Utilisation dans les réactions chimiques | Physique-Chimie Seconde | 10 Exercices corrigés

Concepts & Exercices

\(aA + bB \rightarrow cC + dD\)

Coefficients stoechiométriques

Conservation

Matière conservée

Nombre d'atomes constant

Quantité de matière

n = m/M

Relation masse et masse molaire

Stoechiométrie

Rapports de quantités

Coefficients dans l'équation

2H₂ + O₂

→

2H₂O

⚖️

Conservation : Le nombre d'atomes est conservé dans une réaction chimique.

🔢

Stoechiométrie : Les coefficients indiquent les rapports de quantités de matière.

🔄

Réactif limitant : Celui qui est entièrement consommé, limitant la réaction.

🔍

Bilan : Tableau d'avancement pour suivre l'évolution de la réaction.

🎯

Conseil : Équilibrer l'équation avant tout calcul

🔍

Attention : Les coefficients sont des rapports de moles

⚡

Astuce : Utiliser le tableau d'avancement pour suivre la réaction

📋

Méthode : Identifier le réactif limitant en premier

Exercice 1

Calculer la quantité de matière de H₂O formée à partir de 2 mol de H₂

Exercice 2

Déterminer la masse d'eau produite à partir de 4 g de H₂

Exercice 3

Identifier le réactif limitant dans 2H₂ + O₂ → 2H₂O avec 3 mol H₂ et 1 mol O₂

Exercice 4

Calculer la quantité de O₂ nécessaire pour réagir avec 5 mol de H₂

Exercice 5

Combien de molécules d'eau sont produites à partir de 1 mol de O₂ ?

Exercice 6

Calculer la masse de NaCl produite dans Na + Cl₂ → NaCl avec 23 g de Na

Exercice 7

Équilibrer l'équation C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O et calculer les rapports

Exercice 8

Calculer la quantité de CO₂ produite à partir de 1 mol de C₃H₈

Exercice 9

Déterminer la masse de CO₂ produite à partir de 44 g de C₃H₈

Exercice 10

Calculer le rendement d'une réaction si 18 g d'eau sont obtenus au lieu de 36 g théoriques

Corrigé : Exercices 1 à 5

1 Quantité de H₂O à partir de 2 mol de H₂

Définition :

Équation de la réaction : 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Méthode :

Identifier l'équation équilibrée
Repérer les coefficients stoechiométriques
Établir le rapport de quantités de matière
Appliquer la proportion

Étape 1 : Équation équilibrée

2H₂ + O₂ → 2H₂O

Étape 2 : Coefficients stoechiométriques

2 mol H₂ réagissent avec 1 mol O₂ pour former 2 mol H₂O

Étape 3 : Rapport de quantités

2 mol H₂ → 2 mol H₂O

Donc 1 mol H₂ → 1 mol H₂O

Étape 4 : Calcul pour 2 mol H₂

2 mol H₂ → 2 mol H₂O

Étape 5 : Vérification

Le coefficient de H₂ est 2, le coefficient de H₂O est 2

Le rapport H₂:H₂O est 1:1

Réponse finale :

À partir de 2 mol de H₂, on forme 2 mol de H₂O

Règles appliquées :

• Stoechiométrie : Les coefficients donnent les rapports de moles

• Conservation : Le nombre d'atomes est conservé

• Proportion : 2H₂ → 2H₂O donc 1:1

2 Masse d'eau produite à partir de 4 g de H₂

Définition :

Calcul en plusieurs étapes : m(H₂) → n(H₂) → n(H₂O) → m(H₂O)

Étape 1 : Données

Masse de H₂ : m(H₂) = 4 g

M(H₂) = 2 g·mol⁻¹

M(H₂O) = 18 g·mol⁻¹

Étape 2 : Calcul de la quantité de H₂

n(H₂) = m(H₂) / M(H₂) = 4 / 2 = 2 mol

Étape 3 : Stoechiométrie

2H₂ + O₂ → 2H₂O

2 mol H₂ → 2 mol H₂O

Étape 4 : Calcul de la masse d'eau

m(H₂O) = n(H₂O) × M(H₂O) = 2 × 18 = 36 g

Étape 5 : Vérification

4 g de H₂ → 36 g de H₂O

Ratio massique H₂:H₂O = 4:36 = 1:9

Étape 6 : Conservation de la masse

Masse des réactifs = Masse des produits

4 g H₂ + 32 g O₂ = 36 g H₂O ✓

Réponse finale :

À partir de 4 g de H₂, on produit 36 g d'eau

Règles appliquées :

• Calcul en 3 étapes : m → n → m

• Conservation de la masse : Masse totale constante

• Stoechiométrie : Rapport 1:1 entre H₂ et H₂O

3 Réactif limitant dans 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Définition :

Réactif limitant : Celui qui est entièrement consommé en premier

Étape 1 : Données

Quantité initiale de H₂ : 3 mol

Quantité initiale de O₂ : 1 mol

Équation : 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Étape 2 : Rapport stoechiométrique

2 mol H₂ réagissent avec 1 mol O₂

Donc 1 mol O₂ réagit avec 2 mol H₂

Étape 3 : Calcul pour O₂

Avec 1 mol O₂, on peut réagir avec 2 mol H₂

On a 3 mol H₂ disponibles

Donc H₂ est en excès

Étape 4 : Calcul pour H₂

Avec 3 mol H₂, on a besoin de 3/2 = 1,5 mol O₂

On n'a que 1 mol O₂ disponible

Donc O₂ est limitant

Étape 5 : Conclusion

O₂ est le réactif limitant

Il ne reste que 3 - 2 = 1 mol H₂ en excès

Étape 6 : Produit formé

1 mol O₂ → 2 mol H₂O

Réponse finale :

O₂ est le réactif limitant, H₂ est en excès de 1 mol

Règles appliquées :

• Comparaison des rapports : n(H₂)/2 vs n(O₂)/1

• Réactif limitant : Celui qui donne la plus petite valeur

• Calcul de l'excès : Quantité initiale - quantité réagie

4 Quantité de O₂ pour réagir avec 5 mol de H₂

Définition :

Relation stoechiométrique : 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Étape 1 : Équation équilibrée

2H₂ + O₂ → 2H₂O

Étape 2 : Coefficients stoechiométriques

2 mol H₂ réagissent avec 1 mol O₂

Étape 3 : Rapport de quantités

n(H₂) / 2 = n(O₂) / 1

Donc n(O₂) = n(H₂) / 2

Étape 4 : Application numérique

n(O₂) = 5 / 2 = 2,5 mol

Étape 5 : Vérification

5 mol H₂ + 2,5 mol O₂ → 5 mol H₂O

Ratio H₂:O₂ = 5:2,5 = 2:1 ✓

Étape 6 : Calcul de la masse

m(O₂) = 2,5 × 32 = 80 g

Réponse finale :

Il faut 2,5 mol de O₂ pour réagir avec 5 mol de H₂

Règles appliquées :

• Proportion : n(O₂) = n(H₂) / 2

• Stoechiométrie : Rapport 2:1

• Vérification : Toujours contrôler les rapports

5 Molécules d'eau produites à partir de 1 mol de O₂

Définition :

Relation entre quantités et nombre d'entités : N = n × N_A

Étape 1 : Équation de la réaction

2H₂ + O₂ → 2H₂O

Étape 2 : Stoechiométrie

1 mol O₂ → 2 mol H₂O

Étape 3 : Calcul du nombre de molécules

N = n × N_A

N(H₂O) = 2 × 6,02×10²³ = 1,204×10²⁴ molécules

Étape 4 : Arrondi

N(H₂O) ≈ 1,2×10²⁴ molécules

Étape 5 : Vérification

1 mol O₂ → 2 mol H₂O → 1,2×10²⁴ molécules H₂O ✓

Étape 6 : Contexte

Nombre énorme de molécules produites

Réponse finale :

À partir de 1 mol de O₂, on produit 1,2×10²⁴ molécules d'eau

Règles appliquées :

• Stoechiométrie : 1 O₂ → 2 H₂O

• Nombre d'Avogadro : N = n × N_A

• Calcul avec puissances : Manipulation correcte

Corrigé : Exercices 6 à 10

6 Masse de NaCl produite à partir de 23 g de Na

Définition :

Équation équilibrée : 2Na + Cl₂ → 2NaCl

Étape 1 : Équation équilibrée

2Na + Cl₂ → 2NaCl

Étape 2 : Données

m(Na) = 23 g

M(Na) = 23 g·mol⁻¹

M(NaCl) = 58,5 g·mol⁻¹

Étape 3 : Calcul de la quantité de Na

n(Na) = m(Na) / M(Na) = 23 / 23 = 1 mol

Étape 4 : Stoechiométrie

2 mol Na → 2 mol NaCl

Donc 1 mol Na → 1 mol NaCl

Étape 5 : Calcul de la masse de NaCl

m(NaCl) = n(NaCl) × M(NaCl) = 1 × 58,5 = 58,5 g

Étape 6 : Vérification

23 g Na → 58,5 g NaCl

Ratio Na:NaCl = 23:58,5 = 1:2,54 ✓

Réponse finale :

À partir de 23 g de Na, on produit 58,5 g de NaCl

Règles appliquées :

• Équilibrage : Toujours équilibrer l'équation

• Stoechiométrie : 2Na → 2NaCl donc 1:1

• Calcul : m → n → m

7 Équilibrer C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Définition :

Conservation des atomes : Le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même des deux côtés

Étape 1 : Équation initiale

C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Étape 2 : Compter les atomes

Avant : 3C, 8H, 2O (dans O₂)

Après : 1C (dans CO₂), 2H (dans H₂O), 3O (1 dans CO₂ + 1 dans H₂O)

Étape 3 : Équilibrer le carbone

1 C₃H₈ → 3 CO₂ (pour avoir 3C des deux côtés)

Étape 4 : Équilibrer l'hydrogène

1 C₃H₈ → 4 H₂O (pour avoir 8H des deux côtés)

Étape 5 : Équilibrer l'oxygène

Après : 3 CO₂ + 4 H₂O → 3×2 + 4×1 = 10 O

Donc O₂ = 5 molécules (car 5×2 = 10)

Étape 6 : Équation équilibrée

C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Étape 7 : Vérification

Avant : 3C, 8H, 10O

Après : 3C, 8H, 10O ✓

Réponse finale :

L'équation équilibrée est : C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Règles appliquées :

• Conservation : Équilibrer C, H, puis O

• Vérification : Compter les atomes des deux côtés

• Ordre : Carbone, hydrogène, oxygène

8 Quantité de CO₂ produite à partir de 1 mol de C₃H₈

Définition :

Équation équilibrée : C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Étape 1 : Équation équilibrée

C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Étape 2 : Coefficients stoechiométriques

1 mol C₃H₈ → 3 mol CO₂

Étape 3 : Application

1 mol C₃H₈ → 3 mol CO₂

Étape 4 : Calcul du nombre de molécules

N(CO₂) = 3 × 6,02×10²³ = 1,806×10²⁴ molécules

Étape 5 : Calcul de la masse

M(CO₂) = 44 g·mol⁻¹

m(CO₂) = 3 × 44 = 132 g

Étape 6 : Vérification

1 mol C₃H₈ → 3 mol CO₂ → 132 g CO₂ ✓

Réponse finale :

À partir de 1 mol de C₃H₈, on produit 3 mol de CO₂

Règles appliquées :

• Stoechiométrie : Coefficient de C₃H₈:1, CO₂:3

• Rapport : 1:3

• Calculs : Quantité, nombre, masse

9 Masse de CO₂ produite à partir de 44 g de C₃H₈

Définition :

Calcul en plusieurs étapes : m(C₃H₈) → n(C₃H₈) → n(CO₂) → m(CO₂)

Étape 1 : Données

m(C₃H₈) = 44 g

M(C₃H₈) = 44 g·mol⁻¹ (C₃H₈: 3×12 + 8×1 = 44)

M(CO₂) = 44 g·mol⁻¹ (CO₂: 12 + 2×16 = 44)

Étape 2 : Calcul de la quantité de C₃H₈

n(C₃H₈) = m(C₃H₈) / M(C₃H₈) = 44 / 44 = 1 mol

Étape 3 : Équation équilibrée

C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Étape 4 : Stoechiométrie

1 mol C₃H₈ → 3 mol CO₂

Étape 5 : Calcul de la masse de CO₂

m(CO₂) = n(CO₂) × M(CO₂) = 3 × 44 = 132 g

Étape 6 : Vérification

44 g C₃H₈ → 132 g CO₂

Ratio C₃H₈:CO₂ = 44:132 = 1:3 (en moles) ✓

Réponse finale :

À partir de 44 g de C₃H₈, on produit 132 g de CO₂

Règles appliquées :

• Calcul en 3 étapes : m → n → m

• Stoechiométrie : 1 C₃H₈ → 3 CO₂

• Conservation : Masse totale conservée

10 Rendement d'une réaction

Définition :

Rendement : R = (masse obtenue / masse théorique) × 100%

Étape 1 : Données

Masse obtenue : 18 g d'eau

Masse théorique : 36 g d'eau

Étape 2 : Formule du rendement

R = (masse obtenue / masse théorique) × 100%

Étape 3 : Application numérique

R = (18 / 36) × 100% = 0,5 × 100% = 50%

Étape 4 : Interprétation

Le rendement est de 50%

Seule la moitié de la quantité théorique a été obtenue

Étape 5 : Causes possibles

Pertes lors de l'expérience

Réaction incomplète

Impuretés

Étape 6 : Généralisation

Rendement = (quantité obtenue / quantité théorique) × 100%

Réponse finale :

Le rendement de la réaction est de 50%

Règles appliquées :

• Formule : R = (obtenu/théorique) × 100%

• Interprétation : Valeur entre 0 et 100%

• Causes : Pertes, réaction incomplète

Utilisation dans les réactions chimiquesStoechiométrie et bilans réactionnels

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Stoechiométrie et bilans réactionnels