En cours de transformation (t>0)
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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).
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.
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-).
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).
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 C2 . 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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A est le réactif ……….. et B est le réactif en ………….
