Chapitre 3 Les propriétés chimiques des gaz 3.1 La réactivité chimique des gaz CHIMIE

(1)

CHIMIE

Chapitre 3 Les propriétés chimiques des gaz 3.1 La réactivité chimique des gaz

1. La réactivité chimique d’un gaz dépend:

– de la force d’attraction entre le noyau des atomes et les électrons de valence; – de la tendance des atomes à gagner ou à perdre des électrons;

– du bilan énergétique de la réaction chimique.

2. a) Ce symbole signifie : gaz comprimés. Il faut éviter de soumettre ces gaz à la chaleur, car cette dernière ferait augmenter leur pression, et il pourrait en résulter une explosion.

b) Ce symbole signifie : matières comburantes. Il faut éviter de mettre ces substances en présence de combustibles pour empêcher la combustion.

c) Ce symbole signifie : matières toxiques. Il faut éviter d'inhaler ces gaz en utilisant des détecteurs ou des masques de protection, par exemple.

3. a) Une propriété chimique.

b) Une propriété physique.

c) Une propriété physique.

d) Une propriété physique.

e) Une propriété chimique.

4. a) L’argon.

b) Le dioxygène.

c) Le fluor.

d) Le dichore.

e) Le dihydrogène.

f) L’azote (entre autres).

5. Gaz offrant

un milieu inerte Gaz comburant Gaz combustible

Hélium Difluor Dihydrogène Diazote Dioxygène Propane Néon Dichlore

Argon Ozone

6. Un gaz noble constitue un milieu inerte qui ne contient aucune substance susceptible de réagir chimiquement avec les autres substances présentes dans les ampoules, ce qui évite que les filaments s’enflamment.

(2)

3.1 La réactivité chimique des gaz (suite)

7. Le mélange de l’eau de Javel avec un acide ou un nettoyant à base d’ammoniac peut provoquer le dégagement d’un gaz très toxique, le dichlore.

8. Le chlore est très réactif à cause de sa structure. En effet, il ne lui manque qu’un seul électron pour combler sa dernière couche électronique. De plus, comme il n’a que 17 électrons distribués sur 3 couches électroniques, son noyau attire fortement les électrons, ce qui le rend très réactif.

9. L’ozone est un gaz très toxique.

10. Il reste toujours du gaz à l’intérieur des contenants, puisqu’il n’est pas possible de les vider complètement, à moins d’y aspirer le gaz. Sous l’effet de la chaleur, la pression du gaz augmente, ce qui peut causer l’explosion des contenants.

3.2 Les calculs stœchiométriques

11. a) Faux. Il n’y a pas conservation du volume gazeux au cours de la réaction.

Le volume d’ammoniac sera plutôt de 40 ml.

b) Vrai. Le rapport des volumes est de 1:3, soit 1 volume de diazote pour 3 volumes de dihydrogène.

c) Vrai. En effet, puisqu’il y a moins de molécules de gaz du côté des produits, le volume diminuera au fur et à mesure de la réaction.

d) Faux. Il n’y a pas conservation du volume, puisque ce dernier dépend du nombre de particules de gaz et qu’il n’y a pas conservation du nombre de moles entre les réactifs et les produits.

12. a) CH^4(g) +2 O2(g) 2 H2O(g) + CO2(g)

b) CH^4(g) + 2 O^2(g) 2 H²O(g) + CO^2(g) 3 L ? L

1 2

3 L 2 1 = 6 L

On obtient 6 L de vapeur d’eau.

(3)

3.2 Les calculs stœchiométriques (suite)

13. a) 2 C⁴H10(g) +13 O2(g) 8 CO2(g) +10 H2O(g)

b) 2 C⁴H10(g) + 13 O^2(g) 8 CO^2(g) + 10 H²O(g)

10,0 L ? L

2 13

10,0 L13

2 = 65,0 L Il faut 65,0 L de dioxygène.

14. C³H8(g) + 5 O^2(g) 3 CO^2(g) + 4 H²O(g)

? L 375 L

5 3

5375 L

3 = 625 L

Un volume de 625 L de dioxygène a été consommé.

15. 1. P^4(s) + 5 O^2(g) P⁴O10(s)

2. 1 mol 5 mol 1 mol

3. 123,88 g 160,00 g 283,88 g 112,0 L à TPN

4. ? L 25,0 g

5. 112,0 L 283,88 g

6. 112,0 L 25,0 g

283,88 g = 9,863 L 7. Il faut 9,86 L de dioxygène.

16. 1. 2 Na^(s) + 2 H²O(l) H^2(g) + 2 NaOH^(aq) 2. 2 mol 2 mol 1 mol 2 mol 3. 45,98 g 36,04 g 2,02 g 80,00 g

24,5 L à TAPN

4. ? g 50,0 L

5. 45,98 g 24,5 L 6. 45,98 g 50,0 L

24,5 L = 93,84 g 7. Il faut 93,8 g de sodium.

(4)

3.2 Les calculs stœchiométriques (suite)

17. 1. 2 K^(s) + 2 H²O(l) H^2(g) + 2 KOH^(aq)

2. 2 mol 2 mol 1 mol 2 mol

3. 78,20 g 36,04 g 2,02 g 112,22 g

22,4 L à TPN

4. ? g 49,0 L

5. 78,20 g 22,4 L

6. 78,20 g 49,0 L

22,4 L = 171,1 g 7. Il faut 171 g de potassium.

18. 1. CaO^(s) + CO^2(g) CaCO^3(s)

3. 56,08 g 44,01 g 100,09 g

24,5 L à TAPN

4. ? g 75,0 L

5. 56,08 g 24,5 L

6. 56,08 g75,0 L

24,5 L =171,7 g 7. Il faut 172 g de chaux.

19. a) 1. N^2(g) + 3 H^2(g) 2 NH^3(g)

3. 28,02 g 6,06 g 34,08 g

44,8 L à TPN

4. 45,0 g ? L

5. 28,02 g 44,8 L

6. 45,0 g 44,8 L

28,02 g = 71,95 L

7. Le volume d’ammoniac produit est de 72,0 L.

(5)

3.2 Les calculs stœchiométriques (suite)

b) 1. V² = ?

2. P1 = 101,3 kPa V1 = 72,0 L

T1 = 0 °C+273 = 273 K P2 = 35 500 kPa

T2 = 500 °C+273 = 773 K 3. P1V1

T1

= P2V2

T2

D’où V2 = P1V1T2

T1P2

4. V2 = 101,3 kPa 72,0 L773 K 273 K 35 500 kPa

= 0,582 L

5. Le volume d’ammoniac produit serait de 0,582 L.

20. Calcul du nombre de moles de gaz produits

1. N²H4(l) N^2(g) + 2 H^2(g)

3. 32,06 g 28,02 g 4,04 g

4. 100 g ? mol ? mol

5. 32,06 g 1 mol 2 mol

6. 100 g 3 mol

32,06 g = 9,357 mol

7. Il y a production de 9,357 mol de gaz.

Calcul de la pression 1. P = ?

2. V = 200 ml = 0,200 L n = 9,357 mol

T = 600 °C+ 273 = 873 K 3. PV = nRT

D’où P = nRT V

(6)

3.2 Les calculs stœchiométriques (suite)

4. P = 9,357 mol 8,314 kPa • L/mol • K 873 K 0,200 L

= 339 571 kPa

5. La pression sera d’environ 340 000 kPa.

Exercices sur l’ensemble du chapitre 3

21. a) Le diazote est un gaz qui offre un milieu inerte. Il aide à la conservation des croustilles.

b) Le dioxygène est un comburant, c’est-à-dire qu’il cause la combustion. Dans l’espace, il n’y a pas de dioxygène, alors il faut que la fusée en transporte une réserve pour la combustion du carburant.

c) L’ozone est un gaz toxique, ce qui permet de détruire les micro-organismes nuisibles.

22. a) B, C et E.

b) C

c) C

d) A, C et D.

23. a) 2 Na^(s) +Cl2(g) 2 NaCl(s)

b) Le dichlore joue le rôle de comburant. Il cause la combustion du sodium.

c) 1. 2 Na^(s) + Cl^2(g) 2 NaCl^(s)

3. 45,98 g 70,90 g 116,88 g 24,5 L à TAPN

4. ? L 20,0 g

5. 24,5 L 116,88 g

6. 24,5 L20,0 g

116,88 g = 4,19 L 7. Il faut 4,19 L de dichlore.

24. a) 2 CH^4(g) + 2 NH3(g) + 3 O2(g) 2 HCN(g) + 6 H2O(g)

b) 2 CH^4(g) + 2 NH^3(g) + 3 O^2(g) 2 HCN^(g) + 6 H²O(g)

10,0 L ? L

3 2

(7)

Exercices sur l’ensemble du chapitre 3 (suite)

210,0 L

3 = 6,67 L

On peut obtenir un volume de 6,67 L de HCN.

25. a) 1. Fe^(s) + H²SO4(aq) FeSO^4(aq) + H^2(g)

3. 55,85 g 98,09 g 151,92 g 2,02 g 24,5 L à TAPN

4. ? g 3,10 10⁶ L

5. 55,85 g 24,5 L

6. 55,85 g3,10 10⁶L

24,5 L = 7,06710⁶g 7. Il fallait 7,07 10⁶ g de fer.

b) Le dihydrogène est un gaz très réactif, tandis que l’hélium est un gaz très stable chimiquement. Il est donc plus sécuritaire d’utiliser de l’hélium que du dihydrogène.

26. a) 2 C¹²H26(l) +37 O2(g) 24 CO2(g) + 26 H2O(g)

b) 1. 2 C¹²H26(l) + 37 O^2(g) 24 CO^2(g) + 26 H²O(g)

3. 340,76 g 1184,00 g 1056,24 g 468,52 g

537,6 L

4. 510 g ? L

5. 340,76 g 537,6 L

6. 510 g 537,6 L

340,76 g = 804,6 L

7. Le volume de dioxyde de carbone produit est de 805 L.

c) 1. V² = ?

2. P1 = 101,3 kPa V1 = 805 L

T1 = 0 °C+273 = 273 K P2 = 70,0 kPa

T2 = 22,0 °C+ 273 = 251,0 K

(8)

Exercices sur l’ensemble du chapitre 3 (suite)

3. P1V1

T1

= P2V2

T2

D’où V2 = P1V1T2

T1P2

4. V2 = 101,3 kPa 805 L 251,0 K 273 K 70,0 kPa

= 1071,1 L

5. Le volume de dioxyde de carbone produit serait de 1070 L.

27. Voiture de Pierre

= m

V D’où m = V

m = 0,69 g/ ml 7500 ml = 5175 g

1. 2 C⁸H18(l) + 25 O^2(g) 16 CO^2(g) + 18 H²O(g)

3. 228,52 g 800,00 g 704,16 g 324,36 g

392 L à TAPN

4. 5175 g ? L

5. 228,52 g 392 L

6. 5175 g 392 L

228,52 g = 8877,12 L

7. La voiture de Pierre produit 8877 L de dioxyde de carbone.

Voiture de Marie

= m

V D’où m = V

m = 0,76 g/ ml 5000 ml = 3800 g

1. C¹²H24(g) + 18 O^2(g) 12 CO^2(g) + 12 H²O(g)

3. 168,36 g 576,00 g 528,12 g 216,24 g

294 L à TAPN

4. 3800 g ? L

(9)

Exercices sur l’ensemble du chapitre 3 (suite)

6. 3800 g 294 L

168,36 g = 6635,78 L

7. La voiture de Marie produit 6636 L de dioxyde de carbone.

La voiture de Marie produit donc un moins grand volume de dioxyde de carbone que celle de Pierre.

28. a) 1. C^(s) + O^2(g) CO^2(g)

3. 12,01 g 32,00 g 44,01 g

24,5 L à TAPN

4. 5,00 g ? L

5. 12,01 g 24,5 L

6. 5,00 g 24,5 L

12,01 g =10,2 L

7. Le volume du dioxygène est de 10,2 L.

Puisque le dioxygène représente 21% de l’air

% = VO2

VAir

100

D’où VAir = VO2

% 100 VAir = 10,2 L

21 100

= 48,57 L

Le volume minimal du contenant doit être de 48,6 L.

b) La pression ne variera pas puisqu’il y a le même nombre de molécules de dioxyde de carbone produit que de dioxygène consommé.

(10)

Défis

29. a) C³H8(g) + 5 O^2(g) 3 CO^2(g) + 4 H²O(g)

0,244 L ? L

1 5 0,244 L 5

1 =1,22 L

Puisque 1,250 L de O2 est disponible et que seul 1,22 L est nécessaire pour brûler complètement 0,244 L de propane, le dioxygène est en excès.

Le propane est donc le réactif limitant.

b) C³H8(g) + 5 O^2(g) 3 CO^2(g) + 4 H²O(g)

0,244 L ? L ? L

1 3 4 0,244 L3

1 = 0,732 L de CO2

0,244 L 4

1 = 0,976 L de H2O

Le volume de dioxyde de carbone sera de 0,732 L, tandis que celui de la vapeur d’eau sera de 0,976 L.

30. a) Le volume de l’atelier = 3,00 m3,00 m2,00 m =18,00 m³ Le dioxygène est présent à 21 % dans l’air.

VO2 = 21 %18,00 m³ = 3,78 m³ 3,78 m³ 1000 L/m³ = 3780 L

Il y a un volume de 3780 L de dioxygène dans l’atelier.

b) 1. C⁶H12O6(s) + 6 O^2(g) 6 CO^2(g) + 6 H²O(g)

2. 1 mol 6 mol 6 mol 6 mol 3. 180,18 g 192,00 g 264,06 g 108,12 g

4. ? L 1000 g

5. 147 L à TAPN 264,06 g 6. 147 L1000 g

264,06 g = 556,7 L

7. Lena a besoin de 557 L de dioxygène par jour.

(11)

Défis (suite)

c) = m

V D’où m = V

m = 0,69 g/ ml 1000 ml

= 690 g

1. 2 C⁸H18(l) + 25 O^2(g) 16 CO^2(g) + 18 H²O(g)

3. 228,52 g 800,00 g 704,16 g 324,36 g

612,5 L à TAPN

4. 690 g ? L

5. 228,52 g 612,5 L

6. 690 g 612,5 L

228,52 g = 1849 L

7. Le véhicule consomme du dioxygène à un rythme de 1849 L/h.

Calcul de la consommation de Lena 557 L/ jour

24 h/ jour = 23,2 L/h

Calcul de la consommation totale de dioxygène 1849 L/h+23,2 L/h =1872 L/h

Il y a une réserve de 3780 L de dioxygène dans l’atelier.

3780 L

1872 L /h = 2,02 h

Lena dispose d’une réserve de dioxygène pour environ 2,0 heures.