Transformations chimiques.

Exercice n°13 P 93 : fusion ou dissolution

a.On ajoute un morceau de sucre dans le café, et on agite. Le sucre se dissout

b.La fusion de l'or consiste à faire passer l'or de l'état solide à l'état liquide.

c.Du sel est versé dans l'eau, et on l'agite. Il s'agit d'une dissolution.

d.Pour préparer un gâteau, on chauffe des morceaux de sucre dans une casseorle. Le chocolat fond, il passe de l'état solide à l'état liquide.

Exercice n°16 P 93 : Ecriture d'une équation.

1. $H_2O_{(g)} \longrightarrow H_2O_{(g)}$

2. $C_{12}H_{22}O_{11,(s)} \longrightarrow C_{12}H_{22}O_{11,(aq)}$

3. $C_{18}H_{34}O_{2,(l)} \longrightarrow C_{18}H_{34}O_{2,(s)}$

4. $CO_{2}O_{2,(l)} \longrightarrow C_{18}H_{34}O_{2,(s)}$

Exercice n°17 P 94 : Ecriture d'une équation.

1. $\color{red}{2} \ CO \ + \ O_{2} \longrightarrow \ \color{red}{2} \ CO_{2}$

2. $N_{2} \ + \ \color{red}{3} \ H_{2} \longrightarrow \ \color{red}{2} \ NH_{3}$

< id="A1">Exercice n°16 P 93 : Ecriture d'une équation.

1. $H_2O_{(g)} \longrightarrow H_2O_{(g)}$

2. $C_{12}H_{22}O_{11,(s)} \longrightarrow C_{12}H_{22}O_{11,(aq)}$

3. $C_{18}H_{34}O_{2,(l)} \longrightarrow C_{18}H_{34}O_{2,(s)}$

4. $CO_{2}O_{2,(l)} \longrightarrow C_{18}H_{34}O_{2,(s)}$

Exercice n°17 P 94 : Ecriture d'une équation.

1. $\color{red}{2} \ CO \ + \ O_{2} \longrightarrow \ \color{red}{2} \ CO_{2}$

2. $N_{2} \ + \ \color{red}{3} \ H_{2} \longrightarrow \ \color{red}{2} \ NH_{3}$

Exercice n°18 P 94 : Réactifs, produits ou spectateurs

Transformation A :

$\bullet$ Les quantités de matière en carbone et en dioxygène ont diminué. Il s'agit de réactifs.

$\bullet$ La quantité de matière en diazote n'a pas évolué. Il s'agit d'une espèce spectatrice.

$\bullet$ Le dioxyde de carbone qui n'était pas présent initialement apparaît à l'état final. Il s'agit d'un produit

Réaction : $ C \ + \ O_{2} \ \longrightarrow \ CO_2$

Transformation B :

$\bullet$ Les quantités de matière en ions cuivre et en zinc ont diminué ont diminué. Il s'agit de réactifs.

$\bullet$ La quantité de matière en ions sulfates n'a pas évolué. Il s'agit d'une espèce spectatrice.

$\bullet$ L'eau sert ici de solvant, c'est aussi une espèce spectatrice.

$\bullet$ Le cuivre et les ions zinc qui n'étaientt pas présent initialement apparaissent à l'état final. Il s'agit de produits

Réaction : $ Cu^{ \ 2+} \ + \ Zn \ \longrightarrow \ Cu \ + \ Zn^{ \ 2+}$

Exercice n°20 P 94 : Ajuster des équations chimiques.

a. $ \ CH_4 \ + \ 2 \ Cl_2 \ \longrightarrow \ C \ + \ \color{red}{4} \ HCl$

b. $ \ C_2H_6O \ + \ \color{red}{3} \ O_2 \ \longrightarrow \ 2 \ CO_2 \ + \ 3 \ H_2O$

c. $ \ Zn \ + \ \color{red}{2} \ H^{ \ +} \ \longrightarrow \ Zn^{ \ 2+} \ + \ H_2$

Exercice n°21 P 94 : Déterminer le nombres stoechiométriques.

a. $ \color{blue}{1} \ N_{2,(g)} \ + \ \color{red}{2} \ H_{2,(g)} \ \longrightarrow \ \color{blue}{1} N_2H_{4,(g)}$

Remarque : On ne fait pas apparaître les coefficients égaux à 1.La réaction sécrit : $ N_{2,(g)} \ + \ \color{red}{2} \ H_{2,(g)} \ \longrightarrow \ N_2H_{4,(g)}$

b. $ \ \color{red}{2} \ C_2H_{6,(g)} \ + \ \color{red}{7} \ O_2 \ \longrightarrow \ \color{red}{6} \ H_2O_{(l)} \ + \ \color{red}{4} \ CO_{2,(g)}$

c. $ \ CuO_{(s)} \ + \ \color{red}{2} \ H^{ \ +} \ \longrightarrow \ Cu^{ \ 2+}_{(aq)} \ + \ H_2O_{(l)}$

d. $ \color{red}{11} \ \ H_2O_{(l)} \ + \ \color{red}{12} \ CO_{2,(g)} \ \longrightarrow \ C_{12}H_{22}O_{11,(s)} \ + \ \color{red}{12} \ O_{2,(g)}$

Exercice n°23 P 94 : Combustion de l'essence.

Combustion complète :

$ C_{8}H_{18,(g)} \ + \ \color{red}{\dfrac{25}{2}} \ O_{2,(g)} \ \longrightarrow \ \color{red}{8} CO_{2,(g)} \ + \ \color{red}{9} H_2O_{(l)}$

Combustions incomplètes :

a.$ C_{8}H_{18,(g)} \ + \ \color{red}{\dfrac{9}{2}} \ O_{2,(g)} \ \longrightarrow \ \color{red}{8} C_{(s)} \ + \ \color{red}{9} H_2O_{(l)}$

b.$ C_{8}H_{18,(g)} \ + \ \color{red}{\dfrac{17}{2}} \ O_{2,(g)} \ \longrightarrow \ \color{red}{8} CO_{(g)} \ + \ \color{red}{9} H_2O_{(l)}$

Oxydation du diazote :

$ N_{2,(g)} \ + \ O_{2,(g)} \ \longrightarrow \ \color{red}{2} NO_{(g)}$

Exercice n°25 P 95 : Combustion d'un morceau de charbon.

1. Les réactifs sont le carbone $C_{(s)}$ et le dioxygène $O_{2,(g)}$.

L'introduction d'eau de chaux qui se trouble met en évidence la production de dioxyde de carbone $CO_{2,(g)}$

2. $ C_{(s)} \ + \ O_{2,(g)} \ \longrightarrow \ CO_{2,(g)}$.

3. il reste du charbon une fois la réaction terminée. Il n'y avait pas assez de dioxygène $O_{2,(g)}$ pour que la totalité de carbone $C_{(s)}$ disparaisse. Le carbone $C_{(s)}$ est le réactif limitant.

Exercice n°27 P 95 : Corrosion du fer.

$Fe \ + \ 2 \ H^{ \ +} \ \longrightarrow \ Fe^{ \ 2+} \ + \ H_2$

Les coefficients stoechimoétriques montrent quil faut UNE mole de fer $Fe$ pour DEUX moles d'ion hydronium $H^{ \ +}$.

Expérience 1 :

Pour DEUX moles de fer $Fe$, il faut QUATRE moles d'iond hydronium $H^{ \ +}$. Le fer $Fe$ est limitant.

Expérience 2 :

Pour TROIS moles de fer $Fe$, il faut SIX moles d'iond hydronium $H^{ \ +}$. Il n'y en a que QUATRE. $H^{ \ +}$ est limitant.

Expérience 3 :

Pour CINQ moles de fer $Fe$, il faut DIX moles d'iond hydronium $H^{ \ +}$. Ici, les conditions sont respectées. Les deux réactifs sont limitants. On est dans les conditions STOECHIOMETRIQUES.

Exercice n°28 P 95 : Déterminer le réactif limitant.

$ \begin{matrix} \color{red}{2} \ Mg \ & \ + \ & \ \color{red}{1} \ O_2 \ & \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } & \ \color{red}{2} \ MgO \\ \color{blue}{3} & & \color{blue}{3} \\ \end{matrix} $

Les coefficients stoechiométriques montrent que 2 moles de $Mg$ réagissent avec 1 mole de $O_2$ pour former 2 moles de $MgO$

Par conséquent, 3 moles de $O_2$ réagissent avec $\color{red}{2} \times \color{blue}{3} \ = 6$ moles de $Mg$.

Il n'y a que 3 moles de $Mg$.

$Mg$ est donc le réactif limitant.

$ \begin{matrix} \color{red}{1} \ Al^{ \ 3+} \ & \ + \ & \ \color{red}{3} \ Cl^{ \ -} \ & \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } & \ \color{red}{1} \ AlCl_{ \ 3} \\ \color{blue}{3} & & \color{blue}{3} \\ \end{matrix} $

Les coefficients stoechiométriques montrent que 1 mole de $Al^{ \ 3+}$ réagit avec 3 moles de $Cl^{ \ -}$ pour former 1 mole de $AlCl_{ \ 3}$

Par conséquent, 3 moles de $Al^{ \ 3+}$ réagissent avec $\color{red}{3} \times \color{blue}{3} \ = 9$ moles de $Cl^{ \ -}$.

Il n'y a que 3 moles de $Cl^{ \ -}$.

$Cl^{ \ -}$est donc le réactif limitant.

$ \begin{matrix} \color{red}{1} \ H_{ \ 2} \ & \ + \ & \ \color{red}{1} \ Cl_{ \ 2} \ & \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } & \ \color{red}{2} \ HCl \\ \color{blue}{3} & & \color{blue}{3} \\ \end{matrix} $

Les coefficients stoechiométriques montrent que 1 mole de $H_{ \ 2}$ réagit avec 1 moles de $Cl_{ \ 2}$ pour former 2 mole de $HCl$

Par conséquent, 3 moles de $H_{ \ 2}$ réagissent avec $\color{red}{1} \times \color{blue}{3} \ = 3$ moles de $Cl_{ \ 2}$.

Les proportions sont respectées, on se trouve dans les conditions STOECHIOMETRIQUES

Exercice n°33 P 96 : Combustion de l'éthène.

1.Les espèces présentes initialement ne le sont plus à la fin. Les atomes présents dans l'éthène $\left ( C_2H_4 \right )$ et dans le dioxygène $\left ( O_2 \right )$ se sont organisés différemment pour dormer de l'eau $\left ( H_2O\right )$ et du dioxyde de carbone $\left ( CO_2 \right )$. Il s'agit d'une TRANSFORMATION CHIMIQUE.

2.L'équation de la réction s'écrit : $C_{ \ 2}H_{ \ 4,(g)} \ + \ \color{red}{2} \ O_{ \ 2,(g)} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ \color{blue}{2} \ CO_{ \ 2,(g)} \ + \ \color{green}{2} \ H_{ \ 2}O_{(g)}$

3.Les coefficients stociométriques indiquent que 1 mole de $C_{ \ 2}H_{ \ 4,(g)}$ réagit avec 2 moles de $O_{ \ 2}$ pour former 2 moles de $CO_{ \ 2,(g)}$ et 2 moles de $H_2O_{(g)}$.

Alors, 5 moles de $C_{ \ 2}H_{ \ 4,(g)}$ réagissent avec 10 moles de $O_{ \ 2}$

En ayant introduit 20 moles de $O_{ \ 2}$, il se trouve en excès. L'éthène $C_{ \ 2}H_{ \ 4,(g)}$ est donc le réactif limitant.

4.Liquéfaction de l'eau : $H_2O_{(g)} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ H_2O_{(l)}$

Exercice n°35 P 97 : Synthèse du méthanol.

$CO_{ \ 2} \ + \ \color{red}{3} \ H_{ \ 2} \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ CH_{ \ 4}O \ + \ H_{ \ 2}O$

1, 2.Les coefficients stoechiométriques indiquent qu'une mole de $CO_{ \ 2}$ réagit avec 3 moles de $H_{ \ 2}$.

pour une quantité $n_1 \ = \ 0,2$ mol de $CO_{ \ 2}$, il faut : $\color{red}{3} \ \times 0,2 \ = \ 0,6$ mol de $H_{ \ 2}$

On n'a introuduit seulement $n_2 \ = 0,4$ mol de $H_{ \ 2}$. On ne se trouve donc pas dans les proportions stoechiométriques, le dihydrogène $ H_{ \ 2} $ est limitant.

Exercice n°39 P 97 : Synthèse du méthanol.

1.Une nouvelle espèce $\left ( H_2O_{ \ (l)} \right )$ se forme à partir des espèces introduites $\left ( H_3O_{ \ (aq)}^{ \ +} \ ; Cl^{ \ -}_{ \ (aq)} \right )$ et $\left ( Na_{ \ (aq)}^{ \ +} \ ; HO^{ \ -}_{ \ (aq)} \right )$

2.A partir de l'espèce formée : $H_{ \ 2}O_{ \ (l)}$, contenant les éléments Hydrogène (H) et Oxygène (O) : les espèces ayant réagit sont : $H_3O_{ \ (aq)}^{ \ +}$ et $ HO^{ \ -}_{ \ (aq)}$.

On en déduit que les espèces $Na^{ \ +}_{ \ (aq)}$ et $HO^{ \ -}_{ \ (aq)}$ sont spectatrices.

3. La réaction correspondant s'écrit : $H_3O_{ \ (aq)}^{ \ +} \ + \ HO^{ \ -}_{ \ (aq)} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ \color{red}{2} \ H_{ \ 2}O_{ \ (l)}$.

4. D'après les coefficient stoechiométriques : 1 mole de $H_3O_{ \ (aq)}^{ \ +}$ réagit avec 1 mole de $ HO^{ \ -}_{ \ (aq)}$

A partir des 5 moles de$H_3O_{ \ (aq)}^{ \ +}$ introduites, il faudrait donc aussi 5 moles de $ HO^{ \ -}_{ \ (aq)}$.

N'en ayant introduit que 3 moles l'espèce $ HO^{ \ -}_{ \ (aq)}$ se trouve limitante.

Exercice n°41 P 99 : L'urée.

Uree 1

1. La synthède de l'urée réalisée par Whöler permet ainsi de mettre fin à la théorie de la "force vitale".

2. D'après la formule développée de l'urée, on en déduit sa formule brute : $CH_{ \ 4}N_{ \ 2}O$

3. L'équation de la réaction correspondante s'écrit : $CO_{ \ 2} \ + \color{red}{2}\ NH_{ \ 3} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ CH_{ \ 4}N_{ \ 2}O \ + \ H_{ \ 2}O$

4. D'après les coefficients stoechimétriques, 2 moles d'urée $CH_{ \ 4}N_{ \ 2}O$ réagissent avec 1 mole de dioxyde de carbone $CO_{ \ 2}$, pour $5,0.10^{ \ 3}$ moles d'urée, il faudra donc : $n_{CO_2} \ = \ \dfrac{5,0.10^{ \ 3}}{\color{red}{2}} \ = 2,5.10^{ \ 3}$ moles de dioxyde de carbone pour être dans les conditions stoechiométriques.

5. La masse d'une molécule de $CO_{ \ 2}$ est : $m_{CO_2} = 1 \times m_C \ + \ 2 \times m_O = 1 \ times 2,00.10^{ \ -23} + \ 2 \times 2,67.10^{ \ -23} \ = \ 7,34.10^{ \ -23} \ g$.

< id="A1">Exercice n°41 P 99 : L'urée.

Uree 1

1. La synthède de l'urée réalisée par Whöler permet ainsi de mettre fin à la théorie de la "force vitale".

2. D'après la formule développée de l'urée, on en déduit sa formule brute : $CH_{ \ 4}N_{ \ 2}O$

3. L'équation de la réaction correspondante s'écrit : $CO_{ \ 2} \ + \color{red}{2}\ NH_{ \ 3} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ CH_{ \ 4}N_{ \ 2}O \ + \ H_{ \ 2}O$

5. La masse d'une molécule de $CO_{ \ 2}$ est : $m_{CO_2} = 1 \times m_C \ + \ 2 \times m_O = 1 \ times 2,00.10^{ \ -23} + \ 2 \times 2,67.10^{ \ -23} \ = \ 7,34.10^{ \ -23} \ g$.

Une mole de $CO_2$ a donc pour masse : $M_{CO_2} \ = m_{CO_2} \times N_a \ = 44,2 \ g$.

La masse nécessaire en $CO_2$ sera : $n_{CO_2} \times M_{CO_2} \ = \ 2,5.10^{ \ 3} \ \times 44,2 \ = \ 1,10.10^{ \ 5} \ g \ = \ 1,10.10^{ \ 2} \ kg$ .

5. Le dioxyde de carbone est trop important dans l'atmosphère, il est responsable de l'effet de serre. L'utiliser pour produire de l'urée permet de palier à ce problème.

Une mole de $CO_2$ a donc pour masse : $M_{CO_2} \ = m_{CO_2} \times N_a \ = 44,2 \ g$.

La masse nécessaire en $CO_2$ sera : $n_{CO_2} \times M_{CO_2} \ = \ 2,5.10^{ \ 3} \ \times 44,2 \ = \ 1,10.10^{ \ 5} \ g \ = \ 1,10.10^{ \ 2} \ kg$ .

5. Le dioxyde de carbone est trop important dans l'atmosphère, il est responsable de l'effet de serre. L'utiliser pour produire de l'urée permet de palier à ce problème.

Exercice n°43 P 99 : Superéthanol E85.

1.De nouvelles espèces chimiques apparaissent : $CO_2$ et $H_2O$. Il s'agit d'une transformation chimique.

Combustion de l'éthanol : $C_2H_6O_{ \ (l)} \ + \ \color{red}{3} \ O_{ \ 2,(l)} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ \color{green}{2} \ CO_{ \ 2,(g)} \ + \ \color{blue}{3} H_2O_{ \ (l)}$

Combustion de l'octane : $C_8H_{18,(l)} \ + \ \color{red}{\dfrac{25}{2}} \ O_{ \ 2,(l)} \ \overrightarrow{ \ \ \ \ \ \ } \ \color{green}{8} \ CO_{ \ 2,(g)} \ + \ \color{blue}{9} H_2O_{ \ (l)}$

3a.

Volume d'éthanol : $V_1 \ = \ 50 \times \dfrac{85,0}{100} \ = \ 42,5 \ L$.

Volume d'octane : $V_1 \ = \ 50 \times \dfrac{15,0}{100} \ = \ 7,5 \ L$

3b.On rappelle la relation : $\rho \ = \ \dfrac{m}{V}$ soit : $m \ = \ \rho \times V$

Masse d'éthanol : $m_1 \ = \ \rho_1 \times V_1 \ = 789 \times 42,5 \ = \ 3,35.10^{ \ 4} \ g$.

Masse d'octane : $m_2 \ = \ \rho_2 \times V_2 \ = 703 \times 7,5 \ = \ 5,27.10^{ \ 3} \ g$

3c.

Masse molaire moléculaire de l'éthanol : $M_1 \ = \ N_a \times \left ( 2 \times m_C + 6 \times m_H + 1 \times m_O \right ) \ = \ 6,02.10^{ \ 23} \times \left ( 2 \times 2,00.10^{ \ -23} + 6 \times 1,67.10^{ \ -24} + 1 \times 2,67.10^{ \ -23} \right ) = \ 46,2 \ g.mol^{ \ -1}$

Masse molaire moléculaire de l'octane : $M_2 \ = \ \ N_a \times \left ( 8 \times m_C + 18 \times m_H \right ) \ = \ 6,02.10^{ \ 23} \times \left ( 8 \times 2,00.10^{ \ 23} + 18 \times 1,67.10^{ \ -24} \right ) = \ 114,1 \ g.mol^{ \ -1}$

Quantité de matière en éthanol : $n_1 \ = \ \dfrac{m_1}{M_1} \ = \ \dfrac{3,35.10^{ \ 4}}{46,2 } \ = \ 726 \ mol$.

Quantité de matière en octane : $n_2 \ = \ \dfrac{m_2}{M_2} \ = \ \dfrac{5,27.10^{ \ 3}}{114,1 } \ = \ 46,1 \ mol$.

4.La quantité de dioxygène $O_2$ étant suffisante dans l'athmosphère pour chaque combustion, les réactifs limitants pour chacune seront l'éthanol et l'octane.

Lors de la combustion de l'éthanol : 3 moles de $O_2$ sont nécessaires à la combustion de 1 mole de $C_2H_6O$, cette combustion nécessite donc : $n_{1,O_2} \ = \ \color{red}{3} \times n_1 \ = \ 3 \times 726 \ = \ 2718,1 \ mol$ de dioxygène.

Lors de la combustion de l'octane : $\dfrac{25}{2}$ moles de $O_2$ sont nécessaires à la combustion de 1 mole de $C_8H_{18}$, cette combustion nécessite donc : $n_{2,O_2} \ = \ \color{red}{\dfrac{25}{2}} \times n_1 \ = \ 3 \times 46,1 \ = \ 576,0 \ mol$ de dioxygène.

La quantité de matière totale en dioxygène est donc : $n_{totale} \ = \ n_{1,O_2} + \ n_{2,O_2} \ = \ 2718,1 \ + \ 576,0 \ = 2754,1 \ mol$