réponses à vos questions chimie ( première) . .
exercice 1	fer zinc acide chlorhydrique
On dipose de plusieurs béchers contenant chacun 50mL d' acide chlorhydrique de concentration c =2molL-1. Dans le premier becher on introduit 2,8 g de limaille de fer et 4 g de limaille de zinc. En considerant que le zinc est plus reducteur que le fer et que par conséquent il s' oxyde le premier calculer la masse du métal restant ( ou des métaux restant ) lorsque la réaction est achevée. Quel est le volume de dihydrogène formé( conditions normales de T et P ) Zn=65,4 ; Fe=56 gmol-1. Même question avec 2,8 g de limaille de fer et 2 g de limaille de zinc. Même quetion avec 1,4 g de limaille de fer et 3 g de cuivre en poudre.
corrigé
le fer et le zinc sont oxydés en ion Fe2+ et Zn2+ et l'ion hydronium H3O+ est réduit en H2. Dans ces conditions le cuivre n'est pas oxydé. Zn+ 2 H3O+ ---> Zn2+ + H2 + 2 H2O Fe+ 2 H3O+ ---> Fe2+ + H2 + 2 H2O Qté de matière (mol)question 1. ion hydronium : volume (L) * concentration(molL-1)=0,05*2= 0,1 mol fer :masse (g) * masse molaire(gL-1)=2,8/56= 0,05 mol zinc : 4/65,4= 0,061 mol 0,05 mol de zinc oxydé par 0,1 mol acide . Il se forme 0,05 mol H2 ou 1,12 L Il reste (0,061-0,05)*65,4= 0,72 g zinc et bien sûr 2,8 g de fer. Qté de matière (mol)question 2. fer :masse (g) * masse molaire(gL-1)=2,8/56= 0,05 mol zinc : 2/65,4= 0,0305 mol 0,0305 mol de zinc oxydé par 0,061 mol acide . Il se forme 0,0305 mol H2 . Il reste 0,039 mol acide capable d'oxyder 0,0195 mol de fer ou 1,09 g et il se forme 0,0195 mol H2. au total 0,05 mol H2 ou 0,05*22,4= 1,12 L ; il reste 1,71 g fer Qté de matière (mol)question 3. fer :masse (g) * masse molaire(gL-1)=1,4/56= 0,025 mol 0,025 mol de fer oxydé par 0,05 mol acide . Il se forme 0,025 mol H2 . il reste le cuivre.
exercice2	aluminium et sulfate de nickel
Un fil d' aluminum est plongé dans 50 cm3 d' une solution de sulfate de nickel ( Ni2+ et SO42- ) Le dépot métallique obtenu a une masse de 1,76 g. Si on admet que la réaction est totale quelle est la concentration de Al3+ à la fin de la réaction? En déduire la concentration des ions Ni2+ initialement présents . masse molaire atomique en g.mol-1 Ni =58,7.
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corrigé
Réaction naturelle entre le réducteur fort Al et l'oxydant fort Ni2+ . 2Al + 3 Ni2+ donnent 2 Al3+ + 3 Ni Quantité de matière de nickel (mol)=masse(g) / masse molaire (gmol-1) 1,76 / 58,7 = 0,03 mol Quantité de matière d'ion Al3+ : 0,02 mol ( voir coef équation bilan) concentration (mol L-1) = Qté de matière (mol) / volume (L) [Al3+] finale=0,02/ 0,05 = 0,4 molL-1. [Ni2+] départ= 3/2*0,4 =0,6 mol L-1.( voir coef équation bilan)
exercice 3	fer et chlorure de fer(III)
Dans un tube a essai contenant du chlorure de fer (III) on place un clou en fer; puis on ajoute quelques gouttes de soude et on a un précipite vert de Fe(OH)2 on déduit qu'il y a présence de l'ion Fe2+ . En déduire la réaction qui a lieu entre le fer et les ions fer (III). Ecrire les demi équations mises en jeu avant d'écrire l'équation bilan de la réaction.
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corrigé
Fe3+ --->Fe2++ 1 électron l'oxydant Fe3+ se réduit Fe(métal) + 2électrons ---> Fe2+ le réducteur fer s'oxyde. réduction et oxydation ont lieu simultanément; les électrons n'apparaissent pas dans le bilan. 2 Fe3++Fe---> 3Fe2+
exercice 4	métal cuivre et solution de nitrate d'argent
De la tournure de cuivre est immergée dans 200 mL d' une solution de nitrate d' argent de concentration 5*10-3 mol.L-1. Un dépot metallique se forme ; sa masse est de 54 mg. Ecrire l' équation-bilan de la réaction. La réaction est elle totale, si elle ne l' est pas calculer la concentration des ions Ag+ dans la solution a la fin de l' expérience. Quelle est la concentration des ions Cu2+ dans la solution? Ag=108 gmol-1
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corrigé
réaction naturelle entre le réducteur fort Cu et l'oxydant le plus fort Ag+. 2Ag+ + Cu donnent Cu2+ + 2Ag Ag+ / Ag .......0,8 V Cu2+ / Cu ........0,34 V Qté de matière d'ion argent : 0,2*5 10-3 =10-3 mol Qté de matière de métal argent formé: 54 10-3 / 108 =0,5 10-3 mol donc 0,5 10-3 mol d'ion argent a réagi donnant 0,25 10-3 mol d'ion Cu2+ [Ag+]=0,5 10-3 / 0,2 =2,5 10-3 molL-1. [Cu2+]=0,25 10-3 / 0,2 =1,25 10-3 molL-1. on peut vérifier que la solution reste électriquement neutre: [Ag+]+ 2 [Cu2+] =[NO3-] 2,5 10-3 +2*1,25 10-3= 5 10-3
exercice 5	ions Ag+, Pb2+, Al3+ et métaux zinc , cuivre
Une solution A de volume 1 00 mL contient les cations Ag+, Pb2+ et Al3+ aux concentrations respectives C1, C2 et C3. Le dispositif expérimental comporte deux filtres mis en série. Sur le premier filtre on a disposé une masse connue de poudre de cuivre et sur le second une masse connue de zinc. La solution A est versée sur le premier filtre. Puis on rince le solide restant ; le filtrat et les eaux de rinçage passent sur le deuxième filtre. On recommence l'opération et on recueille dans le bécher inférieur l'ensemble des solutions. Après séchage des filtres, on constate que la masse du premier a augmenté de m1 = 1,523g et celle du second de m2 = 1,399g. La solution est traitée par NaOH sans excès puis par de l'ammoniaque concentrée. On recueille un précipité de masse m3 = 0,780 g. . Que contiennent les filtrats issus des filtres successifs ? Préciser les équations bilan des réactions d'oxydoréduction observées. A l'aide des données numériques, déterminer les quantités de matière des différents ions et leurs concentrations dans la solution A. Ag=108; Pb=207; Cu=63,5, Al=27; H=1; O=16 gmol-1.
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corrigé
1er filtre : Cu + 2 Ag+ ---> Cu2+ + 2Ag. 1,523/108= 0,014 mol Ag et 0,007 mol ion Cu2+. 2ème filtre : Cu2+ + Zn ---> Zn2+ + Cu. Pb2+ + Zn ---> Zn2+ + Pb. 0,007*63,5= 0,447 g de cuivre donc 1,399-0,117= 0,951 g plomb 0,951/207=0,0046 mol ion Pb2+. Zn2+ + 2OH- ---> Zn(OH)2 solide qui se dissout dans l'ammoniaque Al3+ + 3OH- ---> Al(OH)3 solide 0,78/ 78= 0,01 mol ion Al3+ En divisant par le volume 0,1 L on obtient les concentrations [Ag+]=0,14 molL-1. [Pb2+]=0,046 molL-1. [Al3+]=0,1 molL-1.
exercice 6	composition d'un mélange de 3 métaux
On a un mélange sous forme de poudre de cuivre, de zinc et d'aluminium. On ajoute de l'acide chlorhydrique en excès à 10,5 g de ce mélange. Après réaction, il reste un résidu solide de 2,4 g et le gaz qui s'est dégagé lors de l'attaque par l'acide occupe un volume de 5,66 L. volume molaire : 22,4 L mol-1. Calculer la composition du mélange en pourcentage massique. Cu=63,5 ; Al=27 ; Zn=65,4 g mol-1.
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corrigé
Le cuivre n'est pas attaqué dans ces conditions : les 2,4 g résiduels correspondent à la masse de cuivre soit 2,4*100/10,5 = 22,8% Zn + 2 H3O+ donnent Zn2+ + H2 + 2H2O Al + 3 H3O+ donnent Al3+ + 1,5 H2 + 3H2O a mol de zinc et b mol d'aluminium masse (g) = qté de matière (mol) * masse molaire (gmol-1) masse mélange (10,5-2,4)= masse zinc + masse aluminium 8,1 = a *65,4 + b *27 (1) qté de matière (mol)= volume (L) / volume molaire (Lmol-1) 5,66/22,4 =0,253 = a + 1,5 b (2) la résolution du système de 2 équations donne a=0,076 mol et b=0,118 mol soit en masse: 4,97 g de zinc ou 47,2% et 3,18 g Al ou 30,8%
exercice 7	nitrate d'argent et de cuivre + zinc ou cuivre oxydoréduction
Une solution acqueuse A contient du nitrate de cuivre (II) et du nitrate d'argent. Si on introduit une lame de zinc dans 500 mL de A, on recueille 16,5 g. de composés métalliques solides. Par contre, avec une lame de cuivre, dans 500 mL de A, on recueille une masse solide de 12,0 g. Quelle est la nature des solides obtenus dans chacune des 2 expériences ? Calculer la concentration en ions Cu2+, Ag+ et NO3- de la solution A. Cu=63,5 ; Ag=108 ; Zn=65,4 g mol-1.
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corrigé
Le zinc est le réducteur fort alors que Ag+ et Cu2+ sont des oxydants forts. Ag et Cu se déposent sur le zinc 2Ag+ + Zn ---> 2Ag + Zn2+ Cu2++ Zn ---> Cu + Zn2+ Ag+ / Ag Cu2+ / Cu Zn2+ / Zn masse de cuivre =16,5 - 12 =4,5 g (voir ci dessous) Qté matière de cuivre (ou d'ion Cu2+): 4,5 /63,5 =0,071 mol [Cu2+]= 0,071 /0,5 = 0,142 molL-1. Le cuivre est le réducteur fort alors que Ag+ est l' oxydant fort. Ag se dépose sur le cuivre 2Ag+ + Cu ---> 2Ag + Cu2+ Ag+ / Ag Cu2+ / Cu Qté matière d'argent (ou d'ion Ag+): 12 /108 =0,111 mol [Ag+]= 0,111 /0,5 = 0,222 molL-1. la solution demeure électriquement neutre [Ag+]+2[Cu2+] =[NO3-] [NO3-] =0,505 molL-1.
exercice 8	fer + nitrate d'argent en excès ou en défaut
On ajoute 1,50 g. de limaille de fer dans 100 mL d'une solution de nitrate d'argent. Après agitation, filtration et séchage du résidu solide, celui-ci pèse 3,50 g.: Montrer qu'à priori, il y a 2 solutions possibles, selon les quantités respectives de fer et de nitrate d'argent. Montrer qu'une seule de ces 2 solutions est compatible avec les données. Calculer la concentration molaire en ions argent dans la solution initiale de nitrate d'argent. Ag=108 ; Fe=56 g mol-1. Calculer les pourcentages en masse de l'argent et du fer dans le résidu solide.
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corrigé
réaction naturelle entre le réducteur fort Fe et l'oxydant fort Ag+. Fe + 2 Ag+ ---> Fe2+ + 2 Ag				Ag+ / Ag Fe2+ / Fe
Qté de matière de fer : 1,5 /56 =0,0267 mol à partir de 0,0267 mol de fer il se forme 2*0,0267 =0,0534 mol d'argent soit en masse: 0,0534*108 = 5,76 g d'argent ce qui est contraire aux données donc le fer n'a pas entierement réagi, l'ion argent est en défaut x : masse d'argent ; y : masse de fer restant 3,5 = x+y (1) Qté de matière de fer ayant réagi : (1,5-y)/56 mol Qté de matière d'argent ayant réagi : x/108 mol Une mole de fer réagit avec deux moles d'ion argent 1 2 (1,5-y)/56 x/108 2*(1,5-y)/56 = x/108 (2) résoudre le système de 2 équations 0,8 g de fer restant et 2,7 g d'argent (2,7*100/3,5 =77,1 %)
exercice 9	fer + aluminium + acide
On a une masse m = 20g mélange de fer et d'aluminium. Le but de l'exercice et de determiner la masse de l'aluminium et du fer. On verse 600 mL de HCl de concentration 2.0 mol/L. ON mesure alors la quantite d'ion H+ finale: 0,47 mol/L . Quelle est la composition du mélange? Quel volume de H2 s'est dégagé?Al=27 ; Fe=56 g mol-1. V=22,4 L mol-1.
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corrigé
Fe + 2 H3O+ donnent Fe2+ + H2 + 2H2O Al + 3 H3O+ donnent Al3+ + 1,5 H2 + 3H2O a mol de fer et b mol d'aluminium masse (g) = qté de matière (mol) * masse molaire (gmol-1) masse mélange = masse fer + masse aluminium 20 = a *56 + b *27 (1) Qté de matière d'acide ayant réagi : 0,6 *(2-0,47) = 0,918 mol 0,918 = 2 a + 3 b (2) résoudre le système de 2 équations : 0,1 mol aluminium ou 2,7 g et 0,309 mol de fer ou 17,3 g Qté de matière de dihydrogène : a + 1,5 b mol 0,309 + 0,15 = 0,459 mol ou 0,459 *22,4 = 10,28 L
exercice 10	préparation de l'acide sulfurique
Le dioxyde de soufre est d'abord oxydé par le dioxygène, puis mis en solution dans l'eau Compléter les réactions et équilibrer. SO2 + ……. donne SO3 (a) SO3 + ………donne H2SO4 (b) La réaction (a) a un rendement de 95% (b) est totale .Sachant qu'on forme 98 000 tonnes d'acide sulfurique H2SO4 en France chaque année, calculer les volumes de gaz SO2 et O2 nécessaire. On prendra le volume molaire Vm égal à 24 L/mol. S=32 ; O=16 ; H=1 gmol-1.
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corrigé
SO2 + 0,5 O2 donnent SO3 (a) SO3 + H2O donnent H2SO4 (b) masse molaire acide sulfurique : 98 gmol-1. Qté de matière d'acide sulfurique : 98 109 /98 =10 9 mol Qté de matière SO2 : 10 9 mol volume SO2 : 24*109 = 24 106 m3. volume O2 : 12 106 m3. (coeff équation (a) ) retour - menu