En cours de transformation (t>0)








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date de publication26.10.2016
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Collège Sadiki

L’avancement d’une réaction chimique

Série chimie : 1




  1. Rappel :

  • Comment remplir un tableau d’avancement ?

    Equation chimique

    aA + bB → cC + dD

    Etats du système

    Avancement

    Quantités de matière correspondantes

    Etat initial(à t=0)

    0

    n0(A)

    n0(B)

    0

    0

    En cours de transformation (t>0)

    x

    ……..

    ……..

    ……..

    ……..

    Etat final( à la fin de la réaction)

    xf

    ……..

    ……..

    ……..

    ……..

  • Le réactif limitant : si A est le réactif ……….. et B est le réactif en ………….

  • Le taux d’avancement final :

  • Détermination de l’avancement maximal xmax :

  1. Applications directes :

Exercice 1 : On réalise la transformation modélisée par l'équation chimique suivante :

4Al(s) + 3O2(g) → 2AL2O3(s)

À l’instant t=0min, on fait réagir 5,4 g d'aluminium avec 6 L de dioxygène dans les conditions de température et de pression où le volume molaire est égal à 24 L.mol-1. On donne M(Al)=27g.mol-1.

1-Calculer la quantité de matière initiale de chaque réactif.

2-Dresser le tableau récapitulatif de la transformation chimique.

3-Quelle doit être la valeur de l'avancement maximal xmax. déduire le réactif limitant.

3-Déterminer la composition molaire finale du mélange.

Exercice 2 :

Un artificier veut préparer un feu de Bengale rouge. Il mélange 125 g de chlorate de potassium (KClO3), 16 g de soufre (S) et 20 g de carbone (C). L'équation chimique modélisant la transformation est la suivante :

2KClO3(s) + S(s) + 3C(s) → K2S(s) + 3CO2(g) + Cl2(g).

  1. Calculer la quantité de matière initiale de chacun des réactifs. On donne M(K)=39 g.mol-1, M(Cl)=35,5 g.mol-1, M(S)=32 g.mol-1, M(O)=16 g.mol-1 et M(C)=12 g.mol-1,

  2. Construire le tableau récapitulatif de la transformation en précisant la valeur maximale de l'avancement et le réactif limitant ainsi que les quantités de matière des produits formés, sachant que cette réaction est totale.

  3. Calculer la masse de carbone ayant réagi.

  4. Calculer le volume total occupé par les gaz. On donne VM =24 L.mol-1.

Exercice 3 :
On verse un volume V1=50 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire C1=0,6 mol.L-1 dans une solution de chlorure d’aluminium de volume de volume V2 =40 mL et de concentration molaire C2=0,5 mol.L-1.

  1. Equilibrer l’équation simplifiée de la réaction : Al3+ + OH-  Al(OH)3

  2. Calculer la quantité de matière initiale de chaque réactif.

  3. Dresser le tableau d’avancement de la réaction.

  4. Calculer l’avancement maximal xmax de la réaction et déduire le réactif limitant.

  5. Calculer la masse du précipité formé. On donne M(Al)=27 g.mol-1, M(O)=16 g.mol-1 et M(H)=1 g.mol-1.

  6. Calculer la concentration molaire des ions présents en solution.

  1. Exercices de synthèse :

Exercice 1 :

On verse dans un bécher V= 20,0 mL d’une solution de nitrate d’argent contenant des ions argent (I) (Ag+ (aq) ) et des ions nitrate( NO3- (aq) ), telle que [Ag+] = [NO3-] = 0,15 mol.L-1. On y ajoute 0,127 g de poudre cuivre. La solution initialement incolore devient bleue et il se forme un dépôt d’argent. Les ions nitrates n’interviennent pas dans la réaction.(Ecrire les résultats avec 3 chiffres significatifs.)

a) Équilibrer l’équation chimique modélisant la réaction Ag+ + Cu  Ag + Cu2+

b) Décrire l’état initial du système en quantité de matière.

c) Trouver le réactif limitant et calculer l’avancement maximal. On donne M(Cu) =63,5 g.mol-1

d) Décrire l’état final du système en quantité de matière.

e) Déterminer, à l’état final :

- les concentrations molaires des ions en solution ;

- les masses du ( ou des ) solide(s) présent(s). M(Ag)=108 g.mol-1

Exercice 2 :

On prépare, dans un bécher, un volume V1 = 25,0 mL d'une solution S, d'iodure de potassium de concentration C1 et dans un autre bécher, on place un volume V2 = 25,0 mL d'une solution S2 d'eau oxygénée acidifiée de concentration C2.

À la date t = 0s, on mélange les contenus des 2 béchers et on agite, la réaction lente et totale qui se produit est d’équation : H2O2 + 2H3O+ + 2I- 4H2O + I2.

Pour étudier la cinétique de cette réaction on prépare des prélèvements identiques de volume Vp=5 mL chacun et on dose la quantité de H2O2 restante dans chaque prélèvement par une solution de permanganate de potassium KMnO4 en milieu acide de concentration molaire C=0,5 mol.L-1. Soit V : le volume de la solution de KMnO4 nécessaire pour obtenir l’équivalence. L’équation de la réaction de dosage rapide et totale s’écrit :

2 MnO4- + 3 H2O2 + 6 H3O+  2 Mn2+ + 4 O2 + 12 H2O

Les résultats de dosage ont permis de tracer le graphe d’évolution de la quantité de matière d’eau oxygénée restante dans chaque prélèvement(voir figure-1-).

  1. Donner la définition d’une réaction totale.

  2. Prélever du graphe la quantité de matière initiale de l’eau oxygénée dans chaque prélèvement.

  3. Dresser le tableau d’avancement de la réaction en utilisant les quantités de matière initiales dans chaque prélèvement et en considérant que les ions hydronium H3O+ sont en excès.

  4. En utilisant le graphe, préciser le réactif limitant. calculer la quantité de matière initiale des ions iodures dans chaque prélèvement. Déduire la concentration molaire de l’eau oxygénée et des ions iodures dans le mélange. Calculer alors C1 et C2.

Exercice 3 :

A la date t = 0, on réalise, à une température 1, le mélange de V1 = 60 mL d’une solution S1 de peroxodisulfate de potassium de concentration molaire C1 et V2 = 40 mL d’une solution S2 d’iodure de potassium de concentration molaire C2. La réaction d’oxydoréduction qui se produit est totale et a pour équation : 2I- + S2O82- I2 + 2 SO4 2-

On prélève, à différentes dates t, des volumes V = 10 mL de ce mélange, que l’on refroidit dans l’eau glacée. Dans chaque prélèvement on dose la quantité de diiode I2 formée par une solution de thiosulfate de sodium (2 Na + + S2O3 2- ) de concentration C3 = 0,010 mol.L- 1. La réaction de dosage, rapide et totale est la suivante : I2 + 2 S2O3 2- 2 I - + S4O6 2-

Les résultats des dosages nous ont permis de tracer la courbe de variation du nombre de mole des ions iodures en fonction du temps n(I-) = f(t) ( voir fig 1).

  1. En utilisant le graphe, préciser le réactif limitant.

2-Dresser le tableau d’avancement de cette réaction en utilisant comme quantité de matière initiale d’ions iodures I: n0 (I-) et comme quantité de matière initiale d’ions S2O82- : n0(S2O82-)

3- A partir du graphe :

a- Déterminer n0 (I-) et déduire n0(S2O82-). Calculer [S2O82-]0 et [I-]0 concentrations molaires initiales respectives des ions S2O82- et I- dans le prélèvement . En déduire C1 et C.

b- Déterminer le nombre de mole de diiode formé à la date t1 = 20 minutes. Quel est le volume de thiosulfate de potassium versé à cet instant.





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