Exercices td réactivité chimique mip au 2020 2021 Réactivité

Exercices td réactivité chimique mip au 2020 2021 Réactivité

Télécharger PDF

Travaux dirigés en Réactivité Chimique – Série 1

Exercice 1

1- La densité d’un liquide est définie comme le rapport de la masse volumique du liquide à celle de l’eau, généralement exprimée à 4°C. Elle se calcule par la formule : d = ρ_liquide / ρ_eau où ρ_eau = 1 g/cm³ (ou 1000 g/L). 2- La densité de l’acide sulfurique concentré (d = 1,81) indique que cet acide est 1,81 fois plus dense que l’eau. Cela signifie que 1 mL de cette solution a une masse de 1,81 g. 3- La masse volumique (ρ) de l’acide sulfurique concentré est donnée par : ρ = d × ρ_eau - En g/mL : ρ = 1,81 g/mL - En g/cm³ : ρ = 1,81 g/cm³ - En mg/mL : ρ = 1810 mg/mL

Exercice 2

On dissout 10^-2 moles d’urée (masse molaire = 60 g/mol) dans 1 L d’eau. 1- La fraction molaire de l’urée est : x_urée = n_urée / (n_urée + n_eau) où n_eau = 1000 g / 18 g/mol ≈ 55,56 moles. 2- La fraction molaire de l’eau est : x_eau = n_eau / (n_urée + n_eau) 3- La molarité de l’urée est : C_urée = n_urée / V_solution = 10^-2 mol/L 4- La molarité de l’eau est : C_eau = n_eau / V_solution ≈ 55,56 mol/L 5- La molalité de l’urée est : m_urée = n_urée / m_eau (en kg) où m_eau = 1 kg.

Exercice 3

On dispose d’une solution d’acide HA à 0,1 mol/L et d’un volume V = 1 L. 1- Pour préparer 250 mL d’une solution à 0,01 mol/L, on utilise la formule : C₁ × V₁ = C₂ × V₂ où C₁ = 0,1 mol/L, V₂ = 250 mL, C₂ = 0,01 mol/L. 2- Pour un mélange de 50 mL de solution initiale (0,1 mol/L) et 125 mL de solution à 0,25 mol/L, on calcule la nouvelle concentration : C_mélange = (C₁ × V₁ + C₂ × V₂) / (V₁ + V₂)

Exercice 4

On prépare 100 mL d’une solution HCl de normalité 0,5 N à partir d’une solution commerciale de 36% de pureté, d = 1,18 et M = 36,5 g/mol. 1- La concentration molaire et la normalité de la solution commerciale sont calculées à partir de la densité et de la pureté. 2- Le volume à prélever de la solution concentrée pour obtenir une solution diluée de 0,5 N est déterminé par : N_commerciale × V_commerciale = N_diluée × V_diluée 3- Si on mélange 1 mL de solution concentrée avec 50 mL d’eau, on calcule la nouvelle concentration de HCl par : C_mélange = (C_commerciale × V_commerciale) / (V_commerciale + V_eau)

Exercice 5

1- La concentration molaire d’une solution aqueuse d’H₂SO₄ avec P = 60,65% en masse et ρ = 1,52 g/mL est calculée par : C = (P × ρ × 1000) / M où M = 98 g/mol (masse molaire de H₂SO₄). 2- Pour préparer 2 L d’une solution N/10, on utilise la relation : N × V = N/10 × V_finale 3- Pour obtenir une solution basique 0,09 N à partir d’une solution 0,15 N, on ajoute de l’eau en respectant : N_initiale × V_initiale = N_finale × (V_initiale + V_{eau ajoutée})

Exercice 6

1- La masse de NaCl (M_Na = 23 g/mol, M_Cl = 35,5 g/mol) nécessaire pour préparer 250 mL d’une solution 0,08 mol/L est calculée par : m = C × V × M 2- Le volume de solution initiale 0,12 mol/L à prélever pour obtenir 1,5 L d’une solution 0,05 mol/L est donné par : C₁ × V₁ = C₂ × V₂ 3- Pour une dissolution de 3,15 g de NaCl et 3,15 g de MgCl₂ (M_Mg = 24,3 g/mol) dans 250 mL d’eau, on calcule la concentration molaire de chaque ion (Na⁺, Cl^-, Mg²⁺).

Exercice 7

I – Réaction entre Al et S : 1- Équation chimique : 2 Al (s) + 3 S (s) ⇌ Al₂S₃ (s) 2- Pour 5 g d’Al et 7 g de S, on détermine le réactif limitant et les masses des produits formés. II – Réaction entre S et O₂ : 1- Équation chimique : S (s) + O₂ (g) ⇌ SO₂ (g) 2- Masse de S transformée dans 1 L de O₂ (P = 1 atm, T = 0°C, R = 0,082 L.atm.K^-1.mol^-1).

Travaux dirigés en Réactivité Chimique – Série 2

Exercice 1

Équilibre : N₂O₄ (g) ⇌ 2 NO₂ (g) 1- Constante K_c = 172 à 25°C. On introduit 2 moles de N₂O₄ et 5 moles de NO₂ dans un réacteur de 10 L. Calculer l’avancement à l’équilibre. 2- Nombre de moles de chaque constituant et total à l’équilibre.

Exercice 2

Synthèse de SO₃ : SO₂ (g) + ½ O₂ (g) ⇌ SO₃ (g) On met en présence 1 mole de SO₂ et 0,5 mole de O₂ (P = 1 atm, T = 850 K). Avec ξ = 0,768 moles, calculer les moles de chaque constituant et le total à l’équilibre.

Exercice 3

Dissociation du bromure de nitrosyle : 2 NOBr (g) ⇌ 2 NO (g) + Br₂ (g) α = 0,34 et n₀ = 2 moles. 1- Calculer les moles de chaque constituant et le total à l’équilibre. 2- Calculer le volume total à l’équilibre et en déduire K_c.

Exercice 4

Synthèse de l’ammoniac : N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇌ 2 NH₃ (g) 1- a) Calculer la variance du système et conclure. b) Donner l’expression de K_p et en déduire K_x. c) Exprimer les pressions partielles en fonction de α, puis K_p en fonction de α. d) À 450°C, α = 0,5, calculer K_p et ΔG° (R = 2 cal.mol^-1.K^-1, PT = 300 atm). 2- Influence de ΔH = -22 kcal/mol sur l’équilibre : a) Augmentation de la température. b) Augmentation de la pression. c) Ajout de N₂ à T constante.

Exercice 5

Dissociation de l’éthylamine (C₂H₅NH₂) : C₂H₅NH₂ (g) ⇌ C₂H₄ (g) + NH₃ (g) À 500 K, pression initiale = 2 atm, pression à l’équilibre = 3,2 atm. 1- Équation de dissociation. 2- Calculer le coefficient de dissociation α. 3- Donner l’expression de K_p en fonction des pressions partielles et de α, puis sa valeur numérique.

Exercice 6

Réduction du CO₂ par le carbone : CO₂ (g) + C (s) ⇌ 2 CO (g) ΔG°₈₀₀ = 428,23 cal. 1- Donner l’expression de K_p en fonction de α et de la pression totale P. 2- a) Calculer K_p. b) Calculer α et les pressions partielles de CO₂ et CO à l’équilibre. c) Calculer la variance du système.

Travaux dirigés en Réactivité Chimique – Série 3

Exercice 1

Calculer le pH d’une solution d’acide sulfurique (H₂SO₄) de normalité 3,510^-3 N.

Exercice 2

Quel volume d’eau ajouter à 24 mL d’une solution de NaOH 0,3 mol/L pour obtenir un pH = 9,8 ?

Exercice 3

1- Équation de dissociation de l’acide acétique (CH₃COOH) : CH₃COOH ⇌ CH₃COO^- + H⁺ 2- Exprimer et calculer Ka (pKa = 4,75 à 25°C). 3- Tableau d’état initial et d’équilibre en fonction de C et α. 4- Relation entre [H⁺] et [CH₃COO^-] en fonction de C et α. 5- Exprimer Ka et [CH₃COO^-] en fonction de C et α. 6- Pour une concentration pas trop faible, que peut-on dire concernant [CH₃COOH] à l’équilibre par rapport à C ? 7- Calculer [H⁺] pour : a) C = 0,1 mol/L. b) C = 10^-4 mol/L. 8- Calculer Ka et pKa de l’acide formique (HCO₂H) avec un pourcentage d’ionisation de 1,3% dans une solution molaire. 9- Comparaison des pKa de l’acide acétique (4,75) et de l’acide monochloroacétique (2,86) : lequel est le plus fort ?

Exercice 4

Solution aqueuse 10^-3 N d’un monoacide faible HA. 1- Relations entre les diverses molarités en solution. 2- Dans l’hypothèse [H⁺] = 3[A^-], calculer numériquement le pH et la constante K du couple.

FAQ

1. Comment calculer la fraction molaire d’un soluté dans une solution ?

La fraction molaire d’un soluté se calcule par la formule : x_soluté = n_soluté / (n_soluté + n_solvant) où n_soluté est le nombre de moles du soluté et n_solvant est le nombre de moles du solvant.

2. Quelle est la différence entre molarité et molalité ?

La molarité (C) est le nombre de moles de soluté par litre de solution, tandis que la molalité (m) est le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant. - C = n_soluté / V_solution - m = n_soluté / m_solvant (en kg)

3. Comment déterminer le réactif limitant dans une réaction chimique ?

Pour déterminer le réactif limitant, on calcule les quantités de réactifs nécessaires pour réagir complètement en utilisant leurs masses molaires et les coefficients stœchiométriques de la réaction. Le réactif pour lequel la quantité disponible est inférieure à celle nécessaire est le réactif limitant.