TD Chimie N° 01

Exercice 1

Exercice 2

Exercice 3

Un peu de chimie :

énoncé

Correction

 

   

Programme 2011 :

Programme 2011 : Physique et Chimie

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

Coefficients stœchiométriques; pluies acides ; préparation de l'acide sulfurique ; préparation des solutions ; le trioxyde de soufre ; les oxydes d'azote ; ...

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I- Exercice 1 : Ajuster la stœchiométrie des équations chimiques suivantes.

1)-              N2 (g)   +   H2 (g)   NH3 (g) 

2)-              Na (s)   +   Cl2 (g)        NaCl (s) 

3)-              Fe (s)   +   O2 (g)       Fe3 O4  (s) 

4)-              C2H6 (g)   +   O2 (g)      CO2 (g) + H2O (g)   

5)-              CH4 (g)   +   Cl2 (g)      CHCl3 (ℓ)  + HCl (g)   

6)-              CH4 (g)   +   O2 (g)       CO2 (g) + H2O (ℓ)  

7)-              C6H12O6 (s)   +   O2 (g)      CO2 (g)   +    H2O (ℓ)

8)-              Al (s)   +   O2 (g)      Al2O3  (s)

9)-              C4H6 (g)   +   Cl2 (g)       C4H6Cl4  (g)  

10-               C6H6  (ℓ)   +   HNO3 (ℓ)        C6H6N3O6  (ℓ)    +    H2O (ℓ)

 

 

II- Exercice 2 :

Les pluies acides sont liées à la pollution industrielle et automobile.

Une pluie acide est une solution aqueuse d’acide sulfurique H2SO4 ou d’acide nitrique HNO3.

1)- Pour qu’une solution soit acide, il faut qu’elle contienne des ions H3O+.

Proposer une équation chimique qui mette en évidence la formation de l’ion H3O+ lors de la réaction de l’acide sulfurique avec l’eau.

2)- même question pour la solution d’acide nitrique.

3)- l’origine de l’acide sulfurique dans l’atmosphère est due à la présence de trioxyde de soufre SO3.

Proposer une équation chimique rendant compte de la production de l’acide sulfurique et qui mette en jeu le trioxyde de soufre et une espèce chimique présente dans les nuages.

4)- le trioxyde de soufre provient de la combustion d’espèces chimiques présentes dans le gaz naturel. Pourquoi la combustion du méthane pur CH4 ne peut-elle produire d’acide sulfurique ?

5)- Sachant que la combustion complète d’un hydrocarbure donne uniquement du dioxyde de carbone et de l’eau, écrire l’équation de combustion du méthane.

6)- Une impureté courante présente dans le gaz naturel a pour formule brute CH4S. Proposer un schéma de Lewis pour cette espèce.

7)- Montrer par une équation chimique que la combustion de cette espèce chimique soufrée permet la production, en autres, de trioxyde de soufre.

8)- La formation d’acide nitrique passe également par la production d’un oxyde, mais il s’agit du dioxyde d’azote NO2.

Montrer qu’il y a dans l’atmosphère tous les réactifs pour produire du dioxyde d’azote.

Les éléments chimiques dans le dioxyde de d’azote sont l’oxygène et l’azote présents dans l’atmosphère sous forme de dioxygène et de diazote.

9)- Traduire par une équation chimique que le dioxyde d’azote, en présence d’eau et de dioxygène produit de l’acide nitrique.

III- Exercice 3 :

1)- Préparation d’une solution.

-  En dissolvant une masse m = 3,2 g de sel de Mohr {FeSO4 ,(NH4 )2 SO4, 6 H2O},

On obtient un volume V = 500 mL de solution A.

-  On donne :

Masses molaires : M (Fe) = 55 ,8 g / mol ; M (S) = 32,1 g / mol ; M (O) = 16,0 g / mol

-  M (H) = 1,0 g / mol   ; M (N) = 14,0 g / mol .

-  Calculer la concentration molaire volumique de la solution A.

2)- Solution commerciale.

On dispose d’une solution commerciale d’acide chlorhydrique.

Données :

densité de la solution commerciale : d = 1,1288 ;

masse volumique de l’eau μ0 = 1,00 g / mL

Pourcentage massique d’acide chlorhydrique (HCl) : P (HCl) = 26 %.

Masses molaires : M (H) = 1,0 g / mol    et M (Cl) = 35,5 g / mol.

a)- Calculer la masse m de un litre de solution commerciale.

b)- En déduire la masse m1 d’acide chlorhydrique, dissoute dans un litre de solution commerciale.

c)- En déduire le titre massique tm et la concentration molaire C de la solution commerciale.

3)- Volume d’un gaz :

a)- Calculer le volume molaire du gaz parfait dans les conditions normales de température et de pression.

-    C.N.T.P : θ = 0,00 °C et p = 1013 hPa et R = 8,31 S.I

b)- Calculer le volume molaire du gaz parfait dans les conditions standard définies par : p = 1,00 bar et θ = 20,0 ° C.

c)- Soit un flacon de volume V = 1,1 L empli de dichlore sous la pression p = 1013 hPa à la température θ = 20,0 ° C.

-    Calculer la quantité de matière n de dichlore présente dans le flacon.

4)- L’air est composé d’environ 20 % de dioxygène et 80 % de diazote en volume.

a)- Calculer les quantités de matière respectives de dioxygène et de diazote dans une bouteille de 1,00 L remplie d’air. 

A 20 ° C et à une pression de 1,013 x 10 5 Pa.

b)- En déduire les masses de ces deux gaz dans la bouteille, puis le pourcentage en masse dans l’air.

5)- On considère 3 corps purs, à 20 ° C et à la pression atmosphérique p =1,013 x 10 5  Pa : 

l’éthanol C2H6O ( ℓ) : le plomb Pb (s) ; le dioxygène O2 (g). On donne M (Pb) = 207,2 g / mol.

-    Pour chacun d’eux, calculer la masse et le volume d’une quantité de matière n = 0,100 mol.

-    Masse volumique de l’éthanol : µ1 = 0,789 g .cm– 3

-    Masse volumique du plomb : µ2 = 11,34 kg .dm– 3

6)- On dispose d’une solution aqueuse homogène d’éthanol C2H6O ( ℓ ), de concentration C = 2,06 mol / L.

-    Calculer la masse d’éthanol m qu’il a fallu dissoudre pour obtenir V = 1,00 L de solution.

 Pour aller plus loin :

-    On veut préparer 1 L d'une solution d’éthanol de concentration C = 2,06 mol / L.

-    Comment procède-t-on ? (matériel utilisé : verrerie, solutions, mode opératoire…)