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Collège de Saussure ============== COURS et EXERCICES de CHIMIE 2 ème année OS

Collège de Saussure ============== COURS et EXERCICES de CHIMIE 2 ème année OS Août 2008 CHAPITRE 1 : LA MOLE ET LE VOLUME MOLAIRE DES GAZ Où l’on apprend comment déterminer le nombre de moles d'un échantillon de gaz sans le peser. Rappel Nous avons vu, dans le cours de 1ère année, qu'une mole est la quantité de matière correspondant à 6,02.1023 atomes ou molécules (selon la matière en question). Ce nombre est appelé nombre d'Avogadro (NA). Dans le cas d'un corps pur monoatomique, comme un gaz rare, la masse d'une mole correspond à la masse atomique inscrite sur le tableau périodique, mais exprimée en grammes. Dans le cas d'un corps pur moléculaire, la masse d'une mole correspond à la somme des masses atomiques des atomes constituant la molécule, toujours exprimée en gramme. Cette masse s'appelle masse molaire (MA). Exercices : 1. Combien y a-t-il d'atomes de chlore dans 3 g de trichlorure de phosphore, composé de formule brute PCl3 ? Quelle est la masse de ces atomes de chlore ? 2. Déterminez lequel de ces 3 échantillons contient le plus d'atomes d'hydrogène ? a) 730 [mg] d'acide chlorhydrique (HCl) b) 10-2 mole de sucre (C6H12O6) c) 1 [mL] d'eau 3. Un des poisons chimiques les plus virulents, la batrachotoxyne, a été extrait de la peau de certaines grenouilles de Colombie. La dose mortelle de ce poison est estimée à 0,2 mg pour un adulte. Sachant que la formule brute de ce composé est C31H42N2O6 , calculez le nombre de molécules présentes dans cette dose. CHIMIE – 2e OS –2008/2009 : Cours et exercices -2- 4. La caféine est un alcaloïde présent dans le café, le thé et la kola. Sa formule brute est C8H10N4O2. La teneur en caféine varie selon la variété de café. Lorsque le café est dit fort, il contient 6,55 ⋅ 10-3 mol de caféine par litre de café. a) Quelle masse de caféine y a-t-il dans un litre de café ? b) Combien de molécules de caféine y a-t-il dans une tasse de café fort, soit 150 ml de café. 5. En faisant chauffer un mélange contenant les mêmes quantités de fer et de soufre, toutes deux sous forme de poudres, on peut obtenir du sulfure de fer(II). a) Posez l'équation de la réaction. b) Si l'on veut faire réagir 7 grammes de poudre de fer, quelle masse de soufre doit-on utiliser ? 6. Le dioxyde de carbone est un des principaux gaz responsables de l’effet de serre. Lors de la réaction de combustion du carbone dans l’air, il se forme du dioxyde de carbone selon l’équation suivante : C + O2 → CO2 a) Combien d’atomes de carbone trouve-t-on dans 10 [g] de carbone pur ? b) Quelle masse de CO2 sera produite par la combustion complète de 10 [g] de carbone ? 7. Le fluor constitue 51% de la masse d'un échantillon de fluorure de manganèse. Déterminez si cet échantillon est constitué de fluorure de manganèse(II) , de fluorure de manganèse(III) ou de fluorure de manganèse(IV). 8. Lors d’une analyse d’un oxyde de cobalt, on détermine que le cobalt constitue 71 % de la masse de ce composé. La formule de ce composé est-elle CoO ou Co2O3 ? Justifiez votre réponse par un calcul. Cas des gaz L’état gazeux est un des trois principaux états de la matière. Une substance à l’état gazeux ne possède ni de forme, ni de volume propre, et occupe ainsi tout le volume du récipient qui la contient. Il est possible de représenter un gaz au niveau microscopique comme un ensemble de corpuscules (atomes ou molécules) très espacés les uns des autres et animés d’un mouvement chaotique continu. Représentation d’un gaz : CHIMIE – 2e OS –2008/2009 : Cours et exercices -3- Questions : a) Quel est l’effet de la température sur un gaz enfermé dans un volume donné ? (point de vue microscopique et macroscopique) b) Que se passe-t-il lorsqu’on comprime un gaz ? (point de vue microscopique et macroscopique) On voit donc que la quantité d'atomes contenu dans un volume déterminé dépend des conditions de pression et de température. L'expression mathématique qui décrit la relation entre le volume, la pression, la température et le nombre de moles de gaz est appelé loi des gaz parfaits. Cette loi ne sera pas étudiée en détail dans ce cours de chimie, nous nous contenterons de connaître le volume occupé par une mole de gaz au conditions normales. Loi d’Avogadro Avogadro, en 1811, contribua à la mise en place de la loi des gaz en émettant l'hypothèse que le volume occupé par un gaz était une mesure du nombre de corpuscules présents, indépendamment de leur nature. Le volume de divers échantillons de gaz à une température et une pression données est donc proportionnel au nombre de moles de chacun des échantillons. D’après cette loi, une mole de gaz quel qu’il soit, à la température de 0 [°C] et la pression de 1 atmosphère (conditions normales, notées CN), occupe toujours le même volume. Le volume d’une mole de gaz à ces conditions de température et de pression vaut : Volume molaire = Vm = 22,4 [L] Remarques : 1) La pression de 1 [atm] correspond à une pression atmosphérique moyenne au bord de la mer. Cette pression diminue en fonction de l'altitude. 2) La pression de 1 atm maintient le niveau de mercure dans un baromètre à 760 mm. 3) La pression peut être exprimée dans d'autres unités: [mmHg] , [Pa] ou [N/m2] , [bar] … Exercices : 9. Calculez le volume occupé par 4,4 [g] de dioxyde de carbone (CO2) aux conditions normales. 10. Une bonbonne d’hélium contient 10 kg de ce gaz sous pression. Si l’on voulait stocker ce gaz aux conditions normales de pression et de température, de quel volume devrait-on disposer ? CHIMIE – 2e OS –2008/2009 : Cours et exercices -4- 11. Quelle est la masse de 89,6 [L] d’azote (N2) pris aux CN ? Combien y a-t-il de molécules dans ce volume ? 12. Combien y a-t-il de moles de gaz carbonique dans 4,2 litres de ce gaz pris aux CN ? Quelle masse ce volume représente-t-il ? 13. Un litre de gaz pris aux CN pèse 3,17 [g]. Quelle est la masse molaire de ce gaz ? 14. Un ballon contient 30 grammes d'un gaz inerte (ou gaz rare) . Aux conditions normales de pression et de température, le volume de ce ballon est de 8 litres. Quel est le gaz contenu dans le ballon ? 15. L'air est un mélange contenant approximativement 80% d'azote (N2) et 20% d'oxygène (O2). Quelle est la masse d'un m3 d'air mesuré aux CN ? 16. Le mélange trimix 20/25 est utilisé pour la plongée de 40 à 60 m de profondeur. Il contient 20% d’oxygène et 25 % d’hélium, le reste d’azote. Quelle serait la masse de 5 litres de ce mélange pris aux CN ? 17. Par électrolyse, on transforme 10 [mL] d'eau liquide, en hydrogène et en oxygène. a) Déterminez la masse et la quantité (en mole) d'eau qui réagissent. b) Posez l'équation de la réaction. c) Calculez les volumes d'oxygène et d'hydrogène formés. CHIMIE – 2e OS –2008/2009 : Cours et exercices -5- CHAPITRE 2: STOECHIOMETRIE Où l'on apprend que, comme dans toute recette de cuisine, il est essentiel de connaître les quantités des divers ingrédients. Nous avons vu, dans le cours de 1ère année, que l’équation chimique équilibrée indique dans quels rapports de quantités (en mole) les différents corps participent à une réaction. Par exemple : 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 2 [mol] → 2 [mol] + 3 [mol] mais également : 0,2 [mol] → 0,2 [mol] + 0,3 [mol] Cette information nous permet de trouver la quantité de produits obtenus pour une quantité donnée de réactif en posant les proportions suivant lesquelles les corps réagissent. C’est l’étude de la stoechiométrie. La stoechiométrie repose sur le principe de conservation, soit : Conservation de la masse : Conservation des atomes : Exemple : Nous allons appliquer ce principe de conservation pour déterminer la masse de poudre restant après la réaction de 20 grammes environ de dichromate d'ammonium : CHIMIE – 2e OS –2008/2009 : Cours et exercices -6- Dans ces premiers exemples la réaction ne met en jeu qu'un seul réactif. Nous allons maintenant étudier des cas ou plusieurs réactifs réagissent ensemble. Problème 1 Une solution contient 5 g de nitrate d’argent (AgNO3). On y ajoute suffisamment de chromate de potassium pour précipiter tout l’argent sous forme de Ag2CrO4. Quelle masse de précipité obtient-on ? Résolution par étapes : a) Poser l’équation équilibrée de la réaction : b) Calculer le nombre de moles de nitrate d’argent dans la solution de départ : c) Calculer le nombre de moles de précipité obtenu en posant la proportion correcte : d) Transformer le nombre de moles de précipité en masse : Lorsque les réactifs sont exactement dans la proportion donnée par l’équation de la réaction, on dit qu’ils sont en quantités stoechiométriques. Exemples : uploads/Finance/ cours2-chimi-pdf.pdf