Exercices supplémentaires
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CHIMIE 1DF Travail Indépendant Exercices supplémentaires p.4 du cours 1. Pourquoi en montagne le point d’ébullition de l’eau diminue-t-il par rapport à celui observé au niveau de la mer ? La pression étant plus basse, le liquide s’évapore plus « facilement » à température moins élevée. 2. Laquelle de ces deux phrases est correcte ? Expliquez votre raisonnement. a) Quand il y a ébullition, il y a évaporation de la matière. b) Quand il y a évaporation, il y a ébullition de la matière. a) car l’évaporation peut se faire à une température plus basse que le point d’ébullition (cf flaque d’eau qui sèche…) 3. Qu'est-ce que la condensation ? Citez un exemple de la vie pratique où vous pouvez observer de la condensation. La liquéfaction de la vapeur d’eau en contact avec du froid (ex : rosée) 4. Les boules de naphtaline protègent le linge des mites. Il suffit d’en mettre à un endroit et toute l’armoire est protégée. Pourquoi ? La naphtaline sublime et le gaz se répand dans toute l’armoire. 5. Que se passe-t-il lorsque l’on met du sel dans de l’eau gelée ? Pourquoi ? Le sel dissout la glace car en augmentant le désordre (entropie) il abaisse le point de fusion. 6. Expliquez comment on pourrait séparer un mélange constitué d'eau et d’alcool. Par distillation (l’alcool part à 78 °C, l’eau seulement à 100 °C) 7. Expliquez pourquoi le linge sèche plus vite lorsqu'il y a du vent, de la même façon que l'encre sèche plus vite si l'on souffle dessus. Dans l’air calme les molécules échappées du liquide s’attardent à proximité du linge et augmentent ainsi la probabilité de retour à l’état liquide sur le linge. Un courant d’air par contre diminuera la quantité de particules d’eau susceptibles de se redéposer sur le linge. Collège de Saussure 1/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 8. Soit le tableau suivant : Tf °C Teb °C acétone -95 56 cuivre 1084 2562 hélium -272 -269 benzène 5 80 Proposez une température à laquelle toutes ces substances se trouvent dans le même état physique ? En dessous de -272 °C ou au-dessus de 2562°C Trouvera-t-on une ou plusieurs de ces substances à l'état liquide au pf de l’eau ? Point de fusion de l'eau = 100°C => L'acétone. 9. Lors d’une expérience on a mesuré la courbe de refroidissement de la paraffine en laboratoire. On a obtenu le graphique suivant : a) Quel changement d’état observe-t-on ? Solidification b) A quelle température a lieu ce changement d’état ? Comment appelle-t-on cette température ? 80 °C = point de fusion c) A un moment du refroidissement on observe le schéma de droite. Quelle température indique alors le thermomètre ? 80 °C (elle se solidifie…) d) Pourquoi la température ne diminue-t-elle plus après 40 minutes ? Température ambiante atteinte Collège de Saussure 2/26 Exo Sup (CH1DF/VG) p.6 du cours 10. Pour chaque substance, précisez s'il s'agit d'un corps pur simple, d'un corps pur composé, d'un mélange homogène ou d'un mélange hétérogène : chrome : corps pur simple, mousse au chocolat : mélange hétérogène, peinture bleue : mélange homogène, sauce huile vinaigre : mélange hétérogène, gaz carbonique : corps pur composé, fer : corps pur simple, eau salée : mélange homogène, yaourt avec fruits : mélange hétérogène, eau de pluie : mélange homogène, laiton : mélange homogène, eau distillée : corps pur composé, marbre : mélange hétérogène, lait frais : mélange homogène, néon : corps pur simple, lait caillé : mélange hétérogène, pain : mélange hétérogène. 11. Pour respirer, les poissons ont besoin d'oxygène. Comment peuvent-ils en trouver dans l'eau ? Grâce au brassage des eaux, de l’oxygène se mélange à l’eau. 12. Expliquez pourquoi le sel de cuisine, molécule chargée, se dissout mieux dans l'eau, molécule polaire, que dans l'huile, molécule apolaire. Le sel de cuisine (NaCl) est un composé ionique, ses charges se mélangent donc mieux avec un composé polaire qu'avec une substance apolaire comme l'huile. 13. Proposez une méthode pour séparer du sable et du fer. Par magnétisation, en attirant le fer grâce à un aimant. 14. Proposez une méthode pour séparer un mélange de copeaux de bois de sapin et de sable. Par tamisage (filtration, selon taille des particules) ou ajout d’eau et décantation (copeaux flottent / sable coule, selon densité). 15. Expliquez comment on pourrait séparer un mélange constitué d’huile alimentaire et d’eau salée. Par décantation (l’huile flotte) puis évaporation (le sel reste, l’eau s’évapore). Collège de Saussure 3/26 Exo Sup (CH1DF/VG) p. 14 du cours 16. Pourquoi peut-on dire que la masse d'un atome correspond à la somme des masses des protons et des neutrons alors que l'atome possède aussi des électrons ? La masse d'un électron est négligeable (2000 x plus petite) par rapport à celle du neutron ou du proton (environ la même masse : 1 u. 17. Pourquoi l'atome est-il globalement neutre ? Il y a toujours autant de protons que d'électrons et ceux-ci possèdent la même charge mais de signe opposé. p. 16-19 du cours 18. Compléter le tableau suivant : Atome de Nb p+ Nb é Nb n B 5 5 6 Xe 54 54 70 H 1 1 0 16 16 17 Symbole 11 Isotope principal du bore 124 Xénon 124 Isotope principal de .......... H 1 Soufre... 33 33 S 19. A quel isotope appartient un atome ayant Z=12 et A=25 ? 25 Mg 20. Qu'est-ce qui distinguent les atomes des isotopes de 32S et de 33S. Ils n'ont pas le même nombre de neutrons. 21. Indiquez si les affirmations suivantes sont vraies (V) ou fausses (F) et corrigez celles qui sont erronées. a) Le nombre de protons d'un atome est toujours égal à son nombre d'électrons.V b) Un élément est généralement un mélange de différents isotopes.V c) Le nombre de masse d'un atome équivaut à son nombre de neutrons.F (nucl) d) Le symbole du nombre de masse est A.V e) Le nombre de masse de l’isotope principal de l'arsenic est 74,2.F (75) f) L’électron possède une charge électrique positive.F (négative) Collège de Saussure 4/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 22. Quel est l’élément dont l’isotope principal possède 6 particules élémentaires en tout ? L'hélium. 23. Que sont les nucléons ? On appelle nucléons les particules constituant le noyau de l'atome. Il s'agit donc des neutrons et protons. 24. Quelle est la différence entre la chimie classique que l'on étudiera cette année et la chimie nucléaire ? La chimie nucléaire s'occupe des réactions du noyau de l'atome. Cette année nous étudierons les réactions dues à la structure électronique des atomes. 25. Complétez le tableau suivant : Atome de Symbole Isotope principal du lithium 7 Sélénium... 77 77 Césium 139 139 Isotope principal de ..Beryllium 9 Silicium... 29 29 Li Se Cs Be Si Nb p+ Nb é Nb n 3 3 4 34 34 43 55 55 84 4 4 5 14 14 15 26. Quel est l’élément dont l’isotope principal possède 40 particules élémentaires en tout ? L'aluminium. 27. Soit un atome dont les caractéristiques sont Z = 18 et A = 38. Donnez : a) le nombre de protons : 18 p+ b) le nombre d’électrons : 18 ec) le nombre de neutrons : 20 n (n=A-Z = 38-18) d) le nom de cet isotope : argon 38 28. Donner le nom complet des atomes suivants : a) 10 protons, 12 neutrons, 10 électrons = néon 22 b) 17 protons, 18 neutrons, 17 électrons = chlore 35 c) 7 protons, 8 neutrons, 7 électrons = azote 15 Collège de Saussure 5/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 29. Donner le nombre de masse, le symbole complet et le nom de l’isotope le plus abondant des éléments suivants: carbone: A = 12, 126C, carbone 12 hydrogène: A = 1, 11H, hydrogène 1 uranium: A = 238, 23892U, uranium 238 oxygène: A = 16, 168O, oxygène 16 30. Soit le silicium, à l’aide du tableau périodique donner les renseignements suivants : a) le nombre de protons : 14 p+ b) le nombre de masse de l’isotope le plus abondant : 28 c) le nom de l’isotope principal : silicium 28 d) le nombre de neutrons de l’isotope principal : n = A-Z = 14 n e) le nombre d’électrons total : 14 e- p. 22-23 du cours 31. Citez 2 éléments dont la structure électronique externe est la même que celle du fluor. Chlore, iode, brome et/ou astate. 32. Quel est l'élément qui possède 2 électrons externes et dont la masse atomique est environ 10 fois plus grande que celle de l'hélium ? Le calcium. 33. Donnez la structure électronique externe en représentation de Lewis pour les atomes suivants : S , Ne , Mg , He , B . S (2p même coté!) Ne (4p) ° Mg ° He I B (3c) 34. Donnez les points communs des atomes suivants : a) 127 I et 126 I nb p+, nb é, propriétés chimiques b) 80 Br et 127 I nb é externes, même type de propriétés chimiques Collège de Saussure 6/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 35. Complétez le tableau suivant : Si Ca P Ne Te He Nb é tot 14 20 15 10 52 2 Nb é externes 4 2 5 8 6 2 Nb é célibataires (externes) 4 2 3 0 2 0 Nb paires é (externes) 0 0 1 4 2 1 Nb p+ 14 20 15 10 52 2 Nb n de l'isotope principal 14 20 16 10 76 2 36. Soit l’élément soufre. a) Quel est le symbole de cet élément ? S b) Quel est son numéro atomique ? 16 c) Quelle est sa masse atomique relative? 32,1 u Soit l’isotope principal de l’élément soufre. d) Quel est le nom de cet isotope ? Soufre 32 e) Quel est le symbole de cet isotope ? 32 f) Combien de protons possèdent les atomes de cet isotope ? 16 g) Combien de neutrons possèdent les atomes de cet isotope ? 16 S Soit l’isotope de l’élément soufre possédant un neutron de moins que l’isotope principal. h) Quel est le nom de cet isotope ? Soufre 31 i) Combien de protons possèdent les atomes de cet isotope ? 16 j) Combien de neutrons possèdent les atomes de cet isotope ? 15 Soit l’élément soufre. k) Combien d’électrons possèdent les atomes de cet élément ? 16 l) Sur combien de couches sont-ils répartis ? 3 m) Combien d’électrons possèdent-t-ils sur leur dernière couche ? 6 n) Comment sont-ils répartis ? 2p 2c 37. Donnez la structure électronique externe en représentation de Lewis pour les atomes suivants : O, He , K , Ar , Al , P. Collège de Saussure 7/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 38. Complétez le tableau suivant : C He As Ar Se Li Nb é tot 6 2 33 18 34 3 Nb é externes 4 2 5 8 6 1 Nb é célibataires (externes) 4 0 3 0 2 1 Nb paires é (externes) 0 1 1 4 2 0 Nb p+ 6 2 33 18 34 3 Nb n de l'isotope principal 6 2 42 22 45 4 39. Soit l’élément azote. a) Quel est le symbole de cet élément ? N b) Quel est son numéro atomique ? 7 c) Quelle est sa masse molaire atomique (avec unités) ? 14.0 g/mol Soit l’isotope principal de l’élément azote. d) Quel est le nom de cet isotope ? Azote 14 e) Quel est le symbole de cet isotope ? 14 f) Combien de protons possèdent les atomes de cet isotope ? 7 g) Combien de neutrons possèdent les atomes de cet isotope ? 7 N Soit l’isotope de l’élément azote possédant un neutron de plus que l’isotope principal. h) Quel est le nom de cet isotope ? Azote 15 i) Combien de protons possèdent les atomes de cet isotope ? 7 j) Combien de neutrons possèdent les atomes de cet isotope ? 8 Soit l’élément azote. k) Combien d’électrons possèdent les atomes de cet élément ? 7 l) Sur combien de couches sont-ils répartis ceux-ci ? 2 m) Combien d’électrons possèdent-t-ils sur leur dernière couche ? 5 n) Comment sont-ils répartis ? 1p 3c 3- Soit l’ion N , atome d'azote ayant gagné 3 électrons. k) Combien d’électrons possèdent les atomes de cet élément ? 10 l) Sur combien de couches sont-ils répartis ceux-ci ? 2 m) Combien d’électrons possèdent-t-ils sur leur dernière couche ? 8 n) Comment sont-ils répartis ? 4P o) A quel élément sa structure électronique ressemble-t-elle ? Ne Collège de Saussure 8/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 40. Citez 2 éléments dont la structure électronique externe est la même que celle du sodium. Lithium, potassium, rubidium, césium, francium ou hydrogène. 41. Quel est l'élément qui possède 2 électrons externes et dont la taille est sensiblement la même que celle du carbone ? Le béryllium. 42. Comparez les atomes suivants avec un atome de soufre 32 : ont-ils un rayon atomique plus grand, moins grand ou à peu près équivalent ? • Soufre 33 même taille • Chlore 35 un peu plus petit (infime) • Sélénium 79 plus grand (une couche d'é en plus) p. 31-32 du cours 43. Dessinez la formule développée et nommez les corps purs simples : a) de sodium, b) de fluor, c) d'hélium, d) d'azote. Métal non-métal gaz rare non-métal atome diatomique atomes diatomique Na . F-F Sodium (Na) (+ paires) DIFLUOR (F2) He | N=N HELIUM (He) (+ paires) DIAZOTE (N2) 44. Dessinez la formule développée des corps purs simples suivants : a) aluminium, b) dioxygène, c) argon, d) dibrome 1 double covalence pure 1covalene pure 45. Donnez le nom correspondant à la formule brute et vice versa : octosoufre S8 fer Fe diazote N2 dichlore Cl2 argent Ag calcium Ca F2 difluor Au or P4 tetraphosphore O3 trioxygène (ozone) Li lithium Cu cuivre Collège de Saussure 9/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 46. Donnez la signification (en français) des formules suivantes : F2, 3 F2 et 3 F. Une molécule de difluor, 3 molécules de difluor, 3 atomes de fluor. 47. Pour chacune des molécules suivantes, indiquez le nombre d'atomes d'hydrogène ainsi que le nombre d'atomes total qu'elle contient : Al(OH)3 , CH3COOH , Ca(HSO4)2 . Molécule Nb atomes H Nb atomes tot CH3COOH 4 8 Al(OH)3 3 7 Ca(HSO4)2 2 13 48. Donnez la formule développée des molécules CH2CH2 et SO ainsi que d'une molécule stable formée de carbone et d'oxygène. Précisez pour chacune des molécules si elle est de type minéral ou organique. Organique 4 simples covalences polaires 1 double covalence pure minérale minérale 1 double 2 doubles covalence polaire covalences polaires 49. Classez par ordre croissant les atomes suivants en fonction de leur capacité à donner des électrons : Cs , Bi , Ca , In , Ge . Justifiez votre réponse. Plus l'électronégativité est élevée, plus les atomes attirent les électrons. Ge (EN=2.3) ; Bi (EN=2.1) ; In (EN=1.8) ; Ca (EN=1.0) ; Cs (EN=0.9) 50. Dessinez les molécules ioniques Na2O , GaCl3. et NaNO2. Ions : 2 Na+ et O22 liaisons ioniques I ons : Na+ et NO2- Ions : Ga3+ et 3 Cl- 1 liaison ionique 3 liaisons ioniques 1 double et 1 simple covalences polaires Collège de Saussure 10/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 51. Dessinez les molécules suivantes : H2O , N2O3 et MgCO3 (pour les molécules à plus de deux éléments, on peut s'aider en plaçant les éléments dans l'ordre suivant : hydrogène et/ou métal, autant d'oxygène que d'électrons célibataire dans la colonne précédente, non-métal, oxygène restant). 2 cov. polaires 2 doubles et 2 simples 1 double et 2 simples cov. pol. covalences polaires 2 liaisons ioniques ions : Mg2+ et CO32- 52. Complétez le tableau suivant : Cation 1 Ca 1 Si 3 Ba 1 Molécule formée Anion Formule brute Nom 2 Cl - CaCl2 Chlorure de calcium 4 F - SiF4 Fluorure de silicium 2+ 2 N 3- Ag + 1 Br 3 Na + 1 2 Ni 3+ 1 Fe 2+ 2+ 4+ Nitrure de baryum Ba3N2 . AgBr Bromure d'argent P 3- Na3P Phosphure de sodium 3 S 2- Ni2S3 Sulfure de nickel (+3) 2 OH Fe(OH)2 Hydroxyde de fer (+2) - LA MOLE 53. Quelle est la masse d'une mole d'aluminium et combien d’atomes sont contenus dans cette mole d'aluminium ? MA(Al) = 27.0 g/mol Une mole d'aluminium pèse 27 g et contient 6.02 . 1023 atomes 54. Combien de moles d'atomes contiennent 100 g de fer ? MA(Fe) = 55.8 g/mol 100 g / 55.8 g/mol = 1.97 mol Collège de Saussure 11/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 55. En conséquence, combien d'atomes sont contenus dans cet échantillon ? NA = 6.02 . 1023 atomes/mol 6.02 . 1023 atomes/mol . 1.79 mol = 1.08 . 1024 atomes 56. Pour fêter sa femme née un 21 octobre, un joaillier souhaite fabriquer un bijou en or 24 carat (or pur) contenant exactement 1021 atomes d'or. Quelle devra être la masse de ce bijou (exprimée en milligrammes) ? MA(Au) = 197.0 g/mol NA = 6.02 . 1023 atomes/mol 1021 atomes / 6.02 . 1023 atomes/mol = 1.66 . 10-3 mol 1.66 . 10-3 mol . 197.0 g/mol = 327 mg 57. Deux casseroles ont la même masse de 200 g. L’une est en cuivre pur et l’autre en fer pur. A combien de mole d’atomes correspond la masse de ces casseroles ? Quelle casserole contient le plus d’atomes ? Fer : MA(Fe) = 55.8 g/mol 200 g / 55.8 g/mol = 3.58 mol NA = 6.02 . 1023 atomes/mol nb atomes = 3.58 mol . 6.02 . 1023 atomes/mol = 2.16 . 1024 atomes Cuivre : MA(Cu) = 63.5 g/mol 200 g / 63.5 g/mol = 3.15 mol NA = 6.02 . 1023 atomes/mol nb atomes =3.15 mol . 6.02×1023 atomes/mol = 1.9 . 1024 atomes La casserole de fer contient plus d’atomes que celle de cuivre. Réponse sans calcul : Le nombre d’atomes est proportionnel au nombre de moles et le nombre de moles se calcule en divisant la masse de l’échantillon par la masse atomique de l’élément. La casserole constituée de l’élément avec la MA la plus petite aura le nombre de moles le plus grand ! 58. Quelle est la masse d'un atome de soufre ? NA = 6.02 . 1023 atomes/mol 1 atomes / 6.02 . 1023 atomes/mol = 1.66 . 10-24 mol MA(S) = 32.0 g/mol 1.66 . 10-24 mol . 32.0 g/mol = 5.33 . 10-23 g Collège de Saussure 12/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 59. Combien de moles sont contenues dans 1,00 kilogramme de germanium ? MA(Ge) = 72.6 g/mol 1000 g / 72.6 g/mol = 13.8 mol 60. Combien d'atomes de nickel y a-t-il dans un morceau de 3,00 [g] de nickel ? MA(Ni) = 58.7 g/mol 3 g / 58.7 g/mol = 5.11 . 10-2 mol NA = 6.02 . 1023 atomes/mol 6.02 . 1023 atomes/mol . 5.11 . 10-2 mol = 3.08 . 1022 atomes 61. Quelle est la masse d'une mole d'hydroxyde de calcium et combien de molécules sont contenues dans cette mole d'hydroxyde de calcium ? Hydroxyde = OH - ; calcium = Ca2+ ; hydroxyde de calcium = Ca(OH)2 MM(Ca(OH)2) = MA(Ca) + 2 . MA(O) + 2 . MA(H) = = 40,1 g/mol + 2 . 16,0 g/mol + 2 . 1,0 g/mol = 74,1 g/mol Une mole d'hydroxyde de calcium pèse 74.1 g et contient 6.02 . 1023 moléc. 62. Combien de moles de nitrure de béryllium sont contenus dans 150 g de ce sel ? nitrure = N 3- ; béryllium = Be2+ ; nitrure de béryllium = Be3N2 MM(Be3N2) = 3 . MA(Be) + 2 . MA(N) = 3 . 9,0 g/mol + 2 . 14,0 g/mol = 55 g/mol 150 g / 55.0 g/mol = 2.73 moles de molécules En conséquence, combien de molécules sont contenues dans cet échantillon ? NA = 6.02 . 1023 molécules/mol 6.02 . 1023 atomes/mol . 2.73 mol = 1.64 . 1024 molécules Combien d'atomes de béryllium sont contenus dans cet échantillon ? Be3N2 => 3 atomes de béryllium par molécules de nitrure de béryllium 3 atomes de Be/molécule . 1.64 . 1024 molécules = 4.93. 1024 atomes de Be Collège de Saussure 13/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 63. Une goutte d'eau pèse environ 45 mg, combien contient-elle a) de mole de molécules ? c) d'atomes d'hydrogène ? b) de molécules ? d) d'atomes de tous type ? MM(H2O) = 2 . MA(H) + 1 . MA(O) = 2 . 1,0 g/mol + 1 . 16,0 g/mol = 18,0 g/mol 45 . 10-3 g / 18.0 g/mol = 2,5 . 10-3 mole de molécules NA = 6.02 . 1023 molécules/mol 6.02 . 1023 atomes/mol . 2,5 . 10-3 mol = 1.51 . 1021 molécules H2O => 2 atomes d'hydrogène par molécule d'eau 2 atomes de H/molécule . 1.51 . 1021 molécules = 3.01. 1021 atomes de H H2O => 3 atomes par molécule d'eau 3 atomes/molécule . 1.51 . 1021 molécules = 4.51. 1021 atomes 64. Une plaque de chocolat au lait renferme environ 6.32∙1020 molécules de théobromine (C7H8N4O2), une substance très stimulante. A combien de moles de théobromine cela correspond-t-il et quelle est la masse (en milligrammes) de théobromine contenue dans une plaque de chocolat ? NA = 6.02 . 1023 molécules/mol 6.32 . 1020 molécules / 6.02 . 1023 molécules/mol = 1.05 . 10-3 mol MM(C7H8N4O2) = 7 . 12.0 + 8 . 1.0 + 4 . 14.0 + 2 . 16.0 = 180.0 g/mol 1.05 . 10-3 mol . 180.0 g/mol = 1.89 . 10-1 g = 189 mg 65. L’ion cyanure (CN -) est un poison extrêmement efficace. L'inhalation de fortes concentrations de cyanure entraîne un coma avec des convulsions, une apnée et un arrêt cardiocirculatoire, puis la mort survient en quelques minutes. La dose mortelle pour un homme de 80 kg est de 120 mg de cyanure. Le cyanure se trouve dans la nature et notamment dans l’eau. La concentration maximale acceptable de cyanure dans l’eau potable a été fixée à 4.5 . 10-6 mol/L. a) Calculez la masse de cyanure contenue dans un litre d’eau potable. b) Calculez le volume d’eau que devrait boire un homme pour mourir d’un empoisonnement au cyanure. a) 4.5. 10-6 mol . 26.0 g/mol = 1.17 . 10-4 g = 0.117 mg b) 120 mg / 0.117 mg/L = 1025.6 L ! Collège de Saussure 14/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 66. Combien pèsent 1 milliard de molécules d'ammoniac ? MM(NH3) = 17.0 g/mol NA = 6.02 . 1023 molécules/mol 109 molécules / 6.02 . 1023 molécules/mol = 1.66 . 10-15 mol 1.66 . 10-15 mol . 17.0 g/mol = 2,82 . 10-14 g p.37 du cours 67. Équilibrez les équations de réaction suivantes : a) 1 Mg + 2 HCl → 1 MgCl2 b) 2 Cl2 + 5 O2 → 2 Cl2O5 c) 1 O2 + 4 HI → 2 H2O + 1 H2 + 2 I2 68. Équilibrez les équations chimiques suivantes : a) 1 C5H10O5 + 5 O2 → 5 CO2 + 5 H2O b) 1 Sn + 4 HCl → 1 SnCl4 + 2 H2 c) 2 Br2 + 3 O2 → 2 Br2O3 d) 1 O2 + 4 HCl → 2 H2O + 2 Cl2 e) 1 H3PO3 + 3 NaOH → 1 Na3PO3 + 3 H2O 69. Pour chaque description, écrivez les équations de réaction, puis équilibrez-les. a) Je mélange de l’acide sulfureux (H2SO3) et de l’hydroxyde de sodium (NaOH) pour obtenir de l’eau et du sulfite de sodium (Na2SO3). 1 H2SO3 + 2 NaOH → 2 H2O + 1 Na2SO3 b) L’oxyde de fer (+3), de formule Fe2O3 , réagit avec l’eau pour former de l’hydroxyde de fer (+3), une substance aux propriétés alcalines. 1 Fe2O3 + 3 H2O → 2 Fe(OH)3 c) La fabrication de l’acide chlorhydrique (HCl) se fait à partir de chlorure de sodium que l’on mélange avec de l’acide sulfurique (H2SO4). Le sulfate de sodium est un produit secondaire (qui ne nous intéresse pas) de cette réaction. 2 NaCl + 1 H2SO4 → 2 HCl + 1 Na2SO4 Collège de Saussure 15/26 Exo Sup (CH1DF/VG) p.38 du cours 70. Dites si les substances ci-dessous sont solubles ou insolubles dans l’eau et donnez l'équation de dissociation dans l'eau s'il y a lieu. (NH4)3PO3 : 1 (NH4)3PO3 → 3 NH4+ + 1 PO33- soluble PbSO4 : insoluble CsOH : soluble 1 CsOH → 1 Cs + + : soluble 1 H3PO3 → H3PO3 Cr(OH)3 : insoluble Ti(NO3)4 : soluble 1 OH - 3 H + + 1 PO33- 1 Ti(NO3)4 → 1 Ti 4+ + 4 NO3- 71. Complétez les équations de réactions de dissociation suivantes : 1 Ag2SO4 → 2 Ag + + 1 SO42- 1 HClO → 1 H+ + 1 ClO - 1 Ca3(PO4)2 → 3 Ca 2+ + 2 PO43- 1 Ca(NO3)2 → 1 Ca 2+ + 2 NO3- 1 Na2SO4 → 2 Na + + 1 SO42 - 1 NH4OH → 1 NH4 + + 1 OH - Catégories de molécules 72. Placez les composés suivants dans la bonne catégorie : Br2 Li+ NH4OH HBr BaO H3PO3 PO33- BaSO4 CO2 AlF3 Br - KHCO3 Corps purs simples Acides Sels Anions Br2 HBr H3PO3 BaSO4 AlF3 Br PO3 3- Hydroxydes Oxydes Sels acides Cations NH4OH CO2 BaO KHCO3 Collège de Saussure 16/26 Li + Exo Sup (CH1DF/VG) 73. Complétez le tableau suivant avec la catégorie dont fait partie la molécule (corps purs simple, acide, oxyde, hydroxyde) et nommez les corps purs simple, hydroxydes et sels. Formule brute Catégorie Nom CaCl2 Sel Chlorure de calcium HBr Acide ---- Ga2O3 ---- Oxyde P4 Corps purs simple tétraphosphore NiPO4 Sel phosphate de nickel (+3) Ra(OH)2 hydroxyde Hydroxyde de radium p.43 du cours 74. Sans développer les structures, donnez les nombres d’oxydation de chacun des atomes qui constituent les molécules suivantes : Cu Cl2O N2 NO2 no(Cu) = 0 no(Cl) = +1 no(Na) = +1 NaNO2 no(N) = +3 no(O)= -2 no(O) = -2 no(N)= 0 no(H) = +1 no(N) = +4 H3PO3 no(O) = -2 no(P) = 0 P4 no(H) = +1 HClO3 no(Cl) = +5 no(O) = -2 no(P) = +3 Fe2+ no(O) = -2 Fe no(Fe) = +2 no(Fe) = 0 75. Respectivement, nommez ou donnez la formule brute de la substance. NaH Ni3(PO4)2 LiHCO3 hydrure de sodium KH2P Cu(OH)2 phosphure de fer (+2) Fe3P2 borate de manganèse (+7) Mn3(BO3)7 hydroxyde d'ammonium NH4OH phosphate de nickel (+2) hydrogénocarbonate de lithium CuOH hydroxyde de cuivre (+2) hydroxyde de cuivre (+1) dihydrogénophosphure Collège de Saussure 17/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 76. Sans développer les structures, donnez les nombres d’oxydation de chacun des atomes qui constituent les molécules suivantes : no(Ag) = 0 Ag no(Fe) = +2 no(Mg) = +2 FeCO3 no(O) = 0 O3 no(C) = +4 no(H) = +1 MgO O2 no(O)= -2 no(O) = -2 no(O)= 0 no(K) = +1 no(O) = -2 no(P) = +5 no(Na) = +1 no(S) = +6 K3PO4 HClO4 no(Cl) = +7 SO3 no(O) = -2 no(O) = -2 no(H) = +1 Na2HPO4 SO no(S) = +4 Ni3+ no(O) = -2 Ni no(Ni) = +3 no(P) = +5 no(Ni) = 0 no(O) = -2 23 77. Montrez que lors de la réaction de combustion du méthane certains éléments changent de nombre d'oxydation. -4 +1 1 CH4 0 + +4 - 2 2 O2 → 1 CO2 + -4 (C → C +4 et O 0 → O -2) +1 -2 2 H2O p.40 du cours 78. Complétez les équations globales de précipitation suivantes, équilibrez-les et indiquez le précipité. 2 KOH + 1 NiBr2 → 1 Ni(OH)2 ↓ + 2 KBr 3 NaOH + 1 Cr(NO3)3 → 3 NaNO3 + 1 Cr(OH)3 ↓ 1 Li2SO4 + 1 BaF2 → 1 BaSO4 ↓ + 2 LiF 3 CaSO4 + 2 K3PO4 → 1 Ca3(PO4)2 ↓ + 3 K2SO4 79. Un chimiste mélange du chlorure de fer (+3) avec de l’hydroxyde de sodium. Il observe la formation d’un précipité. Donnez les équations globale, ionique et ionique réduite de la réaction observée. FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 ↓ Fe 3+ + 3 Cl - + 3 Na + + 3 OH - Fe 3+ + 3 OH - → Collège de Saussure Fe(OH)3 + → 3 NaCl Fe(OH)3 ↓ + 3 Na + + 3 Cl - ↓ 18/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 80. Afin de démontrer qu'une eau contient des ions chlorure, un étudiant ajoute à sa solution inconnue du nitrate d'argent. Il observe un précipité, qu'il interprète comme présence de chlorure. Donnez l'équation de la réaction et dites si, selon vous, cet étudiant peut être 100 % certain de la présence de chlorure dans sa solution. AgNO3 + Cl - → AgCl ↓ + NO3- Avec un bromure, il y aurait également précipitation par exemple, donc ce n'est pas suffisant. 81. Complétez et équilibrez les équations suivantes et indiquez le précipité s’il y a lieu. a) 3 SnBr4 + 4 H3PO4 → 1 Sn3(PO4)4 ↓ + 12 HBr b) 3 Ca(OH)2 + 2 FeCl3 → 3 CaCl2 + 2 Fe(OH)3 ↓ c) 1 Na2SO4 + 2 AgNO2 → 1 Ag2SO4 + 2 NaNO3 82. Donnez les équations équilibrées de formation des composés suivants : a) Phosphate de cuivre (+2), à partir d’une solution sulfate de cuivre (+2) et d’une solution de phosphate de lithium. 3 CuSO4 + 2 Li3PO4 → b) 3 Li2SO4 + 1 Cu3(PO4)2 ↓ Carbonate de nickel (+2), à partir d’une solution de carbonate d’ammonium et d’une solution de chlorure de nickel (+2). 1 NiCl2 + 1 (NH4)2CO3 → 2 NH4Cl + 1 NiCO3 ↓ 83. Dans les années 1980, la quantité de phosphate dans les eaux du lac Léman a augmenté de manière dramatique. Le résultat fut une eutrophisation provoquant des dommages à la faune et à la flore du lac. Une des sources des ions phosphate est le phosphate de sodium utilisé dans les lessives. Les eaux usées domestiques allaitent directement dans le lac ! Une manière de lutter contre l’eutrophisation du lac est de traiter les eaux usées dans des STEPS. Là-bas, du chlorure de fer (+3) est utilisé pour éliminer les ions phosphate. Donnez les équations globale, ionique et ionique réduite de la réaction observée et expliquez comment les phosphates sont éliminés des eaux usées. PO43- + FeCl3 → FePO4 ↓ + 3 Cl - => on retient le précipité formé par filtration. Collège de Saussure 19/26 Exo Sup (CH1DF/VG) p.48 du cours 84. Choisissez l’acide et l’hydroxyde permettant d’obtenir comme produit le phosphate de potassium. Donnez les équations globale, ionique et ionique réduite. + 3 KOH → K3PO4 + 3 H2O H3PO4 3 H + + PO43- + 3 K + + 3 OH - → 3 K + H + + PO43- + 3 H2O + OH - → H2O 85. Complétez les réactions de neutralisation suivantes et équilibrez-les. 1 H3PO4 + 3 NH4OH → 3 H2O + 1 (NH4)3PO4 3 Sr(OH)2 + 2 H3PO4 → 6 H2O + 1 Sr3(PO4)2 ↓ 1 Ba(OH)2 + 2 HNO3 → 2 H2O + 1 Ba(NO3)2 3 LiOH 1 H3PO3 → 3 H2O + 1 Li3PO3 + 86. Donnez l'équation de la réaction entre l'acide phosphorique ( H3PO4) et l'hydroxyde de calcium. S'agit-il d'une précipitation ou d'une neutralisation ? Justifiez. 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → 6 H2O + Ca3(PO4)2 ↓ acide + hydroxyde => neutralisation création d'un insoluble => précipitation p.45-47 du cours 87. Donnez respectivement le nom ou la formule brute des molécules ci-dessous. H2SO3 acide sulfureux HBrO2 acide bromeux H3PO4 HF acide phosphorique acide fluorhydrique acide hypoiodeux HIO acide chromique H2CrO4 acide nitrique HNO3 acide sulfhydrique H2S Collège de Saussure 20/26 Exo Sup (CH1DF/VG) PH3 phosphine (neutre) NH3 ammoniac (basique) 88. On ajoute de l’hydroxyde de sodium à de l’acide phosphorique. a) Donnez l’équation globale équilibrée de la réaction. + 3 NaOH → Na3PO4 + 3 H2O H3PO4 b) Si j’ajoute quelques gouttes de BBT, quelle couleur aura la solution : - S’il y a autant de molécules de NaOH que de molécules de H3PO4 : jaune - S’il y a 2 fois plus de molécules de NaOH que de molécules de H3PO4 : jaune - S’il y a 3 fois plus de molécules de NaOH que de molécules de H3PO4 : vert - S’il y a 4 fois plus de molécules de NaOH que de molécules de H3PO4 : bleu 89. Complétez et équilibrez les équations suivantes et indiquez le précipité s’il y a lieu. Précisez s'il s'agit de neutralisation et/ou de précipitation 1 AgOH + 1 H2SO4 → 1 Ag2SO4 + 2 H2O neutralisation 2 K3PO4 + 3 CaS → 1 Ca3(PO4)2 ↓ + 3 K2S précipitation 1 Ba(OH)2 + 1 H2SO4 → 2 H2O + 1 BaSO4 ↓ neutralisation 2 LiOH 1 H2CO3 → 2 H2O + 1 Li2CO3 + 90. Nommez les molécules suivantes ou donnez leur formule brute. H2SO4 acide sulfurique acide iodeux HIO2 H3PO3 acide phosphoreux acide cyanhydrique HCN HBrO3 acide bromique acide bromhydrique HBr HI acide iodhydrique acide nitrique HNO3 91. Complétez les équations suivantes, équilibrez-les et indiquez le précipité s'il y a lieu. 3 SnCl4 + 4 H3PO4 → 1 Sn3(PO4)4 ↓ + 12 HCl 1 Fe 3+ + 3 NaOH → 1 Fe(OH)3 ↓ 3 Na+ 1 Sn 4+ + 4 OH - → 1 Sn(OH)4 ↓ 2 NaOH Collège de Saussure + 1 H2SO4 → 21/26 + 2 H2O + 1 Na2SO4 Exo Sup (CH1DF/VG) p. 50 du cours 92. Donnez respectivement le nom ou la formule brute de chacune des molécules ci-dessous. Li2O oxyde de lithium MnO2 N2O5 CO oxyde de vanadium (+3) V2O3 oxyde de manganèse (+4) dioxyde de carbone CO2 pentoxyde de diazote oxyde d'aluminium Al2O3 monoxyde de carbone trioxyde de diphosphore P2O3 93. Donnez respectivement le nom ou la formule brute de chacune des molécules ci-dessous. Bromate d'étain (+4) Sn(BrO3)4 Cl2 dichlore oxyde de molybdène (+5) Mo2O5 H2O acide iodhydrique HI SO formiate de cobalt (+3) (HCOO)3Co V2O5 hydrogénophosphate de sodium Na2HPO4 TiS2 sulfure de titane (+4) eau monoxyde de soufre oxyde de vanadium (+5) 94. Donnez le nom correspondant à la formule brute et vice versa. Li2O oxyde de lithium dioxyde de silicium Mo2O5 oxyde de molybdène (V) oxyde de vanadium (+4) P2O5 pentoxyde de diphosphore monoxyde de soufre SiO2 VO2 SO p.51 du cours 95. Complétez les équations de réaction suivantes lorsque les substances sont mises en contact avec l'eau. CaO + H2O → Ca(OH)2 Al(OH)3 HNO3 P2O3 ↓ → H + + NO3+ H2O → H3PO3 → 3 H + + PO33- Collège de Saussure 22/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 96. Nommez les oxydes ci-dessous et complétez les réactions de combinaison avec l'eau : +4 +4 1 SnO2 + 2 H2O → 1 Sn(OH)4 ↓ oxyde d'étain (+4) hydroxyde d'étain (+4) +3 H2O +3 1 CaO + 1 H2O → 1 Ca(OH)2 oxyde de calcium 1 Ca 2+ + 2 OH - 2H+ 1 SO42- hydroxyde de calcium +6 H2O 1 H2SO4 → +6 1 SO3 + → 1 H2O → trioxyde de soufre + acide sulfurique 97. Donnez la réaction qu'il y a lieu lorsque l'on met les substances suivantes dans l'eau. 1 H2SO3 → 2 H + + 1 SO321 PbO + 1 H2O → 1 Pb(OH)2 ↓ 1 KOH → 1 K + + 1 OH 1 N2O5 + 1 H2O → 2 HNO3 → 2 H + + 2 NO31 Mg3(PO4)2 ↓ p. 51 du cours 98. Proposez une synthèse en deux étapes de l’hydroxyde de lithium en utilisant comme réactif de départ le lithium métallique. Donnez les équations de réaction équilibrées. 4 Li + O2 → 2 Li2O Li2O + H2O → 2 LiOH ( → 2 Li + + 2 OH -) Proposez une méthode de synthèse de l’acide sulfureux en deux étapes avec comme réactif de départ l'octosoufre. Donnez les équations de réaction équilibrées. S8 + 8 O2 → 8 SO2 SO2 + H2O → H2SO3 ( → 2 H+ + SO32-) 99. Complétez et équilibrez les équations de la suite de réactions suivante : 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 (a) 1 Al2O3 (a) + 3 H2O → 2 Al(OH)3 ↓ (b) 3 H2SO4 → 1 Al2(SO4)3 (c) 2 Al(OH)3 ↓ (b) + Collège de Saussure 23/26 + 6 H2O (d) Exo Sup (CH1DF/VG) 1 Al2(SO4)3 (c) + 3 Ba(NO3)2 → 2 Al(NO3)3 (f) 1 P4 + 5 O2 → 2 P2O5 (h) + 3 H2O → 2 H3PO4 → 3 H + (i) + PO43- P2O5 (h) 1 H3PO4 + 3 BaSO4 ↓ (g) (j) 100.Nommez ou donnez la formule brute selon le cas. HNO3 acide nitrique acide bromeux Mo(OH)6 hydroxyde de molybdène (+6)cyanure d’aluminium Al(CN)3 NH4SCN thiocyanate d’ammonium oxyde de magnésium MgO LiCN cyanure de lithium hydrogénophosphate de lithium Li2HPO4 P2O5 pentoxyde de diphosphore phosphine PH3 NH3 ammoniac oxyde de nickel (+3) Ni2O3 CaCr2O7 dichromate de calcium borate de magnésium Mg3(BO3)2 LiH2BO3 dihydrogénoborate de lithiummonoxyde de soufre SO ZnO oxyde de zinc (+2) acide perchlorique HClO4 Ti(IO2)4 iodite de titane (+4) thiosulfate de sodium Na2S2O3 H2S acide sulfhydrique hydroxyde d’ammonium NH4OH HBrO2 p.56 101.Quelle est la masse de 4,5 moles d'atomes de potassium ? MA(K) = 39 g/mol m = MA . n = 39 g/mol . 4.5 mol =175.5 g 102.Combien d'atomes y a-t-il dans 4,5 moles d'atomes de potassium ? N = n . NA = 4.5 mol . 6.022 . 1023 atomes/mol = 2.71 . 1024 atomes 103.Combien d'atomes de baryum y a-t-il dans 274 [g] de baryum ? n = m/MA = 274 g / 137.3 g/mol = 2 mol N = n . NA = 2 mol . 6.022 . 1023 atomes/mol = 1.20 . 1024 atomes Collège de Saussure 24/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 104.Soit un échantillon de 0,02 mol d’oxyde de lithium (Li2O) : a) Quelle masse pèse l’échantillon de 0,02 mol ? MM(Li2O) = 2 . 6.9 + 16 = 29.8 g/mol m = MM . n = 29.8 g/mol . 0.02 mol = 0.596 g b) Combien y a-t-il de molécules dans cet échantillon ? N = n . NA = 0.02 mol . 6.022 . 1023 molécules/mol = 1.20 . 1022 molécules c) Combien y a-t-il d’atomes en tout dans cet échantillon ? 1 molécule 1.2 . 1022 molécules 3 atomes x atomes => x = 3 atomes . 1.2 . 1022 molécules = 3.6 . 1022 atomes d) Combien y a-t-il de mole d’atome dans cet échantillon ? n = N/ NA = 3.6 . 1022 atomes / 6.022 . 1023 atomes/mol = 5.98 . 10-2 mol e) Combien de moles d’oxyde de lithium y a-t-il dans 2 grammes de ce composé ? n = m / MM(Li2O) = 2 g / 29.8 g/mol = 6.71 . 10-2 mol 105.Quelle est la masse de 18,06 . 1023 molécules de phosphate de calcium (Ca3(PO4)2) ? MM(Ca3(PO4)2) = 310.3 g/mol n = N/ NA = 18.06 . 1023 molécules / 6.022 . 1023 molécules/mol = 3 mol m = MM(Ca3(PO4)2) . n = 310.3 g/mol . 3 mol = 930.9 g 106.Combien de moles et de molécules y a-t-il dans 1000 g de Fe2(SO4)3 ? MM(Fe2(SO4)3) = 2 . 55.9 + 3 . 32.1 + 12 . 16.00 = 400.1 g/mol a) n = m / MM = 1000 g / 400.1 g/mol = 2.5 mol b) N = n . NA = 2.5 mol . 6.022 . 1023 molécules /mol = 1.51 . 1024 molécules 107.Combien d'atomes sont contenus dans une clef en fer de 84 grammes ? MA(Fe) = 55.9 g/mol n = m / MA = 84 g / 55.9 g/mol = 1.5 mol N = n . NA = 1.5 mol . 6.022 . 1023 atomes /mol = 9.05 . 1023 atomes de Fe Collège de Saussure 25/26 Exo Sup (CH1DF/VG) 108.On mélange 50 g de nitrate d'argent (AgNO3) et 50 g de chlorure de sodium (NaCl) ; a-t-on le même nombre de molécules de chacun des deux sels ? a) MM(NaCl) = 23 + 35.5 = 58.5 g/mol n = m / MM = 50 g / 58.5 g/mol = 8.55 . 10-1 mol de NaCl N = n . NA = 8.55 . 10-1 mol . 6.022 . 1023 atomes/mol = 5.15 . 1023 molécules b) MM(AgNO3) = 107.9 + 14 + 3 . 16 = 169.9 g/mol n = m / MM = 50 g / 169.9 g/mol = 2.94 . 10-1 mol de AgNO3 N = n . NA = 2.94 . 10-1 mol . 6.022 . 1023 atome /mol = 1.77 . 1023 molécules => NON ! Ce qui est logique, puisque ces deux molécules n’ont pas la même MM... p.57 109.Vous salez votre potage en y ajoutant 0,5 g de sel. Combien de molécules de sel avezvous ajoutées ? Combien de ions Na+ auront été libérés ? Et de ions Cl - ? MM(NaCl) = 23 + 35.5 = 58.5 g/mol n = m/MM = 0.5 g / 58.5 g/mol = 8.55 . 10-3 mol de NaCl N= n . NA = 8.55 . 10-3 mol . 6.022 . 1023 molécules/mol = 5.15 . 1021 molécules de NaCl dissociation : 1 NaCl → 1 Na+ + 1 Cl => stoechio de 1 pour 1 ! autant de chaque type d'ions que de molécules de NaCl ! Lorsque j'introduis 5.15 . 1021 molécules de NaCl dans une solution, ces molécules disparaissent pour se transformer en 5.15 . 1021 ions Na+ et 5.15 . 1021 ions Cl -. 110.On veut obtenir un précipité de 9.2 g de Pb(OH)2 au moyen d’hydroxyde de potassium et de ions Pb2+. Calculez la masse de KOH nécessaire pour effectuer la réaction. 1 Pb2+ + 2 KOH → 2 K+ + Pb(OH)2 ↓ Méthodologie : m(Pb(OH)2) => n(Pb(OH)2) => n(KOH) => m(KOH) a) b) c) MM(Pb(OH)2) = 241,2 g/mol et MM(KOH) = 56,1 g/mol a) n(Pb(OH)2) = m(Pb(OH)2) / MM(Pb(OH)2) = 9,2 g / 241,2 g/mol = 3,81 . 10-2 mol b) 1 mol Pb(OH)2 → 2 mol KOH 3,81 . 10-2 mol → x => x = 7,63 . 10-2 mol c) m(KOH) = 7,63 . 10-2 mol . 56.1 g/mol = 4.27 g de KOH Collège de Saussure 26/26 Exo Sup (CH1DF/VG)
