Réactions chimiques

Réactions chimiques.

Exercice I.

On fait réagir de la limaille de fer, de formule Fe, avec du soufre, de formule S, en poudre. On fait réagir de la limaille de fer, de formule Fe, avec du soufre, de formule S, en poudre.On obtient du sulfure de fer, de formule brute FeS. On veut que la réaction se fasse dans les proportions stoechiométriques.

I.1. Quelle est la composition massique centésimale du mélange initial ?

I.2. Si l’ on part de 50 g de fer, quelle masse de soufre faut-il utiliser ?

I.3. Quelle masse de sulfure de fer obtient-on ?

Exercice II.

On fait réagir de la limaille de fer, de formule Fe, avec du soufre, de formule S, en poudre.

II.1. Ecrire la réaction chimique qui a lieu, sachant qu’ il se forme du sulfure de fer (II), de formule brute FeS. La réaction est totale et se poursuit jusqu’ à épuisement d’ un des deux réactifs au moins.

II.2. Quel mélange, dont la composition est exprimée en moles, faut-il réaliser pour qu’ on se place dans les proportions stoechiométriques, c’ est à dire en tenant compte des coefficients des deux réactifs ? Plusieurs réponses sont possibles.

II.3. Quel mélange, dont la composition est exprimée en masse, faut-il réaliser pour qu’ on se place dans les proportions stoechiométriques ? Plusieurs réponses sont possibles.

II.4.On part de proportions qui ne sont pas stoechiométriques. La masse initiale de fer est égale à 3,50 g. La masse initiale de soufre est égale à 4,50 g.

Exprimer, en quantité de matière (nombre de moles), la quantité de chacun des deux réactifs au départ.

II.5. Ecrire l’ avancement de la réaction à un instant t quelconque.

II.6. Ecrire l’ avancement final de la réaction à l’ instant t = infini.

II.7. Déduire des données lequel des deux réactifs, soit le fer, soit le soufre, disparaîtra en fin de réaction.

II.8. Déduire la composition finale du système. On exprimera cette composition en nombre de moles puis en masse de produit formé, ainsi qu’ en masse de réactif restant.

Exercice III.

On fait réagir de la limaille d’ aluminium, de formule Al, avec du soufre en poudre, de formule S.

III.1.Ecrire la réaction chimique qui a lieu, sachant qu’ on obtient du trisulfure de dialuminium, ou sulfure d’ aluminium (III), ou sulfure d’ aluminium, de formule brute Al₂S₃.
III.2. On part de 5,00 g d’ aluminium et de 7,00 g de soufre. Donner la composition finale du milieu, en nombre de moles et en masse. On s’ inspirera de la résolution de l’ exercice précedent pour répondre.

Il ya au moins deux façons différentes de présenter les résultats.

Exercice IV.

IV.1. Ecrire la réaction chimique entre le soufre, symbole S, et le dioxygène, de formule O₂, sachant qu’ on obtient du dioxyde de soufre, gazeux, de formule SO₂.

IV.2. Quelle masse de soufre peut-on faire brûler dans un litre de dioxygène (volume mesuré dans les CNTP) ?

Exercice V.

On réalise la combustion d’ un gramme de soufre dans 2,00 L d’ air (volume mesuré dans les CNTP).

V.1. Quelle est la composition finale du milieu (en nombre de moles, ainsi qu’ en masse) une fois la combustion terminée ?

Exercice VI.

On fait réagir de la limaille d’ aluminium, de formule Al, avec du gaz dioxygène, de formule O₂.

VI.1. Ecrire la réaction chimique qui se produit, sachant qu’ il se forme de l’ alumine, ou trioxyde de dialuminium, ou oxyde d’ aluminium (III), ou oxyde d’ aluminium, de formule Al₂O₃.

VI.2. On part de 5,50 g d’ aluminium et de 5,00 L de dioxygène (volume mesuré dans les CNTP).

Donner la composition du système final en nombre de moles et en masse (pour les solides) et en volume (pour les gaz). Il y a plusieurs façons de présenter les résultats.

VI.2. b. On peut prendre aussi comme valeurs numériques 50 g d' aluminium en poudre et 15,0 L de dioxygène (volume mesuré dans les CNTP).

Exercice VII.

On dispose de 15 g de métal sodium, Na.
On veut faire réagir ce métal avec du gaz dichlore afin d' obtenir du chlorure de sodium solide.
On veut obtenir une masse de 2,12 g de chlorure de sodium, NaCl, solide.
Quel volume de dichlore, mesuré dans les CNTP, doit-on utiliser?

Exercice VIII.

Dans 100 mL d' une solution de chlorure de fer (II), Fe²⁺ + 2 Cl^-, on verse 5 mL d' une solution d' hydroxyde de sodium, Na⁺ + OH^-, de concentration égale à 0,003 mol.L^-1.
Tous les ions Fe (II) de la solution précipitent.
Quelle est la réaction chimique de précipitation?
Quelle masse de précipité obtient-on?

Données.

Masses molaires des éléments chimiques, exprimées en g.mol^-1.

H: 1.
N: 14.

O: 16.
Na: 23.

Al : 27.

S : 32.
Cl: 35,5.

Fe : 56.

Volume molaire des gaz, exprimé dans les conditions normales de température et de pression : P = 1013 hPa, T = 273 K : 22,4 L.

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