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1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Composition chimique d'un système
Ch. 2
Composition chimique des solutions
Ch. 3
Évolution d'un système chimique
Ch. 4
Réactions d'oxydoréduction
Ch. 5
Détermination d'une quantité de matière par titrage
Livret Bac : Thème 1
Ch. 6
De la structure à la polarité d'une entité
Ch. 7
Interpréter les propriétés d’une espèce chimique
Ch. 8
Structure des entités organiques
Ch. 9
Synthèse d'espèces chimiques organiques
Ch. 10
Conversions d'énergie au cours d'une combustion
Livret Bac : Thème 1 bis
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Modélisation d'interactions fondamentales
Ch. 12
Description d'un fluide au repos
Ch. 13
Mouvement d'un système
Livret Bac : Thème 2
3. L'énergie, conversions et transferts
Ch. 14
Études énergétiques en électricité
Ch. 15
Études énergétiques en mécanique
Livret Bac : Thème 3
4. Ondes et signaux
Ch. 16
Ondes mécaniques
Ch. 17
Images et couleurs
Ch. 18
Modèles ondulatoire et particulaire de la lumière
Livret Bac : Thème 4
Méthode
Fiches méthode
Fiche méthode compétences
Annexes
Chapitre 3
Exercices
Pour s'entraîner
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26Déterminer 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 (\mathrm{H}^+ \,;\, \mathrm{Cl}^{-}) à 2,0 \times 10-2 mol·L-1 avec 10 mL de soude (\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 \mathrm{H}^+ et les ions \mathrm{HO}^-.
2. Dresser le tableau d'avancement.
1. Après avoir identifié les espèces chimiques spectatrices et réactives, écrire l'équation bilan de la réaction entre les ions \mathrm{H}^+ et les ions \mathrm{HO}^-.
2. Dresser le tableau d'avancement.
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3. Déterminer la nature du réactif limitant et calculer les quantités de matière finales. Compléter le tableau.
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27 Interprétation macroscopique d'une équation bilan
✔ RAI/ANA : Faire le lien entre le modèle microscopique et des observations macroscopiquesÀ température ambiante, le 2-bromo-2-méthylpropane réagit avec les ions hydroxyde selon l'équation bilan suivante :
(\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 :
(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}-\mathrm{Br} \rightarrow(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}^{+}+\mathrm{Br}^{-}
(\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.(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}^{+}+\mathrm{HO}^{-} \rightarrow(\mathrm{CH}_{3})_{3} \mathrm{C}-\mathrm{OH}
2. Justifier alors qu'une équation bilan soit macroscopique.
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28Procédé Haber
✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation
Le procédé Haber permet de produire de l'ammoniac \mathrm{NH}_3(g) par réaction du diazote \mathrm{N}_2(g) et du dihydrogène \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.
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.
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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 ?
2. L'avancement final est-il égal à l'avancement maximal ? Justifier.
3. Que peut-on en conclure sur cette réaction ?
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29Comprendre les attendus
Identification des ions cuivre (II)
✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation
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Le test des ions métalliques se fait à la soude (\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) \mathrm{Cu}^{2+} (supposés en excès). Un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre (II) \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.
3. Déterminer l'avancement maximal de la réaction.
4. Calculer la masse de précipité obtenu.
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3. Déterminer l'avancement maximal de la réaction.
4. Calculer la masse de précipité obtenu.
Donnée
- 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 \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 x_\text{max} et n_\mathrm{f}\mathrm{(Cu(OH)}_2).1 pt
3.
Déterminer l'avancement maximal x_\text{max} en posant n_f(\text{HO}^-) = 0 mol (3e ligne).0,5 pt
4.
Faire le calcul en respectant le nombre de chiffres significatifs.Ressource affichée de l'autre côté.
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30 Estimation de la masse d'un précipité
✔ RAI/MOD : La quantité de matière
La présence des ions chlorure \text{Cl}^- peut être mise en évidence par réaction avec les ions argent \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 \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.
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1.
Que peut-on en conclure ?
2. Écrire l'équation bilan correspondante.
2. Écrire l'équation bilan correspondante.
3.
Dans l'hypothèse où les ions argent sont limitants, estimer la masse de précipité formé.
Données
- V_\text{gouttes} = 0,05 mL ;
- M_\text{Ag} = 107,9 g·mol-1 ;
- M_\text{Cl} = 35,5 g·mol-1.
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31Bac
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 V_1 = 10 mL d'une solution contenant des ions peroxodisulfate \mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{8}^{2-} avec V_{2}= 20 mL d'une solution contenant des ions iodure \mathrm{I}^- . L'équation bilan correspondant à cette réaction est la suivante :
La courbe suivante traduit l'évolution de la concentration en diiode (notée [\mathrm{I}_2]) au cours du temps.
\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 suivante traduit l'évolution de la concentration en diiode (notée [\mathrm{I}_2]) au cours du temps.
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1.
Dresser le tableau d'avancement en notant n_{0}(\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{8}^{2-}) et n_{0}(\mathrm{I}^-) les quantités initiales.
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2.
Déterminer la relation entre [\mathrm{I}_2] dans le mélange et l'avancement x.
3. En déduire la valeur de l'avancement maximal x_\text{max} en utilisant la courbe.
4. Dans le cas où l'ion peroxodisulfate \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 \text{I}^-.
3. En déduire la valeur de l'avancement maximal x_\text{max} en utilisant la courbe.
4. Dans le cas où l'ion peroxodisulfate \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 \text{I}^-.
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32 Fabrication de la nitroglycérine
✔ RAI/MOD : La quantité de
matière
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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 \mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{5}(\mathrm{OH})_{3} avec 1,00 L d'acide nitrique \left(\mathrm{H}^{+} \,; \,\mathrm{N} \mathrm{O}_{3}^{-}\right) selon :
\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{5}(\mathrm{OH})_{3}(\mathrm{l})+3\,\mathrm{HNO}_{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.
2. Déterminer la nature du réactif limitant.
3. Calculer la masse de nitroglycérine ainsi fabriquée.
Données
- Glycérol : d_{\mathrm{gly}}= 1,26 ;
- Acide nitrique : d_{\mathrm{nit}}= 1,51 ;
- M(\text{C}_{3} \text{H}_{5}\left(\text{OH}_{3}\right))= 92,0 g·mol-1;
- M(\mathrm{HNO}_{3})= 63,0 g·mol-1 ;
- Nitroglycérine : M(\text{C}_{3} \text{H}_{5}(\text{NO}_{3})_{3} ) = 227 g·mol-1.
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33Copie 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 \text{O}_2 avec 0,1 mol de \text{H}_2. Le tableau d'avancement est le suivant :
2. Les conditions stœchiométriques, c'estquand on part d'autant de chaque réactif.
3. Quand x_\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(\text{H}_{2} \text{O})=18 mol·g-1, on obtient en fin de réaction 3,6 g d'eau.
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2. Les conditions stœchiométriques, c'est
3. Quand x_\text{max} est atteint,
4.
5. On obtient
6. Puisque la masse molaire de l'eau est de M(\text{H}_{2} \text{O})=
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BRespecter les conditions stœchiométriques
✔ MOD : La quantité de matière
Une des façons de fabriquer du diiode (I2), antiseptique qu'on retrouve dans certains médicaments, est de faire réagir ensemble des ions iodure (I-) et des ions peroxodisulfate (\text{S}_2\text{O}^{2-}_8) selon la réaction :
\text{S}_2\text{O}^{2-}_8\text{(aq)}+2\text{I}^-\text{(aq)}\rightarrow2\text{SO}^{2-}_4\text{(aq)}+\text{I}_2\text{(s)}
Pour cela, on mélange 20 mL de la solution d'ions peroxodisulfate (c_1 = 1{,}0 \times 10^{-2} mol·L-1) avec 40 mL de la solution d'ions iodure (c_2 = 1{,}0 \times 10^{-2} mol·L-1).
1. Déterminer la quantité de matière initiale pour chacun des deux réactifs.
2. Dresser le tableau d'avancement et déterminer xmax.
3. Les conditions stœchiométriques ont-elles été respectées ? Justifier.
4. Quel est l'intérêt pour un industriel de réaliser cette réaction dans les conditions stœchiométriques ?
Une des façons de fabriquer du diiode (I2), antiseptique qu'on retrouve dans certains médicaments, est de faire réagir ensemble des ions iodure (I-) et des ions peroxodisulfate (\text{S}_2\text{O}^{2-}_8) selon la réaction :
\text{S}_2\text{O}^{2-}_8\text{(aq)}+2\text{I}^-\text{(aq)}\rightarrow2\text{SO}^{2-}_4\text{(aq)}+\text{I}_2\text{(s)}
Pour cela, on mélange 20 mL de la solution d'ions peroxodisulfate (c_1 = 1{,}0 \times 10^{-2} mol·L-1) avec 40 mL de la solution d'ions iodure (c_2 = 1{,}0 \times 10^{-2} mol·L-1).
1. Déterminer la quantité de matière initiale pour chacun des deux réactifs.
2. Dresser le tableau d'avancement et déterminer xmax.
3. Les conditions stœchiométriques ont-elles été respectées ? Justifier.
4. Quel est l'intérêt pour un industriel de réaliser cette réaction dans les conditions stœchiométriques ?
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