Exercices




Pour s'entraîner

Voir les réponses

31
Avancement et concentration

APP : Extraire l’information utile : graphique


Toutes les réactions ne progressent pas à la même vitesse. On parle de réactions lentes dans le cas de la réaction de formation de la rouille par exemple. Voici un autre exemple de réaction lente : on mélange V1=V_1 = 10 mL d’une solution contenant des ions peroxodisulfate S2O82\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{8}^{2-} avec V2=V_{2}= 20 mL d’une solution contenant des ions iodure I\mathrm{I}^- . L’équation bilan correspondant à cette réaction est la suivante :

S2O82(aq)+2I(aq)2SO42(aq)+I2(aq)\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{8}^{2-}(\mathrm{aq})+2\, \mathrm{I}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow 2\, \mathrm{SO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq})+\mathrm{I}_{2}(\mathrm{aq}).


La courbe ci-dessous traduit l’évolution de la concentration en diiode (notée [I2][\mathrm{I}_2]) au cours du temps.

Réaction des ions iodure sur le peroxodisulfate: concentration en diiode en fonction du temps
1. Dresser le tableau d’avancement en notant n0(S2O82)n_{0}(\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{8}^{2-}) et n0(I)n_{0}(\mathrm{I}^-) les quantités initiales.
Couleurs
Formes
Dessinez ici


2. Déterminer la relation entre [I2][\mathrm{I}_2] dans le mélange et l'avancement xx.


3. En déduire la valeur de l’avancement maximal xmaxx_\text{max} en utilisant la courbe.


4. Dans le cas où l’ion peroxodisulfate S2O82\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{8}^{2-} serait le réactif limitant, quelle devrait être la concentration de la solution de départ contenant ces ions ?


5. Même question avec l’ion iodure I\text{I}^-.


Voir les réponses

32
Fabrication de la nitroglycérine

RAI/MOD : La quantité de matière

Alfred Nobel (1833 - 1896)
Alfred Nobel (1833 - 1896)

La nitroglycérine est utilisée dans la fabrication de la dynamite. Le processus industriel de sa fabrication date de 1860. Beaucoup de chimistes s’y sont essayés, certains y ont laissé leur vie comme le frère d’Alfred Nobel, son inventeur. La nitroglycérine est en effet extrêmement instable. Elle peut être fabriquée en laboratoire dans des conditions très particulières en faisant réagir 1,00 L de glycérol C3H5(OH)3\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{5}(\mathrm{OH})_{3} avec 1,00 L d’acide nitrique (H+;NO3)\left(\mathrm{H}^{+} \,; \,\mathrm{N} \mathrm{O}_{3}^{-}\right) selon :
C3H5(OH)3(l)+3(H+;NO3)(l)C3H5(NO3)3(l)+3H2O(l)\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{5}(\mathrm{OH})_{3}(\mathrm{l})+3\,(\mathrm{H}^{+} ; \mathrm{NO}_{3}^{-})(\mathrm{l}) \rightarrow \mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{5}(\mathrm{NO}_{3})_{3}(\mathrm{l})+3\, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})


1. Calculer les quantités initiales des réactifs.


2. Déterminer la nature du réactif limitant.


3. Calculer la masse de nitroglycérine ainsi fabriquée.



Données
  • Glycérol : dgly=d_{\mathrm{gly}}= 1,26 ;
  • Acide nitrique : dnit=d_{\mathrm{nit}}= 1,51 ;
  • M(C3H5(OH3))=M(\text{C}_{3} \text{H}_{5}\left(\text{OH}_{3}\right))= 92,0 g·mol-1;
  • M(HNO3)=M(\mathrm{HNO}_{3})= 63,0 g·mol-1 ;
  • Nitroglycérine : M(C3H5(NO3)3)=M(\text{C}_{3} \text{H}_{5}(\text{NO}_{3})_{3} ) = 227 g·mol-1.
Voir les réponses

27
Interprétation macroscopique d’une équation bilan

RAI/ANA : Faire le lien entre le modèle microscopique et des observations macroscopiques

À température ambiante, le 2-bromo-2-méthylpropane réagit avec les ions hydroxyde selon l’équation bilan suivante :

(CH3)CBr(l)+HO(aq)(CH3)3COH(l)+Br(aq)(\mathrm{CH}_{3}) \mathrm{C}-\mathrm{Br}(\mathrm{l})+\mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}-\mathrm{OH}(\mathrm{l})+\mathrm{Br}^{-}(\mathrm{aq})

L’étude de cette réaction montre qu’elle résulte de la succession de deux réactions élémentaires :

(CH3)3CBr(CH3)3C++Br(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}-\mathrm{Br} \rightarrow(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}^{+}+\mathrm{Br}^{-}
(CH3)3C++HO(CH3)3COH(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}^{+}+\mathrm{HO}^{-} \rightarrow(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}-\mathrm{OH}

1. Retrouver l’équation bilan à partir des deux actes élémentaires.


2. Justifier alors qu’une équation bilan soit macroscopique.


Voir les réponses

30
Estimation de la masse d’un précipité

RAI/MOD : La quantité de matière

La présence des ions chlorure Cl\text{Cl}^- peut être mise en évidence par réaction avec les ions argent Ag+\text{Ag}^+ (formation d’un précipité blanc laiteux de chlorure d’argent qui noircit à la lumière). On ajoute 3 gouttes d’une solution de nitrate d’argent (Ag+(aq);NO3(aq))\left(\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \,;\, \mathrm{NO}_{3}^{-}(\mathrm{aq})\right)de concentration 31,0 ×\times 10-1 mol·L-1 dans 5 mL de la solution inconnue. On obtient le résultat ci-dessous.

Test des ions chlorure au nitrate d'argent : précipité de chlorure d'argent
Solution de chlorure d’argent.


1. Que peut-on en conclure ?


2. Écrire l’équation bilan correspondante.


3. Dans l’hypothèse où les ions argent sont limitants, estimer la masse de précipité formé.



Données

  • Vgouttes=V_\text{gouttes} = 0,05 mL ;
  • MAg=M_\text{Ag} = 107,9 g·mol-1 ;
  • MCl=M_\text{Cl} = 35,5 g·mol-1.
Voir les réponses

28
Procédé Haber

RAI/MOD : Modéliser une transformation

Ammoniac

Le procédé Haber permet de produire de l’ammoniac NH3\mathrm{NH}_3(g) par réaction du diazote N2\mathrm{N}_2(g) et du dihydrogène H2\mathrm{H}_2(g). Mis en place par Fritz Haber en 1909, ce procédé a eu un impact considérable sur les pratiques agricoles mondiales au XXe siècle, l’ammoniac permettant de produire des engrais chimiques azotés.
On réalise cette synthèse de l’ammoniac à 400 °C sous une pression de 200 bar à partir de 2,0 mol de dihydrogène et 2,0 mol de diazote. On obtient 5 ×\times 10-2 mol d’ammoniac gazeux.

1. Établir l’équation ajustée de cette réaction chimique.


2. L’avancement final est-il égal à l’avancement maximal ? Justifier.


3. Que peut-on en conclure sur cette réaction ?


Voir les réponses

Comprendre les attendus

29
Identification des ions cuivre (II)

RAI/MOD : Modéliser une transformation

Test des ions métalliques à la soude : précipité de cuivre (II)

Le test des ions métalliques se fait à la soude (Na+(aq);HO(aq)).(\mathrm{Na}^+\mathrm{(aq)}\, ;\, \mathrm{HO}^-\mathrm{(aq)}). On verse 1,0 mL de soude à 1,0 ×\times 10-2 mol·L-1 dans une solution contenant des ions cuivre (II) Cu2+\mathrm{Cu}^{2+} (supposés en excès). Un précipité bleu d’hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2\mathrm{Cu(OH)}_2 apparaît alors.

1. Écrire l’équation bilan correspondant à ce test.


2. Dresser le tableau d’avancement et compléter les deux premières lignes.
Couleurs
Formes
Dessinez ici


3. Déterminer l’avancement maximal de la réaction.


4. Calculer la masse de précipité obtenu.


Donnée
  • M(Cu(OH)2)=M\left(\mathrm{Cu}(\mathrm{OH})_{2}\right)=97,6 g·mol-1.

  • Détails du barème
    TOTAL /5 pts

    0,5 pt
    1. Équilibrer correctement l’équation bilan.
    0,5 pt
    2. Réaliser le tableau en respectant les conventions.
    0,5 + 0,5 pt
    2. Établir l’expression littérale de la quantité de matière initiale d’ions hydroxyde HO\mathrm{HO}^- et calculer cette quantité de matière (attention aux unités).
    1 pt
    2. Écrire la 2e ligne du tableau d’avancement en respectant les nombres stœchiométriques.
    0,5 pt
    3. Compléter la 3e ligne (lien entre xmaxx_\text{max} et nf(Cu(OH)2n_\mathrm{f}\mathrm{(Cu(OH)}_2).
    1 pt
    3. Déterminer l’avancement maximal xmaxx_\text{max} en posant nf(HO)=n_f(\text{HO}^-) = 0 mol (3e ligne).
    0,5 pt
    4. Faire le calcul en respectant le nombre de chiffres significatifs.
Voir les réponses

33
Copie d'élève à commenter

Voici des extraits de copies d’élèves. Proposer un commentaire pour chaque erreur relevée.

1. On mélange 0,1 mol de O2\text{O}_2 avec 0,1 mol de H2\text{H}_2. Le tableau d’avancement est le suivant :

Tableau d'avancement à corriger


2. Les conditions stœchiométriques, c’est quand on part d’autant de chaque réactif.

3. Quand xmaxx_\text{max} est atteint, tous les réactifs ont réagi.

4. Impossible d’avoir des fractions dans une équation bilan car on ne peut pas avoir de demi-molécule.

5. On obtient toujours autant de produit qu’il y avait au départ de réactif limitant.

6. Puisque la masse molaire de l’eau est de M(H2O)=M(\text{H}_{2} \text{O})= 18 mol·g-1, on obtient en fin de réaction 3,6 g d’eau.
Voir les réponses

26
Déterminer une quantité de matière à partir de la concentration

RAI/MOD : Modéliser une transformation

La réaction entre un acide et une base peut être dangereuse, notamment parce qu’elle peut dégager une très forte chaleur. On mélange 10 mL d’une solution d’acide chlorhydrique (H3O+;Cl)(\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+ \,;\, \mathrm{Cl}^{-}) à 2,0 ×\times 10-2 mol·L-1 avec 10 mL de soude (Na+;HO)(\mathrm{Na}^+\, ;\, \mathrm{HO}^-) à 1,0 ×\times 10-2 mol·L-1.

1. Après avoir identifié les espèces chimiques spectatrices et réactives, écrire l’équation bilan de la réaction entre les ions H+\mathrm{H}^+ et les ions HO\mathrm{HO}^-.


2. Dresser le tableau d'avancement.
Couleurs
Formes
Dessinez ici


3. Déterminer la nature du réactif limitant et calculer les quantités de matière finales. Compléter le tableau.
Connectez-vous pour ajouter des favoris

Pour pouvoir ajouter ou retrouver des favoris, nous devons les lier à votre compte.Et c’est gratuit !

Se connecter

Livre du professeur

Pour pouvoir consulter le livre du professeur, vous devez être connecté avec un compte professeur et avoir validé votre adresse email académique.

Votre avis nous intéresse !
Recommanderiez-vous notre site web à un(e) collègue ?

Peu probable
Très probable

Cliquez sur le score que vous voulez donner.

Dites-nous qui vous êtes !

Pour assurer la meilleure qualité de service, nous avons besoin de vous connaître !
Cliquez sur l'un des choix ci-dessus qui vous correspond le mieux.

Nous envoyer un message




Nous contacter?