Calcul masse théorique chimie

Calculez rapidement la masse théorique d’un produit à partir d’une quantité de réactif, des masses molaires et des coefficients stoechiométriques. Cet outil convient aux exercices de chimie générale, aux travaux pratiques et aux vérifications de rendement en laboratoire.

Calculateur interactif de masse théorique

Nom du réactif limitant

Nom du produit formé

Quantité connue du réactif

Unité de la quantité connue

Masse molaire du réactif (g/mol)

Masse molaire du produit (g/mol)

Coefficient stoechiométrique du réactif

Coefficient stoechiométrique du produit

Pureté du réactif (%) Utilisez 100 si le réactif est considéré pur.

Masse réellement obtenue du produit (g)

Équation ou note de réaction

<strong>Rappel utile :</strong> masse théorique = quantité de produit théorique × masse molaire du produit. Si la quantité connue est en grammes, on convertit d’abord en moles avec n = m / M, puis on applique le rapport des coefficients stoechiométriques.
    </div>

<div class="wpc-button-row">
      <button class="wpc-button wpc-button-primary" id="wpc-calculate-btn" type="button">Calculer la masse théorique</button>
      <button class="wpc-button wpc-button-secondary" id="wpc-reset-btn" type="button">Réinitialiser</button>
    </div>

<div class="wpc-results" id="wpc-results" aria-live="polite">
      <h3>Résultats</h3>
      <p>Renseignez les champs ci-dessus puis cliquez sur le bouton de calcul.</p>
    </div>

<article class="wpc-article">
    <h2>Comprendre le calcul de la masse théorique en chimie</h2>
    <p>Le calcul de la masse théorique en chimie est un passage central de la stoechiométrie. Il permet d’estimer, à partir d’une quantité connue de réactif, la masse maximale de produit que l’on peut obtenir si la réaction se déroule parfaitement. Cette valeur est appelée masse théorique parce qu’elle représente une limite idéale, déterminée par les proportions de l’équation chimique équilibrée et par les masses molaires des espèces impliquées. En pratique, la masse réellement isolée est souvent inférieure à cette valeur à cause des pertes de manipulation, d’un réactif impur, d’une conversion incomplète, de réactions secondaires ou de limitations expérimentales.</p>

<p>Pour un étudiant, maîtriser ce calcul permet de résoudre les exercices de chimie générale, de chimie analytique et de chimie organique. Pour un technicien ou un professionnel, il sert à planifier les quantités à engager, à prévoir les besoins en matière première, à vérifier les écarts de production et à analyser le rendement. Un simple écart de coefficient dans l’équation ou une masse molaire mal renseignée peut conduire à un résultat faux de plusieurs pourcents, voire davantage. C’est pourquoi un calculateur structuré, comme celui proposé sur cette page, apporte une vraie sécurité de méthode.</p>

<h3>Définition simple</h3>
    <p>La masse théorique correspond à la masse maximale de produit qu’on pourrait former à partir du réactif limitant, en supposant une réaction complète et aucune perte. Le terme important ici est <strong>réactif limitant</strong>. Dans une réaction où plusieurs réactifs sont présents, celui qui s’épuise en premier fixe la quantité de produit possible. Une fois ce réactif consommé, la réaction s’arrête, même s’il reste un autre réactif en excès.</p>

<div class="wpc-highlight">
      En laboratoire, la masse théorique n’est pas la masse mesurée. Elle est la référence qui sert ensuite à calculer le rendement : rendement (%) = masse réelle / masse théorique × 100.
    </div>

<h2>La méthode standard de calcul pas à pas</h2>
    <ol class="wpc-list-tight">
      <li>Équilibrer l’équation chimique.</li>
      <li>Identifier le réactif limitant ou la substance dont la quantité est connue et supposée limitante.</li>
      <li>Convertir la quantité donnée en moles si nécessaire.</li>
      <li>Appliquer le rapport stoechiométrique entre réactif et produit.</li>
      <li>Convertir les moles de produit en masse grâce à la masse molaire.</li>
      <li>Comparer avec la masse réelle si l’on souhaite calculer le rendement.</li>
    </ol>

<h3>Les formules à connaître</h3>
    <ul class="wpc-list-tight">
      <li><strong>Conversion masse vers moles :</strong> n = m / M</li>
      <li><strong>Rapport stoechiométrique :</strong> n(produit) = n(réactif) × coefficient produit / coefficient réactif</li>
      <li><strong>Conversion moles vers masse :</strong> m = n × M</li>
      <li><strong>Rendement :</strong> rendement (%) = masse réelle / masse théorique × 100</li>
      <li><strong>Correction de pureté :</strong> masse utile = masse fournie × pureté / 100</li>
    </ul>

<p>Prenons un exemple simple : 2 Mg + O<sub>2</sub> -> 2 MgO. Si l’on dispose de 12,15 g de magnésium pur, avec M(Mg) = 24,305 g/mol et M(MgO) = 40,304 g/mol, alors n(Mg) = 12,15 / 24,305 = 0,500 mol environ. Le rapport stoechiométrique est de 2 vers 2, donc 0,500 mol de Mg donnent 0,500 mol de MgO. La masse théorique de MgO est alors 0,500 × 40,304 = 20,15 g environ. Ce résultat est la production maximale attendue si l’oxygène n’est pas limitant et si la réaction est complète.</p>

<h2>Pourquoi l’équation équilibrée est indispensable</h2>
    <p>Une erreur très fréquente consiste à utiliser l’équation chimique non équilibrée. Pourtant, ce sont les coefficients stoechiométriques qui indiquent les proportions de matière engagées. Sans eux, le passage entre quantité de réactif et quantité de produit devient faux. Par exemple, dans la formation de l’eau, 2 H<sub>2</sub> + O<sub>2</sub> -> 2 H<sub>2</sub>O, le rapport entre O<sub>2</sub> et H<sub>2</sub>O est de 1 à 2. Si on oublie ce rapport, on sous-estime ou on surestime immédiatement la masse théorique finale.</p>

<p>Cette règle vaut pour toutes les réactions : précipitation, synthèse, combustion, neutralisation, oxydoréduction et transformations organiques. Dans l’enseignement supérieur comme dans l’industrie, l’équation équilibrée est la base de tout bilan matière fiable.</p>

<h2>Le rôle du réactif limitant</h2>
    <p>Si deux réactifs sont présents, il faut déterminer lequel limite la réaction. Imaginons la réaction AgNO<sub>3</sub> + NaCl -> AgCl + NaNO<sub>3</sub>. Si les deux réactifs sont introduits dans des quantités non équimolaires, celui qui possède le plus petit potentiel stoechiométrique dicte la quantité maximale de AgCl formée. En termes pratiques, on compare les moles disponibles divisées par le coefficient stoechiométrique. Le plus petit ratio correspond au réactif limitant.</p>

<p>Notre calculateur est volontairement centré sur un réactif limitant déjà identifié. Cela simplifie l’utilisation pour les cas courants. Si vous travaillez avec plusieurs réactifs, il faut d’abord effectuer l’analyse du réactif limitant puis entrer la quantité du réactif retenu.</p>

<h2>Influence de la pureté sur la masse théorique</h2>
    <p>Dans beaucoup d’exercices, on suppose que les produits chimiques sont purs. En laboratoire réel, ce n’est pas toujours exact. Un solide peut contenir de l’humidité, des solvants résiduels ou des impuretés. Une solution commerciale peut avoir une concentration inférieure à la valeur nominale. Dans ces situations, il faut appliquer une correction de pureté avant le calcul stoechiométrique. Si un échantillon de 10 g est pur à 95 %, la masse réellement utile n’est pas 10 g mais 9,5 g. Ce détail modifie directement le nombre de moles disponibles et donc la masse théorique du produit final.</p>

<h2>Données chimiques de référence utiles</h2>
    <p>Pour éviter les erreurs, il est recommandé de vérifier les masses molaires et les masses atomiques sur des sources officielles. Les ressources suivantes sont particulièrement fiables :</p>
    <ul class="wpc-list-tight">
      <li><a href="https://webbook.nist.gov/chemistry/" target="_blank" rel="noopener noreferrer">NIST Chemistry WebBook</a> pour les données physicochimiques de référence.</li>
      <li><a href="https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/periodic-table/" target="_blank" rel="noopener noreferrer">PubChem Periodic Table</a> pour les masses atomiques et informations d’éléments.</li>
      <li><a href="https://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/" target="_blank" rel="noopener noreferrer">Purdue Chemistry Education</a> pour les rappels de stoechiométrie et de chimie générale.</li>
    </ul>

<h2>Tableau comparatif de masses molaires courantes</h2>
    <p>Le tableau ci-dessous présente quelques espèces très utilisées dans les exercices de calcul de masse théorique. Les valeurs indiquées sont des masses molaires standards approximatives, très proches de celles utilisées dans l’enseignement et dans les calculs de routine.</p>

<div class="wpc-table-wrap">
      <table class="wpc-table">
        <thead>
          <tr>
            <th>Espèce chimique</th>
            <th>Formule</th>
            <th>Masse molaire (g/mol)</th>
            <th>Contexte fréquent</th>
          </tr>
        </thead>
        <tbody>
          <tr>
            <td>Eau</td>
            <td>H<sub>2</sub>O</td>
            <td>18,015</td>
            <td>Neutralisation, combustion, hydratation</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Dioxyde de carbone</td>
            <td>CO<sub>2</sub></td>
            <td>44,009</td>
            <td>Combustion, dosage carbonates</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Chlorure de sodium</td>
            <td>NaCl</td>
            <td>58,44</td>
            <td>Précipitation, analyses ioniques</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Oxyde de magnésium</td>
            <td>MgO</td>
            <td>40,304</td>
            <td>Combustion du magnésium</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Nitrate d’argent</td>
            <td>AgNO<sub>3</sub></td>
            <td>169,87</td>
            <td>Réactions de précipitation</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Chlorure d’argent</td>
            <td>AgCl</td>
            <td>143,32</td>
            <td>Analyse gravimétrique des chlorures</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Glucose</td>
            <td>C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub></td>
            <td>180,16</td>
            <td>Biochimie, fermentation, combustion</td>
          </tr>
        </tbody>
      </table>
    </div>

<h2>Exemples concrets de calcul de masse théorique</h2>

<h3>Exemple 1 : combustion du magnésium</h3>
    <p>Réaction : 2 Mg + O<sub>2</sub> -> 2 MgO. On introduit 6,08 g de Mg pur. D’abord, n(Mg) = 6,08 / 24,305 = 0,250 mol environ. Comme le rapport Mg : MgO vaut 1 : 1 après simplification des coefficients 2 et 2, on obtient 0,250 mol de MgO. La masse théorique vaut donc 0,250 × 40,304 = 10,08 g environ. Si l’on isole 9,62 g de MgO, le rendement est 9,62 / 10,08 × 100 = 95,4 %.</p>

<h3>Exemple 2 : précipitation du chlorure d’argent</h3>
    <p>Réaction : AgNO<sub>3</sub> + NaCl -> AgCl + NaNO<sub>3</sub>. Avec 0,10 mol de AgNO<sub>3</sub> et un excès de NaCl, le rapport stoechiométrique entre AgNO<sub>3</sub> et AgCl est de 1 : 1. On forme donc 0,10 mol de AgCl. La masse théorique est 0,10 × 143,32 = 14,332 g. Une masse réelle de 13,90 g correspond à un rendement de 97,0 % environ.</p>

<h3>Exemple 3 : calcul à partir d’une pureté non parfaite</h3>
    <p>On dispose de 25,0 g d’un réactif solide pur à 92 %. La masse utile est 25,0 × 0,92 = 23,0 g. Si la masse molaire du réactif est 46,0 g/mol, alors n = 23,0 / 46,0 = 0,500 mol. Si le rapport stoechiométrique vers le produit est de 1 : 2 et que la masse molaire du produit est 34,0 g/mol, alors n(produit) = 1,00 mol et la masse théorique du produit vaut 34,0 g.</p>

<h2>Rendements observés en pratique</h2>
    <p>Les rendements réels dépendent du type de réaction, du niveau d’expertise, de la pureté des réactifs et du protocole de séparation. Le tableau suivant synthétise des plages de rendement couramment observées dans l’enseignement et dans des laboratoires standards. Ces plages ne sont pas des lois absolues, mais elles fournissent des repères réalistes pour interpréter une masse obtenue.</p>

<div class="wpc-table-wrap">
      <table class="wpc-table">
        <thead>
          <tr>
            <th>Type d’opération</th>
            <th>Rendement souvent observé</th>
            <th>Commentaires pratiques</th>
          </tr>
        </thead>
        <tbody>
          <tr>
            <td>Précipitation simple bien maîtrisée</td>
            <td>90 % à 98 %</td>
            <td>Pertes liées à la filtration, au lavage et au transfert</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Synthèse organique en une étape</td>
            <td>60 % à 85 %</td>
            <td>Réactions secondaires, purification et évaporation</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Combustion ou oxydation scolaire</td>
            <td>85 % à 97 %</td>
            <td>Risque de perte mécanique ou d’oxydation incomplète</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Cristallisation ou recristallisation</td>
            <td>50 % à 80 %</td>
            <td>Une partie du produit reste dissoute dans la liqueur mère</td>
          </tr>
          <tr>
            <td>Analyse gravimétrique soignée</td>
            <td>95 % à 99 %</td>
            <td>Forte précision si séchage et filtration sont bien contrôlés</td>
          </tr>
        </tbody>
      </table>
    </div>

<h2>Erreurs fréquentes à éviter</h2>
    <ul class="wpc-list-tight">
      <li>Confondre masse molaire du réactif et masse molaire du produit.</li>
      <li>Oublier de convertir les grammes en moles avant d’utiliser les coefficients.</li>
      <li>Utiliser une équation non équilibrée.</li>
      <li>Prendre le mauvais réactif comme réactif limitant.</li>
      <li>Ignorer la pureté ou la concentration réelle d’un réactif.</li>
      <li>Comparer directement masse réelle et moles théoriques sans conversion cohérente.</li>
      <li>Arrondir trop tôt, ce qui fausse légèrement le résultat final.</li>
    </ul>

<h2>Comment bien utiliser un calculateur de masse théorique</h2>
    <p>Pour obtenir un résultat fiable, il faut entrer des données cohérentes. D’abord, identifiez clairement le réactif limitant. Ensuite, vérifiez la masse molaire du réactif et du produit à partir d’une source reconnue. Renseignez les coefficients de l’équation exactement tels qu’ils apparaissent dans l’équation équilibrée. Si votre quantité de départ est en grammes, choisissez l’unité correspondante afin que l’outil convertisse correctement cette masse en moles. Si vous connaissez la pureté, indiquez-la pour éviter une surestimation de la masse théorique. Enfin, si vous avez déjà effectué l’expérience, ajoutez la masse réelle obtenue pour calculer automatiquement le rendement.</p>

<p>Ce type d’outil est très utile pour les élèves de lycée, les étudiants en licence, les préparateurs de travaux pratiques, les analystes de laboratoire et même les professionnels qui veulent gagner du temps sur des calculs répétitifs. En un coup d’œil, vous obtenez la quantité de matière du réactif, la quantité théorique de produit, la masse théorique finale et, si besoin, le rendement expérimental.</p>

<h2>Application en enseignement, recherche et industrie</h2>
    <p>En enseignement, le calcul de masse théorique sert à consolider les notions de mole, de masse molaire et de stoechiométrie. En recherche, il aide à planifier les charges de réaction et à estimer les quantités de produit attendues pour une synthèse. En industrie, il intervient dans les bilans matière, l’optimisation des coûts et le contrôle de performance des procédés. Même dans des contextes automatisés, la logique de base reste identique : une réaction équilibrée, un réactif limitant, des conversions quantitatives correctes et une comparaison entre idéal et réel.</p>

<h2>Conclusion</h2>
    <p>Le calcul de la masse théorique en chimie n’est pas seulement un exercice scolaire : c’est une compétence de base pour comprendre, prédire et contrôler une transformation chimique. Lorsqu’on applique correctement les relations entre masse, moles, coefficients stoechiométriques et masses molaires, on obtient une estimation rigoureuse de la quantité maximale de produit attendue. Le calculateur ci-dessus a été conçu pour rendre cette démarche plus rapide, plus claire et plus fiable. Utilisé avec une équation équilibrée et des données exactes, il devient un excellent support de décision et d’apprentissage.</p>
  </article>
</section>

function wpcFormatNumber(value, decimals) {
    if (!isFinite(value)) {
      return "0";
    }
    return Number(value).toLocaleString("fr-FR", {
      minimumFractionDigits: decimals,
      maximumFractionDigits: decimals
    });
  }

function wpcGetValue(id) {
    return document.getElementById(id).value.trim();
  }

function wpcSetResults(html) {
    document.getElementById("wpc-results").innerHTML = html;
  }

function wpcDestroyChart() {
    if (wpcChartInstance) {
      wpcChartInstance.destroy();
      wpcChartInstance = null;
    }
  }

function wpcRenderChart(theoreticalMass, actualMass, reactantMoles, productMoles) {
    var ctx = document.getElementById("wpc-chart").getContext("2d");
    wpcDestroyChart();

var labels = [
      "Moles réactif utile",
      "Moles produit théorique",
      "Masse théorique produit (g)",
      "Masse réelle produit (g)"
    ];

var dataValues = [
      reactantMoles,
      productMoles,
      theoreticalMass,
      actualMass
    ];

wpcChartInstance = new Chart(ctx, {
      type: "bar",
      data: {
        labels: labels,
        datasets: [{
          label: "Valeurs calculées",
          data: dataValues,
          backgroundColor: [
            "#93c5fd",
            "#60a5fa",
            "#2563eb",
            "#0f172a"
          ],
          borderColor: [
            "#60a5fa",
            "#3b82f6",
            "#1d4ed8",
            "#0f172a"
          ],
          borderWidth: 1.5,
          borderRadius: 10
        }]
      },
      options: {
        responsive: true,
        maintainAspectRatio: false,
        scales: {
          y: {
            beginAtZero: true,
            ticks: {
              color: "#475569"
            },
            grid: {
              color: "#e2e8f0"
            }
          },
          x: {
            ticks: {
              color: "#475569"
            },
            grid: {
              display: false
            }
          }
        },
        plugins: {
          legend: {
            labels: {
              color: "#0f172a"
            }
          },
          tooltip: {
            callbacks: {
              label: function(context) {
                return " " + wpcFormatNumber(context.parsed.y, 4);
              }
            }
          }
        }
      }
    });
  }

function wpcCalculate() {
    var reactantName = wpcGetValue("wpc-reactant-name") || "Réactif";
    var productName = wpcGetValue("wpc-product-name") || "Produit";
    var amount = parseFloat(wpcGetValue("wpc-reactant-amount"));
    var unit = wpcGetValue("wpc-reactant-unit");
    var reactantMolarMass = parseFloat(wpcGetValue("wpc-reactant-molar-mass"));
    var productMolarMass = parseFloat(wpcGetValue("wpc-product-molar-mass"));
    var reactantCoeff = parseFloat(wpcGetValue("wpc-reactant-coeff"));
    var productCoeff = parseFloat(wpcGetValue("wpc-product-coeff"));
    var purity = parseFloat(wpcGetValue("wpc-purity"));
    var actualMassRaw = wpcGetValue("wpc-actual-mass");
    var actualMass = actualMassRaw === "" ? 0 : parseFloat(actualMassRaw);
    var equation = wpcGetValue("wpc-equation");

if (
      !isFinite(amount) || amount <= 0 ||
      !isFinite(reactantMolarMass) || reactantMolarMass <= 0 ||
      !isFinite(productMolarMass) || productMolarMass <= 0 ||
      !isFinite(reactantCoeff) || reactantCoeff <= 0 ||
      !isFinite(productCoeff) || productCoeff <= 0 ||
      !isFinite(purity) || purity <= 0 || purity > 100
    ) {
      wpcSetResults(
        "<h3>Résultats</h3>" +
        "<p>Veuillez saisir des valeurs valides : quantité positive, masses molaires positives, coefficients positifs et pureté comprise entre 0 et 100.</p>"
      );
      wpcDestroyChart();
      return;
    }

if (actualMassRaw !== "" && (!isFinite(actualMass) || actualMass < 0)) {
      wpcSetResults(
        "<h3>Résultats</h3>" +
        "<p>La masse réelle obtenue doit être vide ou correspondre à une valeur positive.</p>"
      );
      wpcDestroyChart();
      return;
    }

var purityFactor = purity / 100;
    var usefulMass = unit === "g" ? amount * purityFactor : amount * reactantMolarMass * purityFactor;
    var reactantMolesUseful = unit === "g"
      ? usefulMass / reactantMolarMass
      : amount * purityFactor;

var productMolesTheo = reactantMolesUseful * (productCoeff / reactantCoeff);
    var theoreticalMass = productMolesTheo * productMolarMass;
    var yieldPercent = actualMassRaw === "" ? null : (actualMass / theoreticalMass) * 100;

var resultHtml = ""
      + "<h3>Résultats</h3>"
      + "<div class='wpc-results-grid'>"
      + "  <div class='wpc-metric'>"
      + "    <span class='wpc-metric-title'>Moles utiles de " + reactantName + "</span>"
      + "    <span class='wpc-metric-value'>" + wpcFormatNumber(reactantMolesUseful, 4) + " mol</span>"
      + "  </div>"
      + "  <div class='wpc-metric'>"
      + "    <span class='wpc-metric-title'>Moles théoriques de " + productName + "</span>"
      + "    <span class='wpc-metric-value'>" + wpcFormatNumber(productMolesTheo, 4) + " mol</span>"
      + "  </div>"
      + "  <div class='wpc-metric'>"
      + "    <span class='wpc-metric-title'>Masse théorique de " + productName + "</span>"
      + "    <span class='wpc-metric-value'>" + wpcFormatNumber(theoreticalMass, 4) + " g</span>"
      + "  </div>"
      + "</div>";

resultHtml += "<p class='wpc-note'><strong>Détail du calcul :</strong> ";
    if (unit === "g") {
      resultHtml += "masse utile du réactif = " + wpcFormatNumber(amount, 4) + " g × " + wpcFormatNumber(purityFactor, 4) + " = " + wpcFormatNumber(usefulMass, 4) + " g. ";
      resultHtml += "Puis n = m / M = " + wpcFormatNumber(usefulMass, 4) + " / " + wpcFormatNumber(reactantMolarMass, 4) + " = " + wpcFormatNumber(reactantMolesUseful, 4) + " mol. ";
    } else {
      resultHtml += "moles utiles du réactif = " + wpcFormatNumber(amount, 4) + " mol × " + wpcFormatNumber(purityFactor, 4) + " = " + wpcFormatNumber(reactantMolesUseful, 4) + " mol. ";
      resultHtml += "Masse correspondante du réactif utile = " + wpcFormatNumber(usefulMass, 4) + " g. ";
    }
    resultHtml += "Rapport stoechiométrique = " + wpcFormatNumber(productCoeff, 4) + " / " + wpcFormatNumber(reactantCoeff, 4) + ". ";
    resultHtml += "Donc n(" + productName + ") = " + wpcFormatNumber(productMolesTheo, 4) + " mol, puis m = n × M = " + wpcFormatNumber(productMolesTheo, 4) + " × " + wpcFormatNumber(productMolarMass, 4) + " = " + wpcFormatNumber(theoreticalMass, 4) + " g.</p>";

if (equation !== "") {
      resultHtml += "<p class='wpc-note'><strong>Équation renseignée :</strong> " + equation.replace(/</g, "<").replace(/>/g, ">") + "</p>";
    }

if (yieldPercent !== null) {
      resultHtml += ""
        + "<div class='wpc-results-grid' style='margin-top:14px;'>"
        + "  <div class='wpc-metric'>"
        + "    <span class='wpc-metric-title'>Masse réelle obtenue</span>"
        + "    <span class='wpc-metric-value'>" + wpcFormatNumber(actualMass, 4) + " g</span>"
        + "  </div>"
        + "  <div class='wpc-metric'>"
        + "    <span class='wpc-metric-title'>Rendement expérimental</span>"
        + "    <span class='wpc-metric-value'>" + wpcFormatNumber(yieldPercent, 2) + " %</span>"
        + "  </div>"
        + "  <div class='wpc-metric'>"
        + "    <span class='wpc-metric-title'>Écart à l’idéal</span>"
        + "    <span class='wpc-metric-value'>" + wpcFormatNumber(theoreticalMass - actualMass, 4) + " g</span>"
        + "  </div>"
        + "</div>";
    }

wpcSetResults(resultHtml);
    wpcRenderChart(theoreticalMass, actualMassRaw === "" ? 0 : actualMass, reactantMolesUseful, productMolesTheo);
  }

function wpcReset() {
    document.getElementById("wpc-reactant-name").value = "";
    document.getElementById("wpc-product-name").value = "";
    document.getElementById("wpc-reactant-amount").value = "";
    document.getElementById("wpc-reactant-unit").value = "g";
    document.getElementById("wpc-reactant-molar-mass").value = "";
    document.getElementById("wpc-product-molar-mass").value = "";
    document.getElementById("wpc-reactant-coeff").value = "1";
    document.getElementById("wpc-product-coeff").value = "1";
    document.getElementById("wpc-purity").value = "100";
    document.getElementById("wpc-actual-mass").value = "";
    document.getElementById("wpc-equation").value = "";
    wpcSetResults("<h3>Résultats</h3><p>Renseignez les champs ci-dessus puis cliquez sur le bouton de calcul.</p>");
    wpcDestroyChart();
  }

document.getElementById("wpc-calculate-btn").addEventListener("click", wpcCalculate);
  document.getElementById("wpc-reset-btn").addEventListener("click", wpcReset);
})();
</script>

</div>
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