EXPERTS CHIMIE 4 SB corrigé complet

Étude quantitative de la réaction chimique

UAA 3

Chapitre 3

52

Compétence à développer (UAA 3)

Résoudre des problèmes de stœchiométrie dans le cas de réactions complètes avec des réactifs en quantités stœchiométriques.

Processus

Transférer

• Résoudre, en exploitant le concept de mole, des problèmes de stœchiométrie dans le cas de réactions complètes avec les réactifs en quantités stœchiométriques.

Ressources

Prérequis

• UAA1 et UAA2.

Savoirs

• Loi de Lavoisier.

Savoir-faire

• Utiliser la règle de trois dans le cadre de problèmes stœchiométriques.

Au terme de ce chapitre, tu seras capable de :

Appliquer Transférer

Connaitre

53 3 - Étude quanti tat ive de la réact ion chimique

3

chimie

I . Rappel

Tu as vu, en 3e (UAA2), qu’une équation chimique est l’écriture universelle de la réaction chimique. Elle traduit

le passage d’un à un . C’est-à-dire la transformation

des en .

Dans l’équation chimique, le nombre d’atomes de chaque espèce dans les premier et second membres de

l’équation doit être , c’est pourquoi on pondère (équilibre) une équation chimique

à l’aide de .

KOH (aq) + H2SO4 (aq) K2SO4 (aq) + H2O (ℓ)

Expérience

« On prend 5 mℓ d’une solution aqueuse de chlorure de plomb (II) ( ) et 5 mℓ d’une solution aqueuse

d’iodure de potassium ( ) ».

On pèse les réactifs de départ et, ensuite, les produits obtenus.

I I . La loi de Lavois ier

J'observe

J'interprète

Masse des réactifs Masse des produits

+

État initial État final

Réactifs Produit(s)

Réaction

état initial

réactifs

état final

produits

identique

2 2

coefficients chimiques

La masse des réactifs engagés dans la réaction est égale à la masse des produits formés.

PbCℓ2

KI

54

La conservation de la masse découle de la loi de Lavoisier. Ce scientifique a émis cette hypothèse :« Au cours d’un phénomène chimique, rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »

1. Lecture molaire d’une équation chimique X Reprenons l’expérience effectuée par ton professeur.

J’observe :

• J’établis l’équation chimique pondérée de cette expérience :

• J’établis la lecture moléculaire de cette équation pondérée :

• J’établis son équation nominative au niveau microscopique.

X Tu as vu, dans le chapitre précédent, que le chimiste ne peut pas travailler avec des molécules, car elles ont une masse trop petite. Comment peut-il travailler à un niveau macroscopique ? As-tu une suggestion ?

* Le phlogistique (du grec « phlogistos », inflammable) est le nom donné à la « substance » qui s’échappait lors de la combustion du bois (XVIIIe siècle) et qui expliquait la perte de masse d’une bûche.

Lors d’une réaction chimique, la masse de l’ensemble des produits formés est à la masse de l’ensemble des réactifs mis en jeu.

Je conclus

Antoine Laurent de Lavoisier, père de la chimie moderne, est un chimiste, philosophe et économiste français. Il est né le 26 août 1743 à Paris et y est guillotiné le 8 mai 1794. Il a énoncé la première version de la loi de la conservation de la matière, a identifié et baptisé l’oxygène (1778), a également réfuté la théorie phlogistique* (relative à la combustion) et a participé à la réforme de la nomenclature chimique.

Info +

III . Stœchiométrie d’une équation chimique

PbCℓ2(aq) + 2 KI(aq) PbI2(s) + 2 KCℓ(aq)

1 molécule PbCℓ2(aq) + 2 molécules KI(aq) 1 molécule PbI2(s) + 2 molécules KCℓ(aq)

1 molécule de chlorure de plomb (II) réagit avec 2 molécules d‘iodure de potassium pour former 1 molécule

d’iodure de plomb (II) et 2 molécules de chlorure de potassium.

Pour travailler à un niveau macroscopique, on peut multiplier le nombre de molécules de chaque composé

de l’équation par le nombre d’Avogadro (NA).

apparition d’un précipité jaune de PbI2.

égale


3

chimie

est l’interface entre la réaction chimique (niveau microscopique) et la transformation chimique (dimension macroscopique).

• Lecture de l’équation chimique :

6,02 • 1023 molécules constituent , donc on peut utiliser cette unité pour lire une équation chimique.

• Lecture molaire de l’équation :

• Lecture nominative de l’équation au niveau macroscopique :

2. Exploitat ion des grandeurs de masse et de mole

Expérience La lecture molaire et la lecture massique sont-el les comparables ?

On te demande d’identifier les produits de réaction et d’effectuer la lecture molaire et massique des équations. Ce que tu as à ta disposition :

Matériel Substances

• Balance• Erlenmeyer• Éprouvette graduée• Bouchons• Bâton brochette (tison)• Allumettes • Tubes à essai (pour le test des ions)• Ballon baudruche

Du zinc métallique :

Du magnésium métallique en ruban :

Du carbonate de calcium solide :

Des solutions préparées de

• Chlorure d’hydrogène :

• Sulfate de cuivre (II) :

• Chlorure de fer (III) :

• Nitrate d’hydrogène :

• Hydroxyde de potassium :

Le nombre d’Avogadro

1 mol PbCℓ2(aq) + 2 mol KI(aq) 1 mol PbI2(s) + 2 mol KCℓ(aq)

1 mole de chlorure de plomb (II) réagit avec 2 moles d‘iodure de potassium pour former 1 mole d’iodure

de plomb (II) et 2 moles de chlorure de potassium.

1 molécule PbCℓ2 + 2 molécules KI 1 molécule PbI2 + 2 molécules KCℓ

6,02 • 1023 molécules PbCℓ2 + 12,04 • 1023 molécules KI 6,02 • 1023 molécules PbI2 + 12,04 • 1023 molécules KCℓ

1 mole de molécules

Zn(s)

Mg(s)

CaCO3(s)

HCℓ(aq)

CuSO4(aq)

FeCℓ3(aq)

HNO3(aq)

KOH(aq)

. NA . NA . NA . NA

56

Je réalise la manipulation n° :

Voir fiches-outil n°4 et n°5

Remarque : les produits obtenus lors des expériences peuvent être des gaz.

X Propose une solution pour les récolter et les identifier.

Mode opératoire

1) Pèse chaque récipient vide que tu utilises et note sa masse.

2) Mesure 10 mℓ des solutions à l’aide d'une éprouvette graduée et verse-les dans un erlenmeyer. Pèse, à nouveau, ceux-ci et note la masse (erlenmeyer + 10 ml de solution).

3) Déduis la masse de la substance contenue dans chaque erlenmeyer.

4) • Manipulation 4 : verse le contenu du 1er erlenmeyer dans le 2e.

• Manipulations 1, 2 et 3 : pèse le réactif solide que tu as reçu et ajoute-le dans l’erlenmeyer, contenant la solution.

5) Pèse l’erlenmeyer dans lequel s’est déroulée la réaction. Note sa masse et soustrais la masse du récipient vide.

Résultats des expériences :

Manipulations Expériences à réaliser

1

2

3

4

Carbonate de calcium (s) + chlorure d’hydrogène (aq) :

Zinc (s) + sulfate de cuivre (II) (aq) :

Magnésium (s) + nitrate d’hydrogène (aq) :

Chlorure de fer (III) + hydroxyde de potassium (aq) :

ExpérienceFormule réactif 1

Masse réactif 1

Formule réactif 2

Masse réactif 2

Formules produitsMasse

produits

1

2

3

4

CaCO3(s) + HCℓ(aq)

Zn(s) + CuSO4(aq)

Mg(s) + HNO3(aq)

FeCℓ3(aq) + KOH(aq)

CaCO3

Zn

Mg

FeCℓ3

HCℓ

CuSO4

HNO3

KOH

CaCℓ2, CO2, H2O

ZnSO4, Cu

H2, Mg(NO3)2

KCℓ, Fe(OH)3


3

chimie

• Équation chimique pondérée

Exp. 1 :

Exp. 2 :

Exp. 3 :

Exp. 4 :

• Lecture molaire de l’équation chimique

Exp. 1 :

Exp. 2 :

Exp. 3 :

Exp. 4 :

• Lecture massique de l’équation chimique

Exp. 1 :

Exp. 2 :

Exp. 3 :

Exp. 4 :

J'interprète

X J’entoure la bonne proposition.

La somme des masses des réactifs est =

≠ à/de la somme des masses des produits.

La somme des quantités de matière des réactifs est =

≠ à/de la somme des quantités de matière

des produits.

Je conclus

CaCO3(s) + 2 HCℓ(aq) CaCℓ2(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)

Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)

Mg(s) + 2 HNO3(aq) H2(g) + Mg(NO3)2(aq)

FeCℓ3(aq) + 3 KOH(aq) 3 KCℓ(aq) + Fe(OH)3(aq)

1 mol CaCO3(s) + 2 mol HCℓ(aq) 1 mol CaCℓ2(aq) + 1 mol CO2(g) + 1 mol H2O(l)

1 mol Zn(s) + 1 mol CuSO4(aq) 1 mol ZnSO4(aq) + 1 mol Cu(s)

1 mol Mg(s) + 2 mol HNO3(aq) 1 mol H2(g) + 1 mol Mg(NO3)2(aq)

1 mol FeCℓ3(aq) + 3 mol KOH(aq) 3 mol KCℓ(aq) + 1 mol Fe(OH)3(aq)

x g CaCO3(s) + x g HCℓ(aq) x g [CaCℓ2(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)]

x g Zn(s) + x g CuSO4(aq) x g [ZnSO4(aq) + Cu(s)]

x g Mg(s) + x g HNO3(aq) x g [H2(g) + Mg(NO3)2(aq)]

x g FeCℓ3(aq) + x g KOH(aq) x g [KCℓ(aq) + Fe(OH)3(aq)]

La lecture molaire et la lecture massique ne sont pas comparables. La somme des quantités de

matière des réactifs ne correspond pas à la somme des quantités de matière des produits (exemple :

expérience 3).

Le rapport des quantités est égal au rapport des coefficients stœchiométriques des substances

impliquées dans la réaction, contrairement aux masses dont la somme des masses des réactifs

correspond à la somme des masses des produits.

58

2.2. Stœchiométrie des produits formés

a) Mise en situationJe désire préparer un déjeuner pour chaque élève de la classe. Celui-ci comporte :

Nombre d’élèves de ma classe : . Nombre de « packs déjeuner » : .

Comment vais-je procéder ?

Pour préparer les déjeuners,

En chimie aussi,

Je conclus

Avancement

Départ

En cours

Final

A A

J’utilise la règle de trois.

Un « pack déjeuner » doit contenir 1 berlingot de jus, 2 pains au chocolat et 1 yaourt dans un rapport de 1 : 2 : 1.

Donc 1 berlingot de jus (B) + 2 pains au chocolat (P) + 1 yaourt (Y) 1 « pack déjeuner » (Dej).

Soit B + 2P + 1Y BP2Y Ceci est l’équation de la réaction (BP2Y correspond à 1 pack).

Comme la proportion est 1 : 2 : 1 1, on peut simplifier en mettant juste le nombre de paquets à

réaliser en fonction de cette proportion. En notant A pour le nombre d’élèves, il suffit alors de multiplier la

proportion des ingrédients par A :

A de B + 2A de P + A de Y A BP2Y réalisés.

on respecte les proportions données. On utilise la règle de trois.

on respecte les proportions : la recette de « cuisine » est l’équation chimique

pondérée et l’unité de référence des substances est la mole.

Par analogie, le berlingot de jus, les 2 pains au chocolat et le yaourt sont les réactifs, le produit étant

le déjeuner.

1 réactif A + 2 réactifs B + 1 réactif C 1 produit D

On dit que le rapport stœchiométrique est donc de 1 :2 :1

1 berlingot + 2 pains + 1 yaourt 1 déjeuner

A 2A A 0

A – x 2A – 2x A – x x

A – xf = 0 2A – 2xf = 0 A – xf = 0 xf = A


3

chimie

b) Analogie

X Jeu stœchiométrique 1 : à partir de la quantité de matière (en mol) d’un composé chimique, trouve celle des autres composés.

Reprenons l’équation de l’expérience 3 : Mg(s) + 2 HNO3(aq) H2(g) + Mg(NO3)2(aq)

Sa lecture molaire me dit :

• Si le professeur te donne un morceau de Mg dont la quantité de matière est de 2 mol, combien de mol de HNO3 sont nécessaires ? Quelle quantité de H2 et de Mg(NO3)2 obtiendras-tu à la fin de la réaction ?

• Complète le tableau : c’est la même expérience, mais la donnée est différente.

• Sachant qu’on travaille avec 500 mℓ de solution de HNO3 de concentration 0,1 mol/ℓ, quelle quantité de matière en magnésium est nécessaire ? Quelle quantité de matière en H2 et en Mg(NO3)2 va-t-on obtenir ?

Composés chimiques Mg 2 HNO3 H2 Mg(NO3)2

Lecture molaire

Quantité de matière au départ 2 mol

Quantité de matière au final


Lecture molaire

Quantité de matière au départ 0,5 mol



Lecture molaire

Quantité de matière au départ


1 mol Mg(s) + 2 mol HNO3(aq) 1 mol H2(g) + 1 mol Mg(NO3)2(aq)

1 mol 2 mol 1 mol 1 mol

4 mol 0 mol 0 mol



0,25 mol 0 mol 0 mol

0 mol 0 mol 0,25 mol 0,25 mol


0,052 = 0,025

mol0,1 • 0,5

= 0,05 mol 0 mol 0 mol

0 mol 0 mol 0,025 mol 0,025 mol

60

Application directe

X Complète le tableau pour répondre à la question.

Dans la réaction du carbonate de sodium solide avec le chlorure d'hydrogène en solution :

a. Quelle quantité de matière en chlorure d'hydrogène réagit à l'équivalence* avec…

• 0,5 mol de carbonate de calcium ?

Équation pondérée :

• 2,00 • 10-3 mol de carbonate de calcium ?

b. Pour la même réaction, quelles quantités de matière en chlorure d'hydrogène et carbonate de calcium sont nécessaires pour produire 0,125 moℓ de dioxyde de carbone ?

* « À l’équivalence » signifie que les réactifs ont réagi en proportions stœchiométriques. L’expression « en proportions stœchiométriques » signifie que les réactifs réagissent entre eux dans les proportions données par l’équation chimique pondérée.

Composés chimiques

Lecture molaire

Quantité de matière initiale (en mol)

Quantité de matière finale (en mol)

Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire



Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire



Réponse finale

CaCO3(s) + 2 HCℓ(aq) CaCℓ2(aq) + CO2(g) + H2O(l)

CaCO3 2 HCℓ CaCℓ2 CO2 H2O

1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol

0,5 1 0 0 0

0 0 0,5 0,5 0,5

1 mol



2,00 • 10-3 4,00 • 10-3 0 0 0

0 0 2,00 • 10-3 2,00 • 10-3 2,00 • 10-3

4,00 • 10-3 mol



0,125 0,250 0 0 0

0 0 0,125 0,125 0,125

0,125 mol 0,25 mol


3

chimie

c. Sachant qu’on travaille avec 500 ml de solution de HCℓ de concentration 0,1 mol/ℓ, quelle quantité de matière en carbonate de calcium est nécessaire ? Quelle quantité de matière en CO2 va-t-on obtenir ?

X Jeu stœchiométrique 2 : à partir de la quantité de matière (n) d’un composé chimique, trouve la masse des autres composés de la réaction.

Soit l’électrolyse d’une mole d’eau, quelle masse de chaque produit va-t-on obtenir ?

• Équation chimique pondérée :

• Tableau quantitatif :

Comment calcules-tu la masse (en g) d’une substance à partir de la quantité de matière (donnée en mol) ?

Composés chimiques

Lecture molaire



Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire



Réponse finale

On multiplie la quantité de matière (donnée en mol) par la masse molaire (donnée en g/mol).

M (H2) = 2,016 g/mol

M (O2) = 31,998 g/mol

m (H2) = 1 mol • 2,016 g/mol = 2,016 g

m (O2) = 0,5 mol • 31,998 g/mol = 15,999 g

2H2O (l) 2H2(g) + O2(g)

2 H2O 2 H2 O2

2 mol 2 mol 1 mol

1 mol 0 mol 0 mol

0 mol 1 mol 0,5 mol

m = 2,016 g m = 15,999 g



0,025 0,1 • 0,5= 0,05 0 0 0

0 0 0,025 0,025 0,025

0,025 mol 0,025 mol

62

X Jeu stœchiométrique 3 : à partir de la masse d’un composé chimique, trouve la masse des autres composés de la réaction.

Lors de l’électrolyse de 4,5 g d’eau, quelle masse de dihydrogène et de dioxygène obtient-on ? Tu as vu précédemment que l’équation chimique est la « recette » de l’expérience, c’est elle qui te donne les proportions, en mol, à respecter. À quelle quantité de matière correspondent ces 4,5 g ?

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée / Inconnue



Réponse finale

est l’interface entre la réaction chimique (niveau microscopique)

et la transformation chimique (dimension macroscopique).

En chimie,

Synthèse

Le nombre d’Avogadro

on respecte les proportions : la recette de « cuisine » est l’équation chimique pondérée et

l’unité de référence des substances est la mole.

2 H2O 2 H2 O2

2 mol 2 mol 1 mol

m = 4,5 g m ? m ?

4,5

18,2 = 0,25 mol 0 mol 0 mol

0 mol 0,25 mol 0,125 mol

m = 0,25 • 2,016 = 0,504 g

m =0,125 • 31,998= 3,999 g


3

chimie

Notions abordées : nomenclature, équation chimique pondérée, nombre d’Avogadro, masse molaire atomique et masse molaire moléculaire, mole, masse, quantités stœchiométriques.

Voir fiche-outil n°7

Remarque : dans tous les exercices proposés, les réactions sont complètes et les réactifs sont en proportions stœchiométriques*.

X 1. Soit l’équation non pondérée suivante :

AℓCℓ3 + FeS Aℓ2S3 + FeCℓ2 .

• Combien de moles de FeS sont nécessaires pour réagir avec 3 mol de AℓCℓ3 ?

• Combien de moles de Aℓ2S3 vont être obtenues dans les mêmes conditions ?

• Combien de moles de FeCℓ2 vont être obtenues dans les mêmes conditions ?

• Quelle masse de FeS sera nécessaire si on utilise 10 g de AℓCℓ3 ?

X 2. Combien de moles de HCℓ réagissent à l'équivalence avec 2 moles de KOH dans la réaction :

KOH + HCℓ KCℓ + H2O.

Composés chimiques

Lecture molaire

Quantité de matière initiale

Quantité de matière finale

Réponse finale

X 3. La réaction entre l’oxyde de fer (III) et l’eau donne la formation de l’hydroxyde de fer (III). Quelle masse d’hydroxyde obtiendra-t-on à partir de 20 g d’oxyde ?

Équation pondérée :

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue


Quantité de matière finale

Réponse finale

* L’expression « en proportions stœchiométriques » signifie que les réactifs réagissent entre eux dans les proportions données par l’équation chimique pondérée.

A T

C

A T

C

A T

C

Exercices

Fe2O3 + 3H2O 2Fe(OH)3

n (FeS) = 0,076 • 32 = 0,114 mol m (FeS) = 0,114 • 88 = 10,032 g

n (AℓCℓ3) = 10

131,98 = 0,076 mol

2 3 3

4,5 mol.

1,5 mol.

4,5 mol.

KOH HCℓ KCℓ H2O




2 mol de HCℓ

Fe2O3 3 H2O 2 Fe(OH)3

1 mol 3 mol 2 mol

20 g m ?

20160 = 0,125 mol 0 mol

0 mol 0,125 • 2= 0,25 mol

m = 0,25 • 107 = 26,8 g de Fe(OH)3

64

X 4. Le dioxyde de carbone est l’un des principaux gaz responsables de l’effet de serre. Lors de la réaction de combustion du carbone dans l’air, il se forme du dioxyde de carbone.

a. Combien d’atomes de carbone trouve-t-on dans 10 g de carbone pur ?

b. Quelle masse de CO2 sera produite par la combustion complète de 10 g de carbone ?

X 5. Il est possible d’enlever la rouille (oxyde de fer (III)) se formant sur des tôles en acier à l’aide du chlorure d’hydrogène : oxyde de fer (III) + chlorure d’hydrogène → chlorure de fer (III) + H2O. Quelle masse de rouille peut-on enlever avec une solution contenant 3,6 g de chlorure d’hydrogène ?

X 6. Les êtres vivants utilisent, comme source d’énergie, la combustion du glucose lors de la respiration cellulaire. Combien de moles d’O2 sont nécessaires pour oxyder complètement 7 g de glucose ?

A T

C

A T

C

A T

C

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

m (C) = 10g n (C) = 10

12,01 = 0,832 mol

N (C) = 0, 832 • 6,02 • 1023 = 5 • 1023 atomes

C (s) + O2 (g) CO2 (g)

Si n (C) = 0,832 mol n (CO2) = 0,832 mol

m (CO2) = 0,832 • 43,99 = 36, 6 g ou avec le tableau d’avancement :

Fe2O3 + 6 HCℓ 2 FeCℓ3 + 3 H2O

C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

C O2 CO2

1 mol 1 mol 1 mol

m = 10g / m ?10

12,01 = 0,832 0, 832 0

0 0 0,832

N = 0,832 • 6,02 • 1023 = 5 • 1023 atomes de C

m = 0,832 • 43,99 = 36,6 g de CO2

Fe2O3 6 HCℓ 2 FeCℓ3 3 H2O


m ? m = 3,6 g / /0,16

= 0,016

3,636

= 0,1 0 0

0 0 0 ,1 • 26

= 0,033 0,1 •

36

= 0,05

m = 0,016 • 159,67 = 2,55 g de Fe2O3


3

chimie

X 7. Un chimiste prépare 250 mℓ de solution de chlorure d’hydrogène de molarité 1 mol/ℓ. Maladroit, il renverse la solution sur une table de laboratoire. Il recouvre alors le liquide avec du carbonate de calcium solide afin de neutraliser l’acide. Il observe, entre autres, un dégagement de dioxyde de carbone. Quelle masse de carbonate de calcium devra-t-il verser sur la table pour neutraliser l’acide ?

X 8. Les voitures actuelles sont équipées d’airbags. Ces coussins se gonflent lors d’un choc brutal grâce à la production d’un gaz, le diazote, provenant de la décomposition de l’azoture de sodium :

2 NaN3 3 N2 + 2 Na.

Le problème de cette réaction est qu'elle forme du sodium solide Na qui a la propriété de s'enflammer violemment en présence d'eau. Il faut donc le neutraliser, d'après la réaction :

10 Na + 2 KNO3 K2O + 5 Na2O + N2. Les oxydes de potassium et de sodium réagissent alors sur de la silice SiO2 pour former des sels du type

K2Na2SiO4 ; ces silicates alcalins se présentent sous la forme d'une poudre de verre inoffensive, inerte et non inflammable : K2O + Na2O + SiO2 K2Na2SiO4.

Quelle masse de sodium va-t-on obtenir si le constructeur a placé 122 g de NaN3 dans l’airbag ?

A T

C

A T

C

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

2 NaN3 3 N2 + 2 Na

CaCO3 + 2 HCℓ (aq) CO2 (g) + CaCℓ2 (aq) + H2O (l)

2 NaN3 3 N2 2 Na

2 mol 3 mol 2 mol

m = 122 g / m ?122

64,99 = 1, 88 0 0

0 1,88 • 32

= 2,82 1,88

m = 1,88 • 22,99 = 43,22 g de Na

C6H12O6 6 O2 6 CO2 6 H2O


m = 7 g n ? / /7

180 = 0,039 0,039 • 6 = 0,234 0 0

0 0 0,234 0,234

n = 0,234 mol de O2

CaCO3 2 HCℓ CO2 CaCℓ2 H2O

1 mol 2 mol 1mol 1 mol 1 mol

m ? V = 250 mℓC = 1 mol/ℓ / /

0,252

= 0,125 n = 1 • 0,25

= 0,25 0 0 0

0 0 0,125 0,125 0,125

m = 0,125 • 100,05 = 12,5 g de CaCO3

66

X 9) Une dizaine d’écoliers ont été intoxiqués par du monoxyde de carbone. Un chauffe-eau défectueux est à l’origine de cette intoxication. Lors de la combustion du butane (C4H10), il y a eu émission de monoxyde de carbone à la place du dioxyde de carbone.

Sachant que le chauffe-eau a consommé 2,5 kg de butane, trouve la masse de monoxyde de carbone que le chauffe-eau va rejeter. C4H10(g) + O2(g) CO(g) + H2O(g) (équation non pondérée).

X 10) Quel volume d’hydroxyde de sodium(aq) 0,1 mol/ℓ doit-on utiliser pour neutraliser 10 mℓ d’une solution contenant 1,96 • 10-2 g de sulfate d’hydrogène ?

Le volume d’hydroxyde de sodium pour neutraliser cette même masse d’acide serait-il différent si l’acide se trouvait dans 20 mℓ de solution au lieu de 10 ? Justifie.

a.

b.

A T

C

A T

C

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

Composés chimiques

Lecture molaire

Donnée/inconnue

ni (mol)

nf (mol)

Réponse finale

2 C4H10 (g) + 9 O2 (g) 8 CO (g) + 10 H2O (l)

2 NaOH (aq) + H2SO4( aq) Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)

Non, car la masse de H2SO4 ne change pas et donc le nombre de mol de H2SO4 est identique.

Il n’y a que C (mol/ℓ) ou Ƣ (g/ℓ) qui changent.

2 C4H10 9 O2 8 CO 10 H2O


m = 2500 g / m ? /

250058,04

= 43,07

43,07 • 92

= 193, 8150 0

0 043, 07 •

82

= 172,28

43, 07 • 102

= 215,35

m = 172,28 • 28 = 4823, 84 g = 4,823 kg de CO

2 NaOH H2SO4 Na2SO4 2 H2O

2 mol 1 mol 1mol 2 mol

C = 0, 1 mol/ℓ

V = ?

m = 1,96 • 10-2g

V = 10 mℓ/ /

2.10-4 • 2

= 4 • 10-4

1,96 • 10-2 g98,02

=2 • 10-40 0

0 0 2 • 10-4 4 • 10-4

V = 4 • 10-4

0,1 = 4 • 10-3 ℓ = 4 mℓ de NaOH

EXPERTS CHIMIE 4 SB corrigé complet

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