Les masses stoechiométriques pour cette réaction sont :
324,41 g FeCl3, 102,25 g H2S, 207,89 g Fe2S3, 218,77 g HCl

Supposons que 90,0 g de FeCl 3 réagissent avec 52,0 g de H 2 S. Pour trouver le réactif limitant et la masse de HCl produite par la réaction, nous modifions les quantités ci-dessus par un facteur de 90/324,41 et obtenons les quantités suivantes :

90,00 g FeCl3, 28,37 g H2S, 57,67 g FeS3, 60,69 g HCl

Le réactif (ou réactif) limitant est le FeCl3, puisque les 90,00 g de celui-ci sont consommés alors que seuls 28,37 g de H2S sont consommés. Ainsi, 52,0 - 28,4 = 23,6 g H2S laissés en excès. La masse d'HCl produite est de 60,7 g.

Remarque : En regardant la stoechiométrie de la réaction, on aurait pu deviner que FeCl3 était le réactif limitant ; trois fois plus de FeCl3 est utilisé par rapport à H2S (324 g vs 102 g).

Différentes stoechiométries dans les réactions concurrentes

Souvent, plus d'une réaction est possible avec les mêmes matières premières. Les réactions peuvent différer dans leur stoechiométrie. Par exemple, la méthylation du benzène (C 6 H 6 ), au moyen d'une réaction de Friedel-Crafts utilisant AlCl 3 comme catalyseur, peut produire une méthylation simple (C 6 H 5 CH 3 ), doublement méthylée (C 6 H 4 (CH 3 ) 2 ), ou encore plus fortement méthylés (C 6 H 6− n (CH 3 ) n ), comme le montre l'exemple suivant,

C 6 H 6 + CH 3 Cl → C 6 H 5 CH 3 + HCl
C 6 H 6 + 2 CH 3 Cl → C 6 H 4 (CH 3 ) 2 + 2 HCl
C 6 H 6 + n  CH 3 Cl → C 6 H 6− n (CH 3 ) n + n  HCl

Dans cet exemple, la réaction qui a lieu est contrôlée en partie par les concentrations relatives des réactifs.

Coefficient stoechiométrique et nombre stoechiométrique

En termes simples, le coefficient stoechiométrique d'un composant donné est le nombre de molécules et/ou d' unités de formule qui participent à la réaction telle qu'elle est écrite. Un concept connexe est le nombre stoechiométrique (en utilisant la nomenclature IUPAC), dans lequel le coefficient stoechiométrique est multiplié par +1 pour tous les produits et par -1 pour tous les réactifs.

Par exemple, dans la réaction CH 4 + 2 O 2CO
2
+ 2 H 2 O
, le nombre stoechiométrique de CH 4 est -1, le nombre stoechiométrique de O 2 est -2, pour CO
2
ce serait +1 et pour H 2 O c'est +2.

Pour ce qui est techniquement plus précis, le nombre stoechiométrique dans une réaction chimique système de la i - ième composante est définie comme

ou

N i est le nombre de molécules de i , et ξ est la variable de progression ou étendue de la réaction .

Le nombre stoechiométrique  ν i représente le degré auquel une espèce chimique participe à une réaction. La convention est d'attribuer des nombres négatifs aux réactifs (qui sont consommés) et des nombres positifs aux produits , conformément à la convention selon laquelle l'augmentation de l'étendue de la réaction correspondra à un déplacement de la composition des réactifs vers les produits. Cependant, toute réaction peut être considérée comme allant dans le sens inverse et, de ce point de vue, changerait dans le sens négatif afin de réduire l'énergie libre de Gibbs du système. Que ce soit une réaction réellement se passer dans le sens avant arbitrairement choisie dépend ou non sur les quantités de substances présentes à un moment donné, ce qui détermine la cinétique et la thermodynamique , à savoir si l' équilibre se trouve au droit ou gauche de l'état initial,

Dans les mécanismes réactionnels , les coefficients stœchiométriques pour chaque étape sont toujours des nombres entiers , car les réactions élémentaires impliquent toujours des molécules entières. Si l'on utilise une représentation composite d'une réaction globale, certaines peuvent être des fractions rationnelles . Il y a souvent des espèces chimiques présentes qui ne participent pas à une réaction ; leurs coefficients stoechiométriques sont donc nuls. Toute espèce chimique qui est régénérée, comme un catalyseur , a également un coefficient stoechiométrique de zéro.

Le cas le plus simple est une isomérisation

A → B

dans lequel ν B  = 1 depuis une molécule de B est produit chaque fois que la réaction se produit, tandis que ν A  = -1 puisque une molécule de A est nécessairement consommée. Dans toute réaction chimique, non seulement la masse totale est conservée, mais également le nombre d' atomes de chaque type est conservé, ce qui impose des contraintes correspondantes sur les valeurs possibles des coefficients stoechiométriques.

Il y a généralement plusieurs réactions qui se déroulent simultanément dans n'importe quel système de réaction naturel , y compris ceux de la biologie . Étant donné que tout composant chimique peut participer à plusieurs réactions simultanément, le nombre stoechiométrique du i ème composant dans la k ème réaction est défini comme

de sorte que la variation totale (différentiel) dans le montant de la i - ième composante est

Les degrés de réaction fournissent le moyen le plus clair et le plus explicite de représenter le changement de composition, bien qu'ils ne soient pas encore largement utilisés.

Avec des systèmes de réaction complexes, il est souvent utile de considérer à la fois la représentation d'un système de réaction en termes de quantités de produits chimiques présents N i  } ( variables d'état ) et la représentation en termes de degrés de liberté compositionnels réels , comme exprimé par l'étendue de la réaction ξ k  } . La transformation d'un vecteur exprimant l'étendue à un vecteur exprimant les quantités rectangulaire utilise une matrice dont les éléments sont les nombres stoechiométriques ν i k  ] .

Le maximum et le minimum pour tout ξ k se produisent chaque fois que le premier des corps réactionnels est épuisé pour la réaction vers l' avant; ou le premier des "produits" est épuisé si la réaction est considérée comme étant poussée dans le sens inverse. Il s'agit d'une restriction purement cinématique sur le simplexe de réaction , un hyperplan dans l'espace de composition, ou espace N , dont la dimensionnalité est égale au nombre de réactions chimiques linéairement indépendantes . C'est nécessairement moins que le nombre de composants chimiques, puisque chaque réaction manifeste une relation entre au moins deux produits chimiques. La région accessible de l'hyperplan dépend des quantités de chaque espèce chimique réellement présente, un fait contingent. Différentes de ces quantités peuvent même générer différents hyperplans, partageant tous la même stoechiométrie algébrique.

En accord avec les principes de la cinétique chimique et de l'équilibre thermodynamique , toute réaction chimique est réversible , au moins dans une certaine mesure, de sorte que chaque point d'équilibre doit être un point intérieur du simplexe. En conséquence, pour les extrema Î s ne se produira pas à moins qu'un système expérimental est préparé avec zéro quantités initiales de certains produits.

Le nombre de réactions physiquement indépendantes peut même être supérieur au nombre de composants chimiques et dépend des divers mécanismes de réaction. Par exemple, il peut y avoir deux (ou plus) chemins de réaction pour l'isomérie ci-dessus. La réaction peut se produire seule, mais plus rapidement et avec différents intermédiaires, en présence d'un catalyseur.

Les "unités" (sans dimension) peuvent être considérées comme des molécules ou des moles . Les taupes sont les plus couramment utilisées, mais il est plus suggestif d'imaginer les réactions chimiques incrémentielles en termes de molécules. Le N s et Ç s sont réduits à des unités molaires en divisant par le nombre d'Avogadro . Bien que les unités de masse dimensionnelle puissent être utilisées, les commentaires sur les nombres entiers ne sont alors plus applicables.

Matrice de stœchiométrie

Dans les réactions complexes, les stoechiométries sont souvent représentées sous une forme plus compacte appelée matrice de stoechiométrie. La matrice de stoechiométrie est notée par le symbole N .

Si un réseau réactionnel a n réactions et m espèces moléculaires participantes, la matrice de stoechiométrie aura en conséquence m lignes et n colonnes.

Par exemple, considérons le système de réactions ci-dessous :

S 1 → S 2
5 S 3 + S 2 → 4 S 3 + 2 S 2
S 3 → S 4
S 4 → S 5

Ce système comprend quatre réactions et cinq espèces moléculaires différentes. La matrice stoechiométrique de ce système peut s'écrire sous la forme :

où les lignes correspondent respectivement à S 1 , S 2 , S 3 , S 4 et S 5 . Notez que le processus de conversion d'un schéma réactionnel en une matrice stoechiométrique peut être une transformation avec perte : par exemple, les stoechiométries de la deuxième réaction se simplifient lorsqu'elles sont incluses dans la matrice. Cela signifie qu'il n'est pas toujours possible de récupérer le schéma réactionnel d'origine à partir d'une matrice stoechiométrique.

Souvent, la matrice de stoechiométrie est combinée avec le vecteur de vitesse, v , et le vecteur d'espèce, x pour former une équation compacte décrivant les vitesses de changement des espèces moléculaires :

Stœchiométrie gazeuse

La stoechiométrie des gaz est la relation quantitative (rapport) entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique avec des réactions qui produisent des gaz . La stoechiométrie des gaz s'applique lorsque les gaz produits sont supposés être idéaux et que la température, la pression et le volume des gaz sont tous connus. La loi des gaz parfaits est utilisée pour ces calculs. Souvent, mais pas toujours, la température et la pression standard (STP) sont prises comme 0 °C et 1 bar et utilisées comme conditions pour les calculs stœchiométriques du gaz.

Les calculs de stoechiométrie des gaz résolvent le volume ou la masse inconnue d'un produit gazeux ou d'un réactif. Par exemple, si l'on voulait calculer le volume de NO 2 gazeux produit par la combustion de 100 g de NH 3 , par la réaction :

NH
3
(g) +  7O
2
(g) → 4  NON
2
(g) +  6H
2
O
(l)

on ferait les calculs suivants :

Il existe un rapport 1: 1 molaire de NH 3 en NO 2 dans la réaction de combustion équilibrée ci - dessus, de sorte que 5,871 mole de NO 2 sera formée. Nous utiliserons la loi des gaz parfaits pour résoudre le volume à 0 °C (273,15 K) et 1 atmosphère en utilisant la constante de la loi des gaz de R  = 0,08206 L·atm·K −1 ·mol −1 :

La stoechiométrie des gaz implique souvent de connaître la masse molaire d'un gaz, compte tenu de la densité de ce gaz. La loi des gaz parfaits peut être réarrangée pour obtenir une relation entre la densité et la masse molaire d'un gaz parfait :

   et   

Et ainsi:

où:

  • P  = pression absolue du gaz
  • V  = volume de gaz
  • n  = quantité (mesurée en moles )
  • R  = constante universelle de la loi des gaz parfaits
  • T  = température absolue du gaz
  • ρ  = densité de gaz à T et P
  • m  = masse de gaz
  • M  = masse molaire du gaz

Rapports stœchiométriques air/carburant des carburants courants

Dans la réaction de combustion , l'oxygène réagit avec le carburant, et le point où exactement tout l'oxygène est consommé et tout le carburant brûlé est défini comme le point stoechiométrique. Avec plus d'oxygène (combustion surstoechiométrique), une partie n'a pas réagi. De même, si la combustion est incomplète en raison d'un manque d'oxygène suffisant, le carburant n'a pas réagi. (Le carburant n'ayant pas réagi peut également rester en raison d'une combustion lente ou d'un mélange insuffisant de carburant et d'oxygène - cela n'est pas dû à la stoechiométrie). Différents combustibles hydrocarbonés ont des teneurs différentes en carbone, hydrogène et autres éléments, leur stoechiométrie varie donc.

Carburant Rapport en masse Ratio en volume Pourcentage de carburant en masse Réaction principale
De l'essence 14,7 : 1 - 6,8% C
8
H
18
25O
2
→ 16  CO
2
18H
2
O
Gaz naturel 17.2 : 1 9.7 : 1 5,8% CH
4
2O
2
CO
2
2H
2
O
Propane ( GPL ) 15.67 : 1 23,9 : 1 6,45% C
3
H
8
5O
2
→ 3  CO
2
4H
2
O
Éthanol 9 : 1 - 11,1% C
2
H
6
O
+ 3  O
2
→ 2  CO
2
3H
2
O
Méthanol 6,47 : 1 - 15,6% canaux
4
O
+ 3  O
2
→ 2  CO
2
4H
2
O
n- butanol 11.2 : 1 - 8,2% C
4
H
dix
O
+ 6  O
2
→ 4  CO
2
5H
2
O
Hydrogène 34,3 : 1 2,39 : 1 2,9% heures
2
+ O
2
→ 2  heures
2
O
Diesel 14,5 : 1 - 6,8% C
12
H
26
37O
2
→ 24  CO
2
+ 26  heures
2
O
Méthane 17.19 : 1 9.52 : 1 5,5% CH
4
2O
2
CO
2
2H
2
O
Acétylène 13.26 : 1 11.92 : 1 7,0% C
2
H
2
5O
2
→ 4  CO
2
2H
2
O
Éthane 16.07 : 1 16.68 : 1 5,9% C
2
H
6
7O
2
→ 4  CO
2
6H
2
O
Butane 15.44 : 1 30.98 : 1 6,1% C
4
H
dix
13O
2
→ 8  CO
2
10H
2
O
pentane 15.31 : 1 38.13 : 1 6,1% C
5
H
12
8O
2
→ 5  CO
2
6H
2
O

Les moteurs à essence peuvent fonctionner à un rapport air-carburant stoechiométrique, car l'essence est assez volatile et est mélangée (pulvérisée ou carburée) avec l'air avant l'allumage. Les moteurs diesel, en revanche, fonctionnent en mode pauvre, avec plus d'air disponible que la simple stoechiométrie n'en nécessiterait. Le carburant diesel est moins volatil et est efficacement brûlé lorsqu'il est injecté.

Voir également

Les références

  • Zumdahl, Steven S. Principes chimiques . Houghton Mifflin, New York, 2005, p. 148-150.
  • Principes fondamentaux du moteur à combustion interne, John B. Heywood

Liens externes