Retravailler · Physique-chimie Première

Suivi de l’évolution d’un système chimique

10 exercices progressifs, des bases jusqu’au niveau attendu, avec une correction détaillée.

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Retravailler : Suivi de l’évolution d’un système chimique

Kit de remédiation

Prénom : ……………………………Date : ……………………Score : ……… / 10

Exercice 1
Rappel : la quantité de matière n (en mol) se calcule avec n = , où m est la masse (en g) et M la masse molaire (en g·mol⁻¹).
Calcule la quantité de matière contenue dans 36 g d’eau (M = 18 g·mol⁻¹).
Écris tes calculs :
Réponse : ……………… mol
Exercice 2
Rappel : la masse molaire d’une molécule est la somme des masses molaires des atomes qui la composent.
Calcule la masse molaire du dioxyde de carbone CO₂. Données : M(C) = 12,0 g·mol⁻¹ ; M(O) = 16,0 g·mol⁻¹.
Écris tes calculs :
Réponse : ……………… g·mol⁻¹
Exercice 3
Rappel : pour une espèce dissoute, n = c × V, avec c en mol·L⁻¹ et V en litres.
On dispose de 250 mL d’une solution de concentration c = 0,10 mol·L⁻¹. Calcule la quantité de soluté, en mmol.
Écris tes calculs :
Réponse : ……………… mmol
Exercice 4
Rappel : loi de Beer-Lambert, A = k × c. L’absorbance A n’a pas d’unité ; k se lit sur la droite d’étalonnage.
Pour une espèce colorée, k = 0,50 L·mmol⁻¹. Une solution a une absorbance A = 0,35. Calcule sa concentration, en mmol·L⁻¹.
Écris tes calculs :
Réponse : ……………… mmol·L⁻¹
Exercice 5 — Relie chaque élément de gauche à celui de droite.
Associe chaque mot du vocabulaire de l’oxydoréduction à sa définition.
1. 1. Oxydant
2. 2. Réducteur
3. 3. Oxydation
4. 4. Réduction
- A. Espèce capable de capter des électrons
- B. Espèce capable de céder des électrons
- C. Gain d’électrons
- D. Perte d’électrons
Exercice 6 — Complète les trous.
Rappel : une demi-équation s’écrit Ox + n e⁻ = Red ; le nombre d’électrons sert à équilibrer les charges.
Complète avec le nombre d’électrons (en chiffres).
Couple Cu²⁺/Cu : Cu²⁺ + e⁻ = Cu. Couple Al³⁺/Al : Al³⁺ + e⁻ = Al. Couple Fe³⁺/Fe²⁺ : Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺.
Exercice 7 — Coche la bonne réponse.
On plonge un fil de cuivre dans une solution d’ions argent. Demi-équations : Ag⁺ + e⁻ = Ag et Cu²⁺ + 2 e⁻ = Cu.
Rappel : on multiplie les demi-équations pour que les électrons cédés et captés soient en même nombre ; ils ne figurent jamais dans l’équation finale.
Quelle est l’équation de la réaction entre le cuivre Cu et les ions argent Ag⁺ ?
- Cu + Ag⁺ → Cu²⁺ + Ag
- Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
- Cu²⁺ + 2 Ag → Cu + 2 Ag⁺
- Cu + 2 Ag⁺ + 2 e⁻ → Cu²⁺ + 2 Ag
Exercice 8 — Complète les trous.
On fait réagir 0,30 mol de zinc avec 0,20 mol d’ions cuivre(II) : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu (transformation totale).
Rappel : en cours de réaction, n(Zn) = 0,30 − x et n(Cu²⁺) = 0,20 − x. Complète (nombres décimaux, en mol).
Le zinc serait épuisé pour x = mol. Les ions cuivre(II) sont épuisés pour x = mol. Donc l’avancement maximal vaut mol et il reste mol de zinc à l’état final.
Exercice 9
On fait réagir 0,50 mol de dihydrogène avec 0,30 mol de dioxygène : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O (transformation totale).
Aide : compare les rapports (quantité initiale divisée par le nombre stœchiométrique) ; le plus petit donne x_max.
Quelle quantité de dioxygène reste-t-il à l’état final, en mol ?
Écris tes calculs :
Réponse : ……………… mol
Exercice 10
On titre V₁ = 20,0 mL d’une solution d’ions fer(II) par une solution de permanganate de concentration c₂ = 0,010 mol·L⁻¹. Réaction support : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O. La teinte violette persiste à partir de V_E = 15,0 mL.
Aide : à l’équivalence, n(Fe²⁺) = 5 × n(MnO₄⁻) versé.
Calcule la concentration c₁ en ions fer(II), en mmol·L⁻¹.
Écris tes calculs :
Réponse : ……………… mmol·L⁻¹

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Corrigé détaillé — pour les parents et les enseignants

Exercice 1
Réponse : 2 mol
On remplace m et M par leurs valeurs dans la relation n = . Les grammes se simplifient, il reste des moles.
1. n =
2. n = 2,0 mol
Exercice 2
Réponse : 44 g·mol⁻¹
La molécule CO₂ contient 1 atome de carbone et 2 atomes d’oxygène : on additionne leurs masses molaires.
1. M(CO₂) = M(C) + 2 × M(O)
2. M(CO₂) = 12,0 + 2 × 16,0 = 12,0 + 32,0
3. M(CO₂) = 44,0 g·mol⁻¹
Exercice 3
Réponse : 25 mmol
On convertit d’abord le volume en litres, on calcule n en mol, puis on convertit en mmol.
1. V = 250 mL = 0,250 L
2. n = c × V = 0,10 × 0,250 = 0,025 mol
3. n = 0,025 × 1 000 = 25 mmol
4. Piège : faire 0,10 × 250 = 25 « mol » serait une erreur d’unité de 1 000 !
Exercice 4
Réponse : 0,7 mmol·L⁻¹
On isole c dans la relation A = k × c : on divise les deux membres par k.
1. c =
2. c =
3. c = 0,70 mmol·L⁻¹
Exercice 5
Réponse : 1 → A · 2 → B · 3 → D · 4 → C
Moyen mnémotechnique : l’oxydant gagne des électrons, le réducteur les donne. Attention au piège : c’est le réducteur qui subit l’oxydation, et l’oxydant qui subit la réduction.
1. L’oxydant capte des électrons : il est réduit.
2. Le réducteur cède des électrons : il est oxydé.
3. Une demi-équation s’écrit toujours Ox + n e⁻ = Red.
Exercice 6
Réponse : 2 · 3 · 1
Chaque électron porte une charge −1. On ajoute autant d’électrons qu’il faut pour que la charge totale soit la même des deux côtés.
1. Cu²⁺ (charge +2) devient Cu (charge 0) : il faut 2 électrons.
2. Al³⁺ (charge +3) devient Al (charge 0) : il faut 3 électrons.
3. Fe³⁺ (charge +3) devient Fe²⁺ (charge +2) : il faut 1 électron.
Exercice 7
Réponse : Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
Le cuivre cède 2 électrons alors que chaque ion argent n’en capte qu’un : il faut donc 2 ions Ag⁺ pour un atome Cu.
1. Oxydation : Cu = Cu²⁺ + 2 e⁻ (× 1)
2. Réduction : Ag⁺ + e⁻ = Ag (× 2), soit 2 Ag⁺ + 2 e⁻ = 2 Ag
3. Somme : Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag (les 2 électrons s’éliminent).
4. La première proposition n’est pas équilibrée en charges (+1 à gauche, +2 à droite) ; la troisième part des produits ; la quatrième contient encore des électrons.
Exercice 8
Réponse : 0,30 · 0,20 · 0,20 · 0,10
L’avancement maximal est la plus petite des valeurs qui annulent la quantité d’un réactif : la réaction s’arrête dès qu’un réactif est épuisé.
1. 0,30 − x = 0 donne x = 0,30 mol.
2. 0,20 − x = 0 donne x = 0,20 mol.
3. La plus petite valeur est 0,20 mol : x_max = 0,20 mol, les ions Cu²⁺ sont le réactif limitant.
4. Zinc restant : 0,30 − 0,20 = 0,10 mol.
Exercice 9
Réponse : 0,05 mol
Les coefficients comptent : il faut 2 H₂ pour 1 O₂. On détermine x_max, puis on calcule ce qui reste du réactif en excès.
1. Rapport pour H₂ : = 0,25 mol.
2. Rapport pour O₂ : = 0,30 mol.
3. Le plus petit rapport est 0,25 : x_max = 0,25 mol et H₂ est limitant.
4. O₂ restant : 0,30 − 1 × 0,25 = 0,05 mol.
5. Eau formée : 2 × 0,25 = 0,50 mol.
Exercice 10
Réponse : 37,5 mmol·L⁻¹
À l’équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques : = . On calcule les ions permanganate versés, on en déduit les ions fer(II), puis leur concentration.
1. n(MnO₄⁻) = c₂ × V_E = 0,010 × 15,0 × 10⁻³ = 1,5 × 10⁻⁴ mol
2. n(Fe²⁺) = 5 × 1,5 × 10⁻⁴ = 7,5 × 10⁻⁴ mol
3. c₁ = = 3,75 × 10⁻² mol·L⁻¹
4. c₁ = 37,5 mmol·L⁻¹
5. Piège : oublier le coefficient 5 donnerait une concentration 5 fois trop petite.

Ces exercices reprennent pas à pas les outils de la chimie des transformations : quantité de matière, concentration, absorbance, oxydoréduction, tableau d’avancement et titrage. Chaque énoncé rappelle la formule ou la méthode utile. Lis chaque correction en entier, même quand tu as juste : c’est là que se trouvent les méthodes. Tu peux recommencer autant de fois que tu veux.

Exercices corrigés : 0 / 10

Exercice 1 sur 10
Calcul
Rappel : la quantité de matière n (en mol) se calcule avec n = , où m est la masse (en g) et M la masse molaire (en g·mol⁻¹).
Calcule la quantité de matière contenue dans 36 g d’eau (M = 18 g·mol⁻¹).
Ta réponsemol
Exercice 2 sur 10
Calcul
Rappel : la masse molaire d’une molécule est la somme des masses molaires des atomes qui la composent.
Calcule la masse molaire du dioxyde de carbone CO₂. Données : M(C) = 12,0 g·mol⁻¹ ; M(O) = 16,0 g·mol⁻¹.
Ta réponseg·mol⁻¹
Exercice 3 sur 10
Calcul
Rappel : pour une espèce dissoute, n = c × V, avec c en mol·L⁻¹ et V en litres.
On dispose de 250 mL d’une solution de concentration c = 0,10 mol·L⁻¹. Calcule la quantité de soluté, en mmol.
Ta réponsemmol
Exercice 4 sur 10
Calcul
Rappel : loi de Beer-Lambert, A = k × c. L’absorbance A n’a pas d’unité ; k se lit sur la droite d’étalonnage.
Pour une espèce colorée, k = 0,50 L·mmol⁻¹. Une solution a une absorbance A = 0,35. Calcule sa concentration, en mmol·L⁻¹.
Ta réponsemmol·L⁻¹
Exercice 5 sur 10
Association
Associe chaque mot du vocabulaire de l’oxydoréduction à sa définition.
- Oxydant
- Réducteur
- Oxydation
- Réduction
Exercice 6 sur 10
Texte à trous
Rappel : une demi-équation s’écrit Ox + n e⁻ = Red ; le nombre d’électrons sert à équilibrer les charges.
Complète avec le nombre d’électrons (en chiffres).
Couple Cu²⁺/Cu : Cu²⁺ + e⁻ = Cu. Couple Al³⁺/Al : Al³⁺ + e⁻ = Al. Couple Fe³⁺/Fe²⁺ : Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺.
Exercice 7 sur 10
QCM
On plonge un fil de cuivre dans une solution d’ions argent. Demi-équations : Ag⁺ + e⁻ = Ag et Cu²⁺ + 2 e⁻ = Cu.
Rappel : on multiplie les demi-équations pour que les électrons cédés et captés soient en même nombre ; ils ne figurent jamais dans l’équation finale.
Quelle est l’équation de la réaction entre le cuivre Cu et les ions argent Ag⁺ ?
Choisis une réponse
Cu + Ag⁺ → Cu²⁺ + AgCu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 AgCu²⁺ + 2 Ag → Cu + 2 Ag⁺Cu + 2 Ag⁺ + 2 e⁻ → Cu²⁺ + 2 Ag
Exercice 8 sur 10
Texte à trous
On fait réagir 0,30 mol de zinc avec 0,20 mol d’ions cuivre(II) : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu (transformation totale).
Rappel : en cours de réaction, n(Zn) = 0,30 − x et n(Cu²⁺) = 0,20 − x. Complète (nombres décimaux, en mol).
Le zinc serait épuisé pour x = mol. Les ions cuivre(II) sont épuisés pour x = mol. Donc l’avancement maximal vaut mol et il reste mol de zinc à l’état final.
Exercice 9 sur 10
Calcul
On fait réagir 0,50 mol de dihydrogène avec 0,30 mol de dioxygène : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O (transformation totale).
Aide : compare les rapports (quantité initiale divisée par le nombre stœchiométrique) ; le plus petit donne x_max.
Quelle quantité de dioxygène reste-t-il à l’état final, en mol ?
Ta réponsemol
Exercice 10 sur 10
Calcul
On titre V₁ = 20,0 mL d’une solution d’ions fer(II) par une solution de permanganate de concentration c₂ = 0,010 mol·L⁻¹. Réaction support : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O. La teinte violette persiste à partir de V_E = 15,0 mL.
Aide : à l’équivalence, n(Fe²⁺) = 5 × n(MnO₄⁻) versé.
Calcule la concentration c₁ en ions fer(II), en mmol·L⁻¹.
Ta réponsemmol·L⁻¹

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