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Chimie 4sc5h - Exercices complémentaires : prérequis – nomenclature – diagramme de la mole – concentrations (C et 𝛄)
1. Prérequis
1.1. Dans l’expression « 3 H2O », le nombre 3 est un : a) exposant
b) indice
c) coefficient stœchiométrique
1.2. Dans la formule H2CO3, le nombre 3 est un : a) exposant
b) indice
c) coefficient stœchiométrique
1.3. Dans l’expression « 3 Na2SO4 », on compte a) 2 atomes de sodium
b) 3 atomes de sodium c) 6 atomes de sodium 1.4. Le nom de l’élément N est :
a) l’azote b) le nitrogène c) le néon
1.5. Quelle est la proposition dans laquelle tous les symboles sont écrits correctement ? a) Ac – Nb – au
b) F – Tc – Bi c) Cu – Cad – Co d) RA – Rh – Al
1.6. Voici une liste d’atomes, ions molécules : Na, Cl , H2O, Ca2+, O2, F, H, K+, KMnO4, Na+, C6H14, Cr.
Classe-les dans la colonne adéquate.
Atomes Molécules Ions
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2. Nomenclature
2.1. Indique la fonction chimique des composés suivants en cochant la case adéquate.
Pour les oxydes, précise s’il s’agit d’un oxyde métallique (MO) ou non-métallique (XO).
Acide Hydroxyde Sel Oxyde
HI Ca(OH)2
CO NaBr KMnO4
SO3
HClO
2.2. Complète le tableau en cochant la case adéquate et en complétant avec les noms du composé.
Acide binaire
Acide ternaire
Nom officiel Nom courant
H2SO4
HCl H2S HNO3
H2CO3
HBrO2
2.3. Écris la formule chimique des composés suivants : - Nitrite d’hydrogène :
- Bromure d’hydrogène : - Acide iodhydrique : - Hydroxyde d’aluminium : - Acide iodique :
- Acide chloreux :
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2.4. Nomme les composés chimiques suivants. Donne le nom officiel ET le nom courant, le cas échéant :
a) NaI : b) ZnS : c) CaCl2 : d) KBr : e) Al2(SO4)3 : f) AgNO3 : g) HI : h) NH4OH : i) P2O3 : j) ZnSO3 : k) KCN : l) KOH : m) HClO4 : n) Ba(OH)2 : o) NH4Cl : p) Fe(IO3)3 : q) MgF2 : r) Al2O3 : s) HIO : t) SO3 : u) Cl2O7 : v) NH4BrO3 :
4 w) HBrO2 :
x) CaO :
2.5. Donne la formule chimique des composés suivants : a) hydroxyde de fer (III) :
b) bromure de sodium :
c) hémipentoxyde de phosphore : d) acide phosphorique :
e) sulfure de zinc (II) :
f) perchlorate d’hydrogène : g) sulfate d’ammonium : h) acide sulfureux : i) oxyde de fer (II) : j) carbonate de calcium : k) oxyde de sodium : l) dioxyde de carbone : m) acide perbromique : n) hémioxyde d’azote : o) acide fluorhydrique : p) nitrate de cuivre (II) : q) hydroxyde de potassium : r) cyanure de mercure (II) :
s) hydrogénocarbonate de sodium : t) eau :
u) dioxyde de soufre :
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3. Pondération
Pondère les équations suivantes si besoin. Ensuite, réalise la lecture atomique et moléculaire en précisant le nom des différents composés chimiques. Si tu as le choix, utilise le nom officiel OU le nom courant.
Remarque : Souviens-toi : si le coefficient stœchiométrique est « 1 », on ne l’écrit pas !
Exemple : … H2 + …I2→ … HI Solution : H2 + I2 → 2 HI
⇒ Une molécule de dihydrogène et une molécule de diiode réagissent pour former deux molécules d’iodure d’hydrogène (ou d’acide iodhydrique).
3.1. ….. H2O + ….. SO3 → ….. H2SO4
3.2. ….. Al + ….. O2 → ….. Al2O3
3.3. ….. H2SO4 + ….. Mg → ….. MgSO4 + ….. H2
Pour les exercices suivants, pondère uniquement si besoin :
3.4. ….. Fe(OH)3 + ….. H2SO4 → ….. Fe2(SO4)3 + ….. H2O 3.5. ….. BaCl2 + ….. HNO3 → ….. Ba(NO3)2 + ….. HCl 3.6. ….. HNO3 + ….. K2S → ….. KNO3 + ….. H2S
3.7. ….. FeSO4 + ….. NaOH → ….. Fe(OH)2 + ….. Na2SO4
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4. Diagramme de la mole
Consigne : Indique TOUJOURS la ou les formules utilisées !!!!
4.1. Quel est le volume (CNTP) occupé par 1 kg de dioxyde de carbone ?
4.2. Quel est le nombre de molécules contenues dans 7,2 g d’eau ?
4.3. Un récipient contient 9,03.1024 molécules d’acide chlorhydrique.
a) Quel est le volume gazeux correspondant (CNTP) ?
b) Quelle est la masse d’acide chlorhydrique contenue dans ce récipient ?
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5. Concentrations massique et molaire
CONSIGNES :
- Pour les calculs, écris toujours les formules utilisées. N’oublie pas d’écrire ce que tu calcules ainsi que l’unité adéquate.
- Tu peux toujours t’aider d’internet lorsque tu n’es pas sur(e) d’une formule ou autre ! Par exemple : 1 cm3 = ….. mL ?
5.1. La concentration massique s’exprime dans les unités suivantes : a) g/L
b) mol.L-1 c) mol/kg d) g.L-1
5.2. La masse d’hydroxyde de sodium contenue dans 151 cm3 d’une solution 1 mol/L est :
a) 265 g b) 6,04 g c) 151 g d) 4,00 g
5.3. On désire préparer 200 mL de solution aqueuse de glucose dont la concentration massique vaut 56 g/L. La masse de glucose à dissoudre dans l’eau est de :
a) 11,2 g b) 11,2 g/L c) 11,2.103 g d) 1,12.103 g
5.4. Quelle est la masse d’acide phosphorique contenue dans 230 mL d’une solution d’acide phosphorique 1,5.10-2 mol.L-1 ?
5.5. Quelle masse de BaCl2 faut-il peser pour préparer 200 mL d’une solution à 1,5 mol/L ?
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5.6. Un préparateur dissout 200 mg de CaCl2 dans 600 mL d’eau. Calcule les concentrations molaire et massique de cette solution.
S’il ajoute 200 mL d’eau à la solution de départ, quelle sera sa concentration molaire ?
5.7. L’éosine est une espèce chimique colorée possédant des propriétés antiseptique et desséchante. La solution aqueuse utilisée a une concentration de 2,90.10-2 mol/L. La masse molaire de l’éosine est de 694 g/mol.
a) Quelle sera la masse d’éosine à dissoudre pour préparer 250 mL de solution ?
b) Quelle est la concentration massique de l’éosine dans la solution ?
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5.8. La notice d’une boîte d’aspirine 500 vitaminée indique qu’un comprimé contient 500 mg d’aspirine (acide acétylsalicylique C9H8O4) et 200 mg de vitamine C (acide ascorbique C6H8O6).
a) Détermine les masses molaires de l’aspirine et de la vitamine C.
b) Détermine les quantités de matières (= nombre de mole !) d’aspirine et d’acide ascorbique présentes dans 150 mL de solution obtenue par dissolution d’un comprimé dans un verre d’eau.
c) Détermine les concentrations molaires en aspirine et en vitamine C dans la solution envisagée au point b.
