Exercices

Exercices
I. Quantité de matières et masses molaires :
On donne : MFe=55,8g.mol-1 MO=16g.mol-1 MC=12g.mol-1 MH=1g.mol-1
NA=6,02×1023mol-1
1. Combien d’atomes y a-t-il dans 10g de fer ?
2. Quelle quantité de matière (en mol) y a-t-il dans 10kg de sucre, sachant que le sucre est formé de
molécules de saccharose de formule C12H22O11.
I. Dissolution :
Quelle masse de sucre (saccharose) faut-il prélever pour préparer V=500mL de solution sucrée de
concentration C=0,20mol.L-1 ?
On donne : formule du saccharose : C12H22O11
MC=12g/mol MH=1g/mol MO=16g/mol
II. Dilution :
On dispose d’une solution commerciale de soude caustique de concentration molaire C0=10,0 mol.L-1.
On veut préparer une solution de soude de volume V=250mL de concentration C=5,00×10-1mol.L-1.
1. Calculer le volume v0 de solution commerciale qu’il faut prélever.
2. Citer le matériel à utiliser.
III. Vin :
Un vin présente un degré alcoométrique égal à 11,5 ; cela signifie que 100L de ce vin contiennent 11,5L
d’éthanol pur.
On donne : formule de l’éthanol : C2H6O
MC=12g/mol MH=1g/mol MO=16g/mol
Masse volumique de l’éthanol :
1. Déterminer la masse d’éthanol contenue dans 1L de vin.
2. Calculer la concentration molaire en éthanol de ce vin.
IV. Solution d'ammoniac :
L'étiquette d'une solution d'ammoniac indique :
 pourcentage massique en ammoniac : 28%
(28% de la masse de la solution est de l'ammoniac pur)
 masse molaire de l'ammoniac M=17g/mol
1. Calculer la masse d'un litre de solution d'ammoniac
2. Calculer la masse d'ammoniac pur présent dans 1L de solution
3. En déduire la concentration de la solution d'ammoniac.
V. Bosses de chameau :
Les chameaux emmagasinent de la tristéarine (C57H110O6) dans leurs bosses. Cette graisse est à la fois
une source d'énergie et une source d'eau, car, lorsqu'elle est utilisée, il se produit une réaction

identique à la combustion : la tristéarine réagit avec le dioxygène de l'air pour donner du dioxyde de
carbone et de l'eau.
1. Ecrire l'équation chimique correspondante.
2. Au moyen d'un tableau bilan, déterminer les quantité (en moles) de dioxygène nécessaire et d'eau
libérée au cours de cette transformation qui ferait réagir 1,0kg de stéarine.
3. En déduire la masse d'eau formée.
4. Dans les conditions de "l'expérience", le volume molaire d'un gaz est : Vmol=24L.mol-1.
Calculer le volume de dioxygène nécessaire à cette combustion (1kg de stéarine).
VI. Production du métal zinc :
Dans la nature, l’élément zinc se trouve essentiellement sous forme d’un minerai appelé « blende » : le
sulfure de zinc. C’est à partir de ces gisements qu’on produit le métal fer par la méthode suivants : on
commence par faire réagir le sulfure de zinc avec le dioxygène, ce qui conduit à la formation d’oxyde de
zinc et de dioxyde de soufre ; puis on obtient le métal zinc en faisant réagir de l’oxyde de zinc avec du
carbone ; au cours de cette dernière réaction, il se forme aussi du monoxyde de carbone.
1. Sachant que le sulfure de zinc et l’oxyde de zinc sont des composés ioniques, donner leurs formules
chimiques.
2. Donner les formules des molécules : dioxygène, dioxyde de soufre, monoxyde de carbone.
3. Ecrire, dans l’ordre, les réactions qui permettent d’obtenir le zinc à partir de la blende.
Rappels : ion zinc : Zn2+ ion oxygène : O2- ion sulfure : S2-
VII. Eau oxygénée :
Le flacon utilisé dans cette étude porte la mention suivante : eau oxygénée à 10 volumes. Cette indication
est appelée le titre de l'eau oxygénée.
Par définition, le titre est le volume de dioxygène (exprimé en litres) libéré par un litre de solution
aqueuse de peroxyde d'hydrogène suivant la réaction de dismutation :
2 H2O2 (aq)  2 H2O(l) + O2 (g)
L'eau oxygénée du commerce se présente en flacons opaques afin d'éviter que la lumière favorise la
transformation chimique précédente.
On désire vérifier l'indication donnée sur le flacon concernant le titre de l'eau oxygénée de la solution
commerciale utilisée.
1. Par définition du titre de l'eau oxygénée, quel volume de dioxygène V(O2) serait libéré par un volume
V=1,00L de la solution commerciale au cours de la réaction de dismutation du peroxyde d'hydrogène
?
2. Calculer la quantité de dioxygène formé au cours de cette transformation.
3. En utilisant le tableau d’avancement suivant, déterminer la quantité de peroxyde d’hydrogène
nécessaire pour produire la quantité de dioxygène calculée.
4. Vérifier que la concentration en peroxyde d'hydrogène notée [H2O2] de cette solution commerciale a
pour valeur : [H2O2] = 8,0.10-1mol.L-1.
5. Exprimer cette concentration en pourcentage massique (pourcentage en masse de peroxyde
d’hydrogène dans la solution).
On considère que la masse volumique de l’eau oxygénée est équivalente à celle de l’eau, soit
μ=1000g.L-1.