Exercices calcul stoechiométrique.

Exercices calcul stoechiométrique.
1. La décomposition thermique du chlorate de potassium solide (KClO3) est une méthode de
laboratoire pour produire de l’oxygène. En plus de l’oxygène (O2), elle produit du chlorure de
potassium (KCl) solide.
a) Ecrivez l’équation pondérée qui correspond à cette opération.
b) Combien de moles d’oxygène gazeux peuvent être produites si on traite thermiquement 0,50
moles de KClO3(s) ?
c) Quelle masse d’oxygène gazeux peut être obtenue à partir de 30,6 g de KClO3 solide ?
2. Le propane (C3H8) est un hydrocarbure gazeux qu’on vend en bonbonnes pour alimenter les
cuisinières à gaz ou les appareils de chauffage. Les produits de combustion sont CO2(g) et H2O(l).
Ecrivez l’équation pondérée de combustion.
a) Quelle masse d’oxygène est consommée lors de la combustion de 75 g de propane ?
b) Quelles masses de CO2 et de H2O seront alors produites ?
Rép. : 272,7 g - 225,1 g et 122,8 g
3. Dans le procédé de purification du nickel, le nickel tétracarbonyle volatil, Ni(CO)4 est obtenu
suivant : Ni(s) + 4 CO(g)  Ni(CO)4(g)
Quel volume de CO est utilisé pour traiter 1 kg de nickel ?
Quel sera le volume de Ni(CO)4 ? Tous les volumes de gaz sont mesurés suivant les conditions
CNTP.
4. L’eau de Javel est une solution aqueuse d’hypochlorite et de chlorure de sodium (NaClO, NaCl)
qui est utilisée comme décolorant et comme désinfectant. On la prépare par réaction du chlore
dans une solution de NaOH :
Cl2(g) + 2 NaOH(aq)  NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
Quel volume de chlore gazeux (CNTP) doit-on mettre en œuvre pour réagir avec 3 litres d’une
solution contenant 1200 g NaOH ?
5. Le zinc réagit avec l’acide chlorhydrique aqueux suivant :
Zn (s) + 2 HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Calculez la masse de zinc qui peut réagir avec une solution de HCl renfermant 10,95 g de cet acide.
Réponse : 9,75 g
6. Quelle masse d’ammoniac gazeux peut-on espérer produire à partir de 8,50 g d’hydrogène
gazeux en présence d’un excès d’azote gazeux ? Quelle masse d’azote gazeux sera transformée ?
Equation de formation de l’ammoniac : N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Réponse : 48,17 g - 39,67 g
7. Le soufre, lorsqu’il est finement pulvérisé, s’enflamme dans une atmosphère de fluor et
donne lieu à la formation d’hexafluorure de soufre :
S (s) + 3 F2 (g)  SF6 (g)
a) Quelle masse de SF6 (g) peut-on obtenir à partir de 5,00 g de soufre ?
b) Quelle masse de fluor sera alors consommée ?
Réponse : 22,81 g - 17,81 g
8. Le phosphore régit directement avec le sodium, ce qui donne naissance à du phosphure de
sodium :
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3 Na (s) + P(s)  Na3P(s)
Quelle masse de phosphure de sodium peut-on espérer obtenir si on convertit 10,0 g de sodium ?
Réponse : 14,49 g
Exercices avec réactifs en excès et en défaut.
9. Quand on fait chauffer un mélange d'argent métallique et de soufre, il y a formation de
sulfure d'argent : 2 Ag(s) + S(s)  Ag2S(S).
Déterminez la masse de sulfure d'argent produite ainsi que la masse du réactif restant quand on
engage 2,00 g d'argent et 2,00 g de soufre.
Réponses : n (Ag) = 2,00 g / 107,87 g/mol = 18,5 mmol
n (S) = 2,00 g / 32,064 g/mol = 62,4 mmol
réactif en défaut : Ag car 18,5 / 2 < 62,4 mmol
masse de Ag2S : (18,5 mmol / 2) x 247,8 g/mol = 2,30 g
n (S en excès) = 62,4 mmol - (18,5 mmol / 2) = 53,15 mmol
m (S en excès) = 53,15 mmol x 32,064 g/mol = 1,70 g
10. Le mercure et le brome réagissent l'un avec l'autre pour produire du bromure de
mercure (II) :
Hg (1) + Br2 (l)  HgBr2 (s)
a) Quelle masse de HgBr2 produira la réaction de 10 g de Hg et 9 g de Br2 ? Calculez la masse du
réactif en excès.
b) Quelle masse de HgBr2 produira une réaction entre 5 mL de mercure (masse volumique = 13,6
g/mL) et 5 mL de brome (masse volumique = 3,10 g/mL) ?
Réponses : a) n (Hg) = 10 g / 200,6 g/mol = 49,85 mmol
n (Br2) = 9 g / 159,82 g/mol = 56,31 mmol
Le brome est en excès.
m (HgBr2) = 49,85 mmol x 360,41 g/mol = 17,97 g
n (Br2 inchangé) = 56,31 mmol - 49,85 mmol = 6,46 mmol
m (Br2 inchangé) = 6,46 mmol x 159,82 g = 1,03 g
b) m (Hg) = 5 mL x 13,6 g/mL = 68 g
n (Hg) = 68 g / 200,6 g/mol = 0,339 mol
m (Br2) = 5 mL x 3,10 g/mL = 15,5 g
n (Br2) = 15,5 g / 159,82 g/mol = 0,097 mol
Le brome est en défaut.
m (HgBr2) = 0,097 mol x 360,41 g/mol = 34,95 g
11. Le tétrachlorure de silicium, qui est un liquide incolore à température ordinaire, s'obtient
en chauffant un mélange de dioxyde de silicium et de carbone dans un courant de chlore
sec :
SiO2(s) + 2 C(s) + 2 Cl2(g)  SiCl4(l) + 2 CO(g)
En supposant que le rendement atteint 90,7 %, quelle masse de SiCl4 peut-on préparer partir de
300 g de SiO2 et de 50 g de C ?
Réponse : M.M. : (SiO2) = 60,08 g/mol - (C) = 12,011 g/mol - (SiCl4) = 169,90 g/mol
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n (SiO2) = 300 g / 60,08 g / mol = 4,993 mol
n (C) = 50 g / 12,011 g/ mol = 4,163 mol
détermination du réactif en défaut : 4,993 /1 > 4,163/2
C est le réactif en défaut
2 n (C) = n(SiCl4)
m (SiCl4 à 100 %) = (4,163 mol / 2) x 169,90 g/mol = 353,65 g
m (SiCl4 à 90,7 %) = 353,65 g x 0,907 = 320,76 g
12. En présence d'un excès de chlore gazeux, on fait réagir 0,473 g de phosphore. On
recueille 2,12 g de pentachlorure de phosphore suivant l'équation :
2 P(s) + 5 Cl2 (g)  2 PC15(s)
Quel est le rendement de cette réaction ?
Réponse : M.M. (P) = 30,97 g/mol - M.M. (PCl5) = 208,24 g/mol
n (P) = 0,473 g / 30,97 g /mol = 15,28 mmol n(P) = n (PCl5)
masse théorique de PCl5 = 15,28 mmol x 208,24 g/mol = 3,182 g
rendement = (2,12 g / 3,182 g ) x 100 = 66,6 %
13. L'antimoine s'obtient en faisant réagir l'oxyde d'antimoine (III), Sb4O6, avec du carbone
suivant :
Sb4O6(S) + 6 C(s)  4 Sb(s) + 6 CO(g)
Sachant qu'en engageant 600 g de Sb4O6 en présence de carbone en excès, on a obtenu 490 g de
Sb, calculez le rendement de la réaction en %.
Réponse : M.M. Sb4O6 = 583 g/mol
n (Sb4O6) = 600 g /583 g/mol = 1,029 mol
n (Sb4O6) = 4 n (Sb)
1,029 mol (Sb4O6) = 4,116 mol (Sb)
m (Sb) = 4,116 mol x 121,75 g/mol = 501 g
rendement = (490 g / 501 g) x 100 = 97,8 %
14. La réaction de l'éthane (C2H6), un hydrocarbure gazeux que nous retrouverons en chimie
organique, avec le chlore en présence de lumière comme énergie d'activation donne
principalement du chlorure d'éthyle (C2H5Cl) comme produit principal à côté de l'acide
chlorhydrique (HCl). Mais la réaction fournit également d'autres produits mineurs,
notamment C2H4Cl2, C2H3Cl3, etc. Il va sans dire que l'apparition de ces produits
secondaires diminue le rendement de la réaction. Calculez le rendement en chlorure de
méthyle si la réaction de 300 g d'éthane avec 650 g de chlore a donné naissance à 490 g
de C2H5Cl.
Réponses : Equation : C2H6(g) + Cl2(g)  C2H5Cl(g) + HCl(g)
n (éthane) : 300 g / 30 g/mol = 10 mol
n (Cl2): 650 g / 71 g/mol = 9,17 mol
n (C2H5Cl théorique) : 9,17 mol x 64,5 g/mol = 591,5 g
rendement : (490 g / 591,5 g ) x l00 = 82,9 %
Concentration exercices supplémentaires
Exercice 1 : Préparation d’une solution d’éosine
L’éosine est une espèce chimique colorée possédant des propriétés antiseptique et desséchante.
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La solution aqueuse utilisée a une concentration de c = 2,90.10-2 mol/.L
a) Quelle est la quantité d’éosine à dissoudre dans de l’eau distillée pour préparer 250,0 mL de
solution ?
b) Quelle est la masse d’éosine correspondante ?
c) Décrire avec précision, en s’aidant de schémas, la préparation de cette solution
d) Quelle est le titre massique δ de l’éosine dans cette solution
Données : M(éosine) =693,6g/mol
Correction :
a) Quantité à dissoudre : n
c =n/vsol donc n = c.vsol
Application numérique :
vsol= 250,0 mL =2,500.10-1L
c = 2,90.10-2 mol.L-1
n = 2,90.10-2×2,500.10-1
n =7,25.10-3mol
b) Masse d’éosine à dissoudre
M =m/n donc m = M.n
Application numérique :
n= 7,25.10-1mol
M=693,6 g/mol
m = 7,25.10-3×693,6=5028,6.10-3
m= 5,03 g
c) Méthode :
- peser le plus précisément 50,3g d’éosine
- transvaser l’éosine dans une fiole jaugée de 250mL, Rincer la coupelle et l’entonnoir puis
récupérer les eaux de rinçage dans la fiole jaugée
- ajouter de l’eau distillée au ¾ du volume de la fiole
- agiter pour dissoudre le solide
- compléter avec de l’eau distillée et ajuster le niveau au trait de jauge
- agiter pour homogénéiser vérifier si le niveau est correct sinon le compléter.
d) Titre massique δ de la solution obtenu
δ = c.M
Application numérique
c =2,90.10-2mol.L-1
M= 693,6 g.mol-1
δ = 2,90.10-2× 693.6=2011.44.10-2
δ = 20,1 g.L-1
Exercice 2 : Préparation d’une solution alcoolique de phénolphtaléine
La phénolphtaléine est un indicateur coloré acido-basique de formule C20H14O4
Elle est utilisée en solution dans l’éthanol à la concentration c=1,3.10–3mol.L-1
a) quel est le solvant de cette solution
b) quelle quantité de phénolphtaléine doit être utilisée pour préparer 250mL de cette solution
alcoolique
c) quelle est la masse de phénolphtaléine correspondante
Correction :
a) Nature du solvant
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Le solvant dans ce cas est l’éthanol
b) Quantité de phénolphtaléine à dissoudre
c=n/vsol donc n = c.vsol
Application numérique
c=1,3.10 –3mol..L-1
vsol =250 mL = 2,50.10-1L
n= 1,3.10 –3×2,50.10-1
n=3,3.10-4mol
c) Masse de phénolphtaléine correspondante
M = m/n donc m =n.M
application numérique
M = 20.MC+14.MH+4.MO
M= 20×12,0+14×1,0+4×16,0
M(C20H14O4)=318,0 g.mol-1
Masse à peser :
m= 3,3.10-4×318,0
m=1,0.10–1g
Exercice 3 : préparation d’une solution par dilution
On prélève un volume v0 = 20,0mL d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre II de concentration
c0=5,0.10-2 mol.L-1
Ce volume est introduit dans une fiole jaugée de 500mL, on complète avec de l’eau distillée
jusqu’au trait de jauge, puis on homogénéise
a) Comment prélève t on le volume v0 de la solution mère.
b) Quelle est la concentration de la solution fille ?
On définit le facteur de dilution F comme étant le rapport entre la concentration de la solution
mère par la concentration de la solution fille
c) Calculer le facteur de dilution F effectué.
Correction :
a) Pour prélever le volume v0 de solution mère on utilise une pipette jaugée et plus rarement une
colonne graduée (car le prélèvement est moins précis)
b) Concentration de la solution fille
On sait que la concentration de la solution fille c1 et celle de la solution mère c0 sont reliée par la
relation de dilution
c0.v0= c1.v1 où v0 et v1 désignent respectivement le volume de solution mère prélevé et le volume
final de la solution fille
c1= (c0.v0)/v1
application numérique
c0= 5,0.10-2mol.L-1
v0= 20,0 mL = 20,0.10-3L
v1= 500 mL = 500.10-3L
c1 = (5,0.10−2×20,0.10−3)/500.10−3
c1= (5,0×20,0) .10-2 /500
c1=2,0.10-3 mol.L-1
c) Calcul du facteur de dilution F
On rappelle que F = c0/c1 = 5,010−2/2,0.10−3 =25
On peut aussi calculer F =c0/c1 = v1/v0 = 500.10−3/20.10−3 = 25
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Exercice 4: Dilution d’une solution d’antiseptique
Le Ramet de Dalibour est une solution contenant, entre autres, du sulfate de cuivre II à la
concentration de c1=6,3.10-3mol.L-1 et du sulfate de zinc à la concentration c2 = 2,17.10-2 mol.L-1
En dermatologie, elle est utilisée pure ou diluée 2 fois.
a) Dans ce dernier cas quel est la valeur du facteur de dilution ?
b) Quelles sont alors les concentrations en sulfate de cuivre II et en sulfate de zinc de la solution
diluée ?
c) Décrire la préparation par dilution d’un volume v’= 100mL de cette solution diluée.
Correction :
a) Valeur du facteur de dilution
F= 2
b) Concentration en sulfate de cuivre de la solution diluée
F=c1/c’1 =c2/c’2 = 2
c) Concentration en sulfate de cuivre II de la solution diluée
c’1= c1/2 =6,3.10−3/2 = 3,1.10-3 mol.L-1
c’2= c2/2 =2,17.10−2/2 =1,1.10-2 mol.L-1
d) Si on souhaite préparer un volume v’ de cette solution diluée il faudra prélever un volume v de
la solution initiale
Or F = c1/c’1 =c2/c’2 = v’/v
v’/v = 2
v= v'/2
On prélèvera donc à l’aide d’une pipette jaugée ou graduée le volume v de solution initiale que
l’on
transvasera dans une fiole jaugée de volume v’ = 2.v .On ajoutera de l’eau distillée et ajustera le
niveau sur le trait de jauge de la fiole jaugée après agitation pour homogénéiser la solution on
réajustera le niveau si nécessaire
Exercice 5: Soluté de Tarnier
Un laborantin dispose d’une solution de Lugol de concentration c0 ,= 4,10.10.-2 mol.L-1 en diiode
Il souhaite préparer un volume v = 100 mL de solution de tarnier c'est-à-dire d’une solution de
diiode de concentration c = 5,90.10-3 mol.L-1
a) Déterminer le volume v0 de solution de Lugol qu’il doit prélever.
b) Décrire à l’aide de schéma la manière dont il doit procéder et la verrerie nécessaire
Correction :
a) Volume v0 de solution de Lugol à prélever
La relation de dilution permet d’écrire
c0.v0= c.v d’où v0=c.v/c0
v0= 5,90.10−3×100.10−3/4,10.10−2 = 5.9*100/4.10=14,410.-4L soit 14,4 mL
b) On prélève donc un volume v0 =14,4 mL à la pipette graduée que l’on transvase dans une fiole
jaugée de 100 mL. On ajoute de l’eau distillée au trois quart du volume de la fiole on agite puis on
complète avec de l’eau distillé jusqu’au trait de jauge . On agite pour homogénéiser et on
complète le niveau si nécessaire
Exercice 6: Soluté de Tarnier
Le degré alcoolique du vin est donnée par la valeur du volume exprimé en mL d’éthanol pur
C2H6O présent dans 100mL de ce vin( ce qui représente le pourcentage en volume d’éthanol que
contient ce vin) Une bouteille de vin blanc à 12° a une contenance de 75 cL.
a) Déterminer le volume d’éthanol pur présent dans cette bouteille de vin
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b) Sachant que la densité de l’éthanol pur est d=0,79 en déduire sa masse volumique ρ
c) Calculer la masse d’éthanol que renferme cette bouteille
d) En déduire la quantité d’éthanol que renferme cette bouteille
e) Calculer la concentration molaire d’éthanol de ce vin
Données : On rappelle que la masse volumique de l’eau ρeau =1,0 g.L
Correction :
a) Volume v’ d’éthanol pur présent dans la bouteille
v’ =12/100×v
v’ = 12/100×75 = 9,0 cL
b) Masse volumique de l’éthanol
On sait que d = ρ / ρeau
ρ =d.ρeau
ρ = 0,79×1,0 =0,79 g.mL-1
c) Masse d’éthanol pur présent dans la bouteille
m’ = ρ.v’
v’= 9,0.10-2L=90mL
m’ = 0,79×90=71,1 g
d) Quantité d’éthanol pur présent n
n’ = m'/M(C2H6O)
M(C2H6O)=46,0 g.mol-1
n’ = 71/46,0 = 1,5 mol
e) Concentration molaire en éthanol du vin
c’=n'/vsol = 1,5/75.10−2
c’ =2,06 mol.L-1
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