$$2KClO_3 + O_2 \rightarrow 2KClO_4$$
À partir de l’équation équilibrée, nous pouvons voir que 2 moles de chlorate de potassium (KClO3) réagissent avec 1 mole d’oxygène gazeux (O2) pour produire 2 moles de perchlorate de potassium (KClO4).
Nous devons donc calculer le nombre de moles d’oxygène gazeux utilisées dans la réaction. On nous indique que 500 g d'oxygène gazeux sont utilisés. La masse molaire de l’oxygène gazeux est de 32 g/mol. Par conséquent, le nombre de moles d’oxygène gazeux utilisé est :
$$500 \text{ g O}_2 \times \frac{1 \text{ mol O}_2}{32 \text{ g O}_2} =15,625 \text{ mol O}_2$$
Selon l’équation chimique équilibrée, 2 moles de chlorate de potassium sont produites pour chaque mole d’oxygène gazeux consommée. Ainsi, le nombre de moles de chlorate de potassium produites est :
$$15,625 \text{ mol O}_2 \times \frac{2 \text{ mol KClO}_4}{1 \text{ mol O}_2} =31,25 \text{ mol KClO}_4$$
Enfin, on convertit les moles de chlorate de potassium en grammes en utilisant la masse molaire du chlorate de potassium, qui est de 138,55 g/mol :
$$31,25 \text{ mol KClO}_4 \times \frac{138,55 \text{ g KClO}_4}{1 \text{ mol KClO}_4} =4337,31 \text{ g KClO}_4$$
Par conséquent, 4 337,31 grammes de chlorate de potassium seraient produits en faisant réagir 500 g d’oxygène gazeux avec du chlorure de potassium.
