Exercices corrigés de chimie

Voici des des séries des exercices avec leurs corrections dont la sources et signalée  sous chaque exercices

Pour avoir la correction d’un exercices cliker sur (telecharger la correction)

Série des exercices sur la réaction chimique :

Exercice 1 :

1. Dans une masse m = 6,00 g de Fe , combien y-a-t-il de moles ? d’atomes ?

2. Calculer la masse de n = 1,52 mol de cuivre

3. Calculer la charge d’une mole d’électrons .

Exercice 2 :

Calculer les masses molaires des composés suivants :

a) H2SO4 b) Cu SO4

c) NaCl d) C5H12

Exercice 3 :

Equilibrer les réactions suivantes :

Na OH + H2 SO4 ¾¾® Na2 SO4 + H2O

Al + O2 ¾¾® Al2O3

C3 H8 + O2 ¾¾® CO2 + H2O

Ba (NO3)2 + H2 SO4 ¾¾® Ba SO4 + H NO3

Exercice 4 :

Une bouteille de propane (C3H8)contient m = 35,0 kg de gaz. On fait brûler la totalité du

gaz dans le dioxygène de l’air ; la combustion est complète : il se forme du dioxyde de

carbone et de l’eau. Calculer :

1. le volume de dioxygène nécessaire

2. le volume d’air correspondant (l’air contient 20% de dioxygène en volume)

3. la masse d’eau formée

4. le volume de dioxyde de carbone formé.

Exercice 5 :

On fait la combustion complète du gaz contenu dans une cartouche de butane (C4H10)

dans le dioxygène de l’air. Cette cartouche contient une masse de gaz m = 290 g .

Calculer :

1. le volume de dioxygène nécessaire

2. la masse d’eau formée

3. le volume de dioxyde de carbone formé.

Exercice 6 :

On fait brûler un ruban de magnésium de masse m = 1,00 g dans un flacon contenant

v = 160 cm3 de dioxygène.

1. Reste-t-il du magnésium ? Si oui, combien ?

2. Calculer la masse d’oxyde de magnésium formé.

Exercice 7 :

On chauffe m = 30,0 g de carbonate de calcium CaCO3 vers 900°C. La décomposition

donne du dioxyde de carbone et de la chaux vive (CaO) :

1. Ecrire l’équation de réaction

2. Calculer la masse de chaux vive obtenue

3. Calculer le volume de dioxyde de carbone formé.

On admettra, dans tous les exercices suivants, que la dissolution de composés dans l’eau se

fait sans changement de volume pour la solution

Exercice 8 :

On dissout m = 15,0 g de sulfate de cuivre Cu SO4 dans V = 250 mL d’eau . Calculer les

concentrations molaires des ions présents en solution.

Exercice 9 :

On dissout m = 10,0 g de sulfate de sodium Na2 SO4 dans V = 100 mL d’eau . Calculer

les concentrations molaires des ions présents en solution.

Exercice 10 :

1. On dissout un volume v = 5,00 L de chlorure d’hydrogène gazeux HCl dans un

volume V = 1,00 L d’eau. Il se forme des ions oxonium et des ions chlorure.

Calculer :

1.1. les molarités de tous les ions présents.

1.2. le pH de la solution.

2. On prend un volume v1 = 20,0 mL de la solution précédente et on complète à

v2 = 500 mL avec de l’eau pure .

Calculer :

2.1. les nouvelles concentrations molaires

2.2. la nouvelle valeur du pH .

Exercice 11 :

On dissout m = 4,00 g d’hydroxyde de sodium NaHO dans V = 5,00 L d’eau . Calculer

les concentrations molaires de tous les ions présents en solution et le pH .

Exercice 12 :

On dipose d’une solution de soude ( Na + + HO – ) de concentration de pH = 12.

1. Calculer :

1.1.la concentration des ions oxonium

1.2. la concentration des ions hydroxyde

2. On veut diluer cette solution pour obtenir une solution à pH = 11. Pour cela on prend un

volume v1 = 50 mL de la soution concentré et on ajoute de l’eau. Quel volume d’eau

faut-il ajouter ?

Exercice 13 :

On dissout m1 = 17,6 g de chlorure de sodium et m2 = 83,2 g de chlorure de baryum dans

V = 2,00 L d’eau.

Calculer les concentrations molaires des ions présents.

On écrira chaque dissolution séparément.

Exercice 14 :

On mélange : v1 = 20 mL d’acide chlorhydrique (H+

aq,Cl–) de molarité c1 = 1,2.10–2 mol.L–1

avec v2 = 50 mL d’acide nitrique (H+

aq,NO3

–) de molarité c2 = 8,0.10–3 mol.L–1 et

v3 = 30 mL d’acide cyanhydrique (H+

aq,CN–) de molarité c3 = 1,2.10–2 mol.L–1 .

Calculer le pH de la solution ainsi obtenue.

La source de cette série :  claude.jeuch.free.fr

Pour télécharger la série sous forme de PDF cliker ici

POUR TELECHARGER LA CORRECTION  CLIKER ICI

Série des exercices sur les échanges thermique avec sa correction :

DONNEES :

Chaleurs massiques : eau : 4185 J.kg-1.K-1

cuivre : 395 J.kg-1.K-1

laiton : 376 J.kg-1.K-1

Chaleur latente de fusion de la glace : 330 kJ/kg

Chaleur latente de vaporisation de l’eau : 2,26.103 kJ/kg

EXERCICE 1 :

1. Calculer la quantité de chaleur nécessaire pour élever de 20°C à 80°C une masse égale à 1 tonne

d’eau.

2. Si cette énergie calorifique pouvait être transformée en énergie potentielle de pesanteur, à quelle

altitude z pourrait-on soulever cette tonne d’eau ?

EXERCICE 2 :

 Un réchaud électrique possède une puissance P = 1000 W . Il sert à chauffer un volume

V = 1 L d’eau de 14°C à l’ébullition. Sachant que 60% de la chaleur dégagée par le réchaud est

emmagasinée par l’eau, calculer la durée du chauffage.

EXERCICE 3 :

Quelle masse m de glace pourrait-on faire fondre si on pouvait transformer intégralement

en chaleur l’énergie potentielle d’une masse m’ = 300 kg située à l’altitude z = 5 m ?

EXERCICE 4 :

A une masse m1 = 100 g d’eau à q1 = 10°C on ajoute une masse m2 = 60 g d’eau à

q2 = 55°C .Calculer la température finale du mélange.

EXERCICE 5 :

Dans un calorimètre de capacité calorifique Ccal = 125 J/K et contenant une masse

m1 = 200 g d’eau à q1 = 30°C , on introduit une masse mg de glaçons à qg = 0°C . La température

finale vaut qf = 5°C .

Calculer mg .

EXERCICE 6 :

Un calorimètre contient une masse m1 = 95 g d’eau à q1 = 20°C . On ajoute une masse

d’eau m2 = 100 g d’eau à q2 = 50°C .

1. Si on néglige l’intervention du calorimètre , calculer la température finale qf .

2. En réalité la température finale vaut qf‘= 31,3°C . Calculer la valeur en eau μ .

EXERCICE 7 :

 1. Dans un calorimètre, à la température ambiante qa = 15,5°C on verse une masse d’eau

me = 90 g d’eau à qe = 25°C . La température d’équilibre vaut q1 = 24,5°C . Calculer la valeur en eau μ

du calorimètre.

2. Immédiatement après, on plonge dans l'eau du calorimètre une masse platine mp = 100 g à qp =

104°C . La nouvelle température d’équilibre q2 = 27,7°C . Calculer la chaleur massique du platine.

3. Dans la foulée, on ajoute une masse m = 23 g d’eau à la température ambiante qa . Calculer la

température finale q3 .

EXERCICE:

 Dans un calorimètre en cuivre de masse mc = 100 g et qui contient une masse d’eau

me = 200 g à qe = 4°C , on introduit une masse m1 = 300 g de cuivre à q1 = - 20°C.

1. On agite pour atteindre l'équilibre thermique : calculer la température finale qf .

2. Montrer que si le cuivre introduit est à la température q2 = - 50°C , une partie de l’eau congèle .

Calculer la masse de glace formée mg .

EXERCICE:

 dans l’enceinte adiabatique d’un calorimètre à la température qc = 15°C , on introduit un

bloc de cuivre de masse m1 = 200 g à la température q1 = 100°C . La température finale vaut

qf = 20°C .

1. Calculer la capacité calorifique Ccal du calorimètre .

2. On introduit d’autre part, dans une expérience similaire, une masse m2 = 100 g d’alliage pris à

q2 = 100°C . La température finale est la même . Calculer la chaleur massique de l’alliage .

EXERCICE:

Une masse me = 200 g d’eau à qe = 20°C se trouve dans un calorimètre de capacité

calorifique Ccal = 140 J/K .

1. On introduit une masse m1 = 30 g de glaçons à q1 = 0°C .Calculer la température finale qf .

2. On introduit une masse supplémentaire m2 = 50 g de glaçons. Répondre à la même question .

EXERCICE:

 La combustion d’une mole de butane libère 2860 kJ . Calculer le pouvoir calorifique du

butane PC , exprimé en kJ/kg .

EXERCICE:

Calculer le rendement h d’un moteur à explosion de puissance P = 35 ch DIN.

(1ch = 736 W). Ce moteur consomme 12 L d’essence par heure.

L’essence possède les caractéristiques : - densité : d = 0,70 - pouvoir calorifique : PC = 55 kJ/g

EXERCICE 13 :

Une chaudière a un rendement h = 60% . Le foyer est alimenté par du charbon (carbone)

de pouvoir combustible PC = 33,4 kJ/g . Ce foyer chauffe un réservoir d’eau de volume V = 1000 L

pour amener l’eau de 20°C à 90°C .

1. A l’aide d’un schéma annoté, expliquer la signification du rendement h .

2. Calculer la masse m de charbon utilisé.

EXERCICE 14 :

 pour mesurer le pouvoir calorifique PC d’un combustible solide, on place 1 g de ce

solide dans un récipient A hermétiquement clos et contenant assez de dioxygène pour faire sa

combustion totale. Le récipient A est placé dans un calorimètre . On réalise , dans les mêmes conditions

expérimentales, deux expériences successives :

1. On brûle m = 1 g de naphtalène (PC = 40 500 kJ/kg) , et on note la température du

calorimètre : avant la combustion : q0 = 18,3 °C et après la combustion : q1 = 21,4 °C

Déduire de cette expérience la capacité calorifique C du calorimètre + récipient .

2. On brûle m = 1 g de houille, de pouvoir calorifique inconnu PC’ , et on note la température

du calorimètre : avant la combustion : q0 = 18,3 °C et après la combustion : q2 = 20,8 °C

Déterminer l’expression littérale de PC’ , puis faire l’application numérique.

EXERCICE 15 :

 dans un calorimètre en laiton, de masse 200 g , contenant 482 g d’eau à 16°C , on fait

arriver un courant de vapeur d’eau à 100°C . Au bout de quelques minutes, on coupe l’arrivée de

vapeur d’eau. Le thermomètre indique alors une température finale de 30,6 °C . La masse totale du

calorimètre et de l’eau, en fin d’expérience, est de 694 g .

Calculer, à partir de cette expérience, la chaleur latente de vaporisation de l’eau à 100°C .

EXERCICE 16 :

 un calorimètre contient 478 g d’un mélange d’eau et de glace à 0°C .

La capacité calorifique du calorimètre vaut Ccal = 92 J/K .

On envoie dans ce calorimètre de la vapeur d’eau , à 100°C sous la pression normale . Lorsque la

masse du calorimètre a augmenté de 21 g , la température finale est de 12°C .

Déduire, de cette expérience, la masse initiale de glace mg .

La source de cette série :  claude.jeuch.free.fr

Pour télécharger la série sous forme de pdf cliker ici

POUR TELECHARGER LA CORRECTION  CLIKER ICI 

Série des exercices sur acide base (soulution aqueuse et pH) :

EXERCICE 1 :

On dissout dans 500 cm3 d'eau une masse m1 = 15,4 g de sulfate de cuivre et une masse

m2 = 31 g de sulfate de fer III - Calculer les molarités des différents ions présents (la

dissolution se fait sans variation appréciable du volume de la solution).

EXERCICE 2 :

Calculer le pH des solutions suivantes :

[H3O+] 10–1 moL.L–1 1,5.10–2 moL.L–1 4,5.10–4 moL.L–1

[HO –] 10–2 moL.L–1 3,2.10–5 moL.L–1 10–4,3 moL.L–1

EXERCICE 3 :

Calculer les concentrations molaires [H3O+] et [HO –] dans les solutions suivantes :

1.) pH = 1,3 2.) pH = 4,2

3.) pH = 8,5 4.) pH = 11,6

EXERCICE 4 :

On veut préparer une solution déci-molaire d'acide chlorhydrique. Quel volume v de

chlorure d’hydrogène gazeux faut-il dissoudre dans V = 150 cm3 d'eau. (On se place

dans les conditions normales de température et de pression : volume molaire des gaz

Vm = 22,4 L.mol–1).

EXERCICE 5 :

On dispose d'une solution acide à pH = 2 . On veut préparer un volume Vf = 5 L de

solution à pH = 4.

1.) la solution de départ est-elle acide , basique ou neutre ?

2.) Calculer le rapport de dilution

3.) En déduire le volume Vi de solution initiale qu’il a fallu prendre

EXERCICE 6 :

On a dissous une masse m d’hydroxyde de sodium ( NaHO) dans un volume

v = 250 mL d’eau . Le pH

obtenu vaut pH = 11,2 . Calculer m .

EXERCICE 7 :

On obtient 1 L de solution en mélangeant :

·  0,2 L de solution décimolaire de chlorure de calcium ( Ca2+ + 2Cl– )

·  0,4 L de solution décimolaire de chlorure de sodium ( Na+ + Cl– )

·  0,2 L de solution centimolaire d’acide chlorhydrique ( H3O+ + Cl– )

·  On complète à 1 L avec de l’eau.

1.) calculer les concentrations de tous les ions présents

2.) calculer le pH de cette solution.

EXERCICE 8 :

Le thiosulfate de sodium cristallisé est un solide blanc de formule Na2S2O3 , 5 H2O . On

dissout une masse m = 4,96 g de ce composé dans une fiole jaugée de 200 mL et on

complète jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée.

1.) Calculer la concentration de la solution ainsi préparée

2.) Ecrire l’équation de dissolution

3.) En déduire les concentrations des ions Na+ et S2O3

2– présents dans la solution.

4.) Avec la solution ainsi obtenue, on souhaite préparer 100 mL de solution de

thiosulfate de sodium à 10–2 mol.L–1 . Décrire la méthode utilisée

La source de cette série :  claude.jeuch.free.fr

Pour télécharger la série sous forme de pdf cliker ici

POUR TELECHARGER LA CORRECTION CLIKER ICI 

Série des exercices sur acide base (acide fort, base forte) :

EXERCICE 1 :

On dissout un volume v = 1,2 L de chlorure d'hydrogène dans un

volume V = 0,5 L d'eau. (pas de variation de volume pendant la dissolution) . Calculer

le pH de la solution.

EXERCICE 2 :

une solution d'acide nitrique ([ HNO3]= 2.10–3 mol.L) a une valeur de

pH = 2,7 .

1. Montrer que l'acide est fort.

2. Ecrire son équation d'ionisation dans l'eau.

EXERCICE 3 :

dans un bécher, on mélange les solutions suivantes :

- acide chlorhydrique : v1 = 15 mL et c1 = 10-5 mol.L–1

- acide nitrique : v2 = 7,5 mL et c2 = 10-6 mol.L–1

- acide bromhydrique : v3 = 7,5 mL et c3 = 10-5 mol.L–1

- de l'eau distillée : v4 = 970 mL

1. Calculer la concentration de toutes les espèces chimiques présentes dans chaque acide

et dans la solution finale.

2. Calculer le pH de la solution.

3. Vérifier l’électroneutralité de la solution.

EXERCICE 4 :

 La mesure du pH de plusieurs solutions du même acide a donné les

résultats suivants :

Solution : A B C D

Concentration

(mol.L–1) : 5,0.10–2 4,0.10–2 3,0.10–2 2,0.10–2

pH :           1,3 1,4 1,5 1,7

1. Montrer que l'acide est fort (pour chacune des concentrations)

2. Les solutions sont celles de l'acide chlorhydrique. Comment pourraient-elles être

caractérisées ?

3. Calculer les concentrations de toutes les espèces de la solution A .

EXERCICE 5 :

 On dissout une masse m = 0,2 g d'hydroxyde de sodium dans un

volume V = 200 cm3 d'eau pure.

1. Ecrire l'équation bilan de la dissolution.

2. Décrire 2 expériences pouvant mettre en évidence la nature des ions présents dans la

solution.

3. Calculer le pH de la solution.

4. Quel volume d'eau faut-il ajouter à vi = 20 mL de la solution précédente pour obtenir

une solution à pH = 11 ?

EXERCICE 6 :

Une solution d'hydroxyde de potassium ([ KOH] = 5,0.10–4 mol.L–1) a

un pH = 10,7 .

1. Montrer qu'il s'agit d'une base forte.

2. Calculer la concentration de toutes les espèces chimiques présentes.

EXERCICE 7 :

 il faut verser un volume vb = 12 mL d'une solution de soude de

concentration cb = 5,0.10–2 mol.L–1 dans un volume va = 8 mL d'une solution d'acide

chlorhydrique pour atteindre l'équivalence.

1. Ecrire l’équation bilan de la réaction.

2. Calculer la concentration ca de la solution acide.

3. Calculer le volume v de chlorure d'hydrogène qu'il a fallu dissoudre dans un volume

V = 100 mL d'eau pour obtenir cette solution.

EXERCICE 8 :

 On veut préparer un volume V = 1 L de solution d'acide chlorhydrique

(c = 0,1 mol.L–1) à partir d'une solution concentrée à c' = 10 mol.L–1 .

1. Indiquer avec précision comment il faut procéder.

2. A un volume va = 2,0 mL de la solution acide à 0,1 mol.L–1 on ajoute un volume

vs = 100 mL d'une solution de soude de concentration cs = 10–2 mol.L–1 . Calculer le

pH de la solution finale.

EXERCICE 9 :

 Un bécher contient v1 = 10 cm3 de soude. On y ajoute progressivement

une solution d'acide chlorhydrique ( c2 = 10–3 mol.l–1) .Le saut de pH se fait pour un

volume d'acide versé v2 = 18 mL .

1. Donner l’allure de la courbe pH = f(v)

2. Déterminer la molarité c1 de la solution initiale de soude.

3. Vers quelle valeur tend le pH de la solution finale ?

4. Calculer la masse m de chlorure de sodium se trouvant dans la solution à

l'équivalence. Cette masse augmente-t-elle après l'équivalence ?

EXERCICE 10 :

 On verse dans va = 200 cm3 d'acide chlorhydrique une solution de

soude (cb = 0,5 mol/L). On mesure le pH en fonction du volume vb de soude versé.

vb (cm3) 0 1,0 2,0 2,5 3,0 4,0 4,5 4,9 5,0 5,1 5,5 6,0 6,0 10,0 12,0

pH 1,9 2,0 2,1 2,2 2,3 2,6 2,9 3,6 5,1 10,3 11,0 11,3 11,6 11,8 11,9

1. Tracer la courbe pH = f (vb) : 1 cm pour 1 unité pH et 2 cm pour 1 cm3

2. Déterminer le point d'équivalence par la méthode des tangentes. Quel est le pH à l’équivalence ?

3. En déduire la concentration ca de la solution d'acide.

4. Calculer les diverses concentrations pour vb = 3 cm3

EXERCICE 11 :

 un volume vb = 50,0 mL d'hydroxyde de calcium (considérée comme

base forte) est dosé par l'acide nitrique (acide fort) de conentration ca = 9.10–2 mol.L–1 .

L'équivalence est obtenue pour va = 12,0 mL .

1. Ecrire l’équation de la réaction acide – base.

2. En déduire la concentration cb de l'hydroxyde de calcium.

3. Calculer le pH de la base de départ ainsi que le pH de l’acide utilisé pour faire ce

dosage.

4. Calculer la masse m de nitrate de calcium formé.

La source de cette série :  claude.jeuch.free.fr

Pour télécharger la série sous forme de pdf cliker ici

POUR TELECHARGER LA CORRECTION CLIKER ICI 

Série des exercices sur acide faible, base faible :

EXERCICE 1 :

1. Donner la définition d’un acide, d’une base.

2. Définir un couple acide/base

3. Donner les formules chimiques des bases conjuguées des acides suivants :

a) H-COOH b) C6H5-COOH c) HCN

d) HF e) HNO2 f) H2PO4

—

4. Donner les formules chimiques des acides conjugués des bases suivantes :

a) C2H5-NH2 b) OH — c) ion sulfure S2—

d) H2O e) CH2Cl-COO— f) H2PO4

—

EXERCICE 2 :

Écrire les réactions d’ionisation avec l’eau des acides suivants :

1. Acide propanoïque (faible) 2. Acide nitrique (fort)

3. Acide méthanoïque (faible) 4. L’ion hydrogénocarbonate HCO3

— (faible)

EXERCICE 3 :

Écrire les réactions d’ionisation avec l’eau des bases suivantes :

1. Méthylamine (faible) 2. Potasse KOH (forte)

3. L’ion ethanoate CH3-COO—(faible) 4. L’ion hydrogénocarbonate HCO3

— (faible)

EXERCICE :

Une solution aqueuse d’un acide HA , de molarité c = 10—3 mol.L—1 , possède une valeur

mesurée au pH-mètre : pH = 4,5 .

1. L’acide est-il fort ou faible ? Justifier

2. Écrire la réaction d’ionisation avec l’eau ?

3. Calculer les concentrations de toutes les espèces présentes en solution .

4. En déduire le degré d’ionisation, c’est à dire le pourcentage de molécules qui se sont

ionisées au contact de l’eau en calculant le rapport entre la concentration de la base

conjuguée et la concentration c .

EXERCICE 5 :

On dissoud un volume v = 2,24 L de gaz ammoniac NH3 dans V = 0,5 L d’eau .

1. Ecrire l’équation de dissolution sachant que l’ammoniac est une base et calculer la concentration c de la solution d’ammoniaque.

2. On mesure le pH et on trouve : pH = 11,25 .

2.1. La base est-elle forte ou faible ?

2.2. Calculer la concentration de toutes les espèces chimiques présentes et en

déduire le degré d’ionisation de la solution .

EXERCICE 6 :

Écrire l’équation de la réaction acide-base et donner l’allure de la courbe pH = f(v)

1. Éthylamine (faible) + acide chlorhydrique (fort)

2. Éthanoïque (faible) + solution potasse (KOH base forte)

3. Acide chlorhydrique + solution de soude (forte)

4. Solution NH3 (faible) + acide nitrique (fort)

La source de cette série :  claude.jeuch.free.fr

Pour télécharger la série sous forme de pdf cliker ici

POUR TELECHARGER LA CORRECTION CLIKER ICI 

Série des exercices sur les réactions d’oxydoréduction :

EXERCICE 1 :

On dispose des produits suivants : fil d’argent, lame de fer, solution aqueuse de

nitrate d’argent et de nitrate de fer II

1.) Si l’on plonge la lame de fer dans la solution de nitrate d’argent, que se passe-t-il ? Expliquer.

Justifier.

2.)Comment peut-on réaliser une pile redox avec les produits indiqués ci-dessus ?

2.1. Calculer la f.é.m. E de cette pile.

2.2. Cette pile débitant un courant dans le circuit extérieur à la pile, préciser :

·  les bilans des équations aux électrodes,

·  le sens de circulation du courant et de tous les porteurs de charge.

·  Expliquer ce que deviennent les concentrations [Ag+ ] et [ Fe2+]

EXERCICE 2 :

 On plonge une lame de cuivre dans une solution aqueuse de nitrate d’argent (cette

solution est titrée à 20 g . L–1 ). Quelle est la masse d’argent m qui apparaît sur le cuivre en excès, si

on utilise un volume v = 10 mL de solution ?

EXERCICE 3 :

Soient les couples Ag+ / Ag et Pb2+ / Pb

1.) Ecrire les demi-équations définissant ces couples redox.

2.) Faire un schéma de la pile réalisée en utilisant les espèces chimiques de ces couples. Indiquer les

bornes de la pile, le sens conventionnel du courant à l’extérieur, le sens de déplacement de tous les

porteurs de charge, et donner la f.é.m. E de la pile.

3.) Ecrire le bilan chimique de la pile lorsqu’elle débite.

EXERCICE 4 :

 Une pile dont le pôle négatif est le zinc consomme du zinc lorsqu’elle est traversée

par un courant d’intensité I .

1.) Quelle masse de zinc m se trouve ionisée lorsque auront passé n = 10–2 mol d’électrons dans le

circuit ?

2.) L’intensité du courant étant I = 1 A, combien de temps la pile a-t-elle fonctionné ?

EXERCICE 5 :

On plonge une lame de fer dans un volume V = 150 mL d’une solution demi-molaire

de sulfate de cuivre.

1.) Quelle est la masse m de cuivre déposé quand la totalité des ions Cu2+ ont disparu ?

2.) Quelle est la perte de masse m’ subie par la lame de fer ?

EXERCICE 6 :

On attaque une masse m = 2 g de zinc par une solution d’acide chlorhydrique en

excès. Calculer :

1. Le volume de dihydrogène libéré sachant que le volume molaire dans les conditions de

l’expérience vaut Vm = 25 L.mol–1 .

2. la masse m’ de chlorure de zinc formé.

EXERCICE 7 :

On attaque une masse m = 0,2 g de fer par un volume V = 100 mL d’une solution

d’acide fort à pH = 1 .

1.) Y-a-t-il disparition totale du métal ?

2.) Quel est le volume v de gaz obtenu. si dans les conditions de l’expérience le volume molaire

vaut Vm = 24 L.mol–1 .

EXERCICE 8 :

 dans un demi-litre de solution de chlorure de cuivre II, on immerge une plaque d’étain

(Sn) . Après un certain temps, la solution est complètement décolorée et un dépôt rouge couvre la

plaque. La plaque a perdu une masse m = 55 mg .

1.) Expliquer le pourquoi d’un telle réaction et écrire l’équation bilan de la réaction.

2.) Calculer la masse m’ du dépôt de cuivre

3.) Quelle était la concentration initiale c de la solution de chlorure de cuivre II ?

La source de cette série :  claude.jeuch.free.fr

Pour télécharger la série sous forme de pdf cliker ici

POUR TÉLÉCHARGER LA CORRECTION CLIKER ICI