1ER-PC-CHAP 02 Exercices

1e Spécialité Physique Chimie
CHAPITRE 2
SUIVI ET MODÉLISATION
D’UN SYSTÈME CHIMIQUE
EXERCICES
Wulfran Fortin
Liste des exercices
LISTE DES EXERCICES
1 Réactions d’oxydoréduction
Exercice 1
Exercice 2
Exercice 3
Exercice 4
Exercice 5
Exercice 6
Exercice 7
Exercice 8
Exercice 9
Exercice 10
Exercice 11
2 Tableau d’avancement
Exercice 1
Exercice 2
Exercice 3
Exercice 4
Exercice 5
Exercice 6
Exercice 7
Exercice 8
Exercice 9
Exercice 10
Exercice 11
Exercice 12
LISTE DES EXERCICES
Exercice 13
Exercice 14
Exercice 15
Exercice 16
1 Réactions d’oxydoréduction
1 RÉACTIONS D’OXYDORÉDUCTION
Exercice 1
Énoncé
D’après Belin 2019.

Le mercure réagit avec les ions argent sui-
vant une transformation modélisée par une
réaction d’oxydoréduction dont l’équation
ajustée est
+ 2+
2 Hg(l) + 2 Ag(aq) Hg2(aq) + 2 Ag(s)
a. Définir les termes oxydant et réducteur.

b. Identifier les espèces oxydées et les es-
pèces réduites.
c. Donner les couples oxydant/réducteur
mis en jeu.
Correction
a. Un oxydant est une espèce capable de

capturer des électrons. Un réducteur est
une espèce capable de libérer des
électrons.
b. Le cation ion argent devient le métal ar-
gent après avoir capturé un électron, il a été
réduit. Le métal mercure devient un cation,
car il a libéré des électrons, il est oxydé.
c. Les couples oxydoréducteurs mis en jeu
sont Ag+/Ag et Hg22+/Hg.
Exercice 2
Énoncé

Établir les demi-équations des couples oxy-
dant/réducteur suivants
–
a. IO3(aq) /I2(aq)
b. HClO(aq)/Cl2(g)
2– 2–
c. S4O6(aq) /S2O3(aq)
3+
d. Al(aq)/Al(s)
e. CO2(g)/H2C2O4(aq)
Correction
a.
–
2 IO3(aq) + 12 H+ + 10 e– = I2(aq) + 6 H2O
b.
2 HClO(aq) + 2 H+ + 2 e– = Cl2(g) + 2 H2O
2–
c. S4O6(aq) + 2 e– = 2 S2O3(aq)
2–
3+
d. Al(aq) + 3 e– = Al(s)
e. 2 CO2(g) + 2 H+ + 2 e– = H2C2O4(aq)
Exercice 3
Énoncé

a. Établir l’équation de la réaction entre
1. le diiode I2(aq) et le dioxyde de soufre
SO2(aq)
–
2. les ions nitrates NO3(aq) et le zinc mé-
tallique Zn(s)
3. le dibrome Br2(aq) et les ions thiosul-
2–
fates S2O3(aq)
4. le nickel Ni(s) et les ions
2+
cadmium Cd2(aq)
b. Indiquer à chaque fois les espèces chi-
miques qui sont réduites ou oxydées.
Couples oxydant/réducteurs mis en

présence
– 2–
1. I2(aq) / I(aq) et SO4(aq) / SO2(aq)
– 2+
2. NO3(aq) / NO(g) et Zn(aq) / Zn(s)
– 2– 2–
3. Br2(aq) / Br(aq) et S4O6(aq) / S2O3(aq)
2+ 2+
4. Ni(aq) / Ni(s) et Cd2(aq) / Cd(s)
Correction
1.
I2(aq) + 2 e– = 2 I(aq)
–
2–
SO2(aq) + 2 H2O = SO4(aq) + 4 H+ + 2 e–
I2(aq) + SO2(aq) + 2 H2O
– 2–
2 I(aq) + SO4(aq) + 4 H+
I2(aq) est réduit, SO2(aq) est oxydé.
2.
2 × (NO3(aq)
–
+ 4 H+ + 3 e– = NO(g)
+ 2 H2O)
3 × (Zn(s) = Zn(aq)
2+
+ 2 e –)
–
3 Zn(s) + 2 NO3(aq) + 8 H+ 2+
3 Zn(aq) +
2 NO(g) + 4 H2O
–
Zn(s) est oxydé, NO3(aq) est réduit.
3.
–
Br2(aq) + 2 e– = 2 Br(aq)
2– 2–
2 S2O3(aq) = S4O6(aq) + 2 e–
2– – 2–
Br2(aq) + 2 S2O3(aq) 2 Br(aq) + S4O6(aq)
2–
Br2(aq) est réduit, S2O3(aq) est oxydé.
4.
2+
Ni(s) = Ni(aq) + 2 e–
2+
Cd(aq) + 2 e– = Cd(s)
2+ 2+
Ni(s) + Cd(aq) Ni(aq) + Cd(s)
2+
Ni(s) est réduit, Cd(aq) est oxydé.
Exercice 4
Énoncé
D’après Bordas 2019.

3+
Les ions or Au(aq) réagissent avec le magné-
sium Mg(s) pour donner un dépôt d’or métal-
2+
lique et des ions magnésium Mg(aq) .
a. Quels sont les couples oxydant/réducteur
mis en jeu ?
b. Écrire les demi-équations électroniques
d’oxydoréduction.
c. En déduire l’équation de la réaction.
d. Identifier le réactif oxydé et le réactif ré-
duit.
Correction
3+ 2+
a. Au(aq) / Au(s) et Mg(aq) / Mg(s)
b.
3+
Au(aq) + 3 e– = Au(s)
2+
Mg(aq) + 2 e– = Mg(s)
c.
2 × (Au(aq)
3+
+ 3 e– = Au(s))
3 × (Mg(s) = Mg(aq)
2+
+ 2 e –)
2 Au3+ + 3 Mg(s) 2+
2 Au(s) + 3 Mg(aq)
3+
d. L’ion Au(aq) est réduit, Mg(s) est oxydé.
Exercice 5
Énoncé
D’après Bordas 2019.

Soient les couples oxydant/réducteur
suivant
PbO2(s) / PbO(s)
– –
ClO(aq) / Cl(aq)
–
NO3(aq) / NO(g)
a. Écrire la demi-équation électronique

d’oxydoréduction associée à chaque couple
en milieu acide (avec des ions H+(aq)).
En milieu basique, les ions hydrogènes
H+(aq) n’existent pas car ils réagissent avec
–
les ions hydroxyde HO(aq) présents en solu-
tion, selon l’équation
+ –
H(aq) + HO(aq) H2O(l)
b. Réécrire les demi-équations

électroniques d’oxydoréduction en les com-
binant avec l’équation ci-dessus afin que
disparaissent les ions hydrogènes.
Correction
a.
PbO2(s) + 2 e– + 2 H+ = PbO(s) + H2O(l)

–
ClO(aq) + 2 e– + 2 H+ = Cl(aq)
–
+ H2O(l)
–
NO3(aq) + 3 e– + 4 H+ = NO(g) + 2 H2O(l)
b.
PbO2(s) + 2 e– + 2 H+ = PbO(s) + H2O(l)

2 × (H2O(l) = H(aq)
+ –
+ HO(aq) )
PbO2(s) + 2 e– + H2O(l)
–
PbO(s) + 2 HO(aq)
–
ClO(aq) + 2 e– + 2 H+ = Cl(aq)
–
+ H2O(l)
2 × (H2O(l) = H(aq)
+ –
+ HO(aq) )
–
ClO(aq) + 2 e– + H2O(l)
– –
Cl(aq) + 2 HO(aq)
–
NO3(aq) + 3 e– + 4 H+ = NO(g) + 2 H2O(l)
4 × (H2O(l) = H(aq)
+ –
+ HO(aq) )
–
NO3(aq) + 3 e– + 2 H2O(l)
–
NO(g) + 4 HO(aq)
Exercice 6
Énoncé
Les alchimistes décrivent l’arbre de Diane

comme une végétation d’argent se
déposant sur un tronc fait en cuivre. On sou-
haite fabriquer un arbre de Diane au labora-
toire. Pour ce faire, on place un fil de cuivre
dans un bécher contenant une solution de
nitrate d’argent. On réalise l’expérience, et
on prend en photos le système chimique
dans son état initial et dans son état final.
Dans l’état initial, la solution est incolore.
Après plusieurs heures, la solution se colore
progressivement en bleu, et le fil de cuivre
se recouvre d’un solide brillant déposé sous
forme de «feuillage métallique», qui porte le
nom d’«arbre de Diane».
a. Justifier qu’une transformation chimique a
bien eu lieu.
b. Identifier les couples mis en jeu lors de la
formation d’un arbre de Diane et écrire les
deux demi-équations correspondantes.
c. En déduire que l’équation de la réaction
modélisant la formation de l’arbre de Diane
s’écrit
+ 2+
2 Ag(aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu(aq)
Données
Couples oxydant/réducteur
— couple ion argent/argent Ag+ / Ag(s)
— couple ion cuivre/cuivre Cu2+ / Cu(s)
Couleurs des solutions aqueuses :
2+
— les ions cuivre Cu(aq) donnent une
couleur bleue aux solutions
aqueuses
+
— les ions argent Ag(aq) et les ions ni-
–
trate NO3 (aq) sont incolores en solu-
tion aqueuse
Correction
a. Il y a des espèces chimiques qui appa-

raissent (coloration bleue due aux ions
2+
Cu(aq) et le solide brillant dû au métal argent
Ag(s) ).
2+
b. On a le couple Cu(aq) / Cu(s). Le cuivre
2+
métal au départ, puis Cu(aq) à la fin en solu-
+
tion. On a les ions Ag(aq) en solution qui se
déposent sous forme métal argent Ag(s).
2+
Cu(aq) + 2 e– = Cu(s)
+
Ag(aq) + e– = Ag(s)
c. Les réactifs sont Ag+ et Cu, et ils

échangent 2 électrons
2+
Cu(s) = Cu(aq) + 2 e–
2 × (Ag(aq)
+
+ e– = Ag(s))
+ 2+
2 Ag(aq) + Cu(s) Cu(aq) + 2 Ag(s)
Exercice 7
Énoncé
Industriellement, l’eau de Javel est obtenue

par barbotage de dichlore gazeux Cl2 (g)
dans une solution aqueuse d’hydroxyde de
+ –
sodium Na(aq) + HO(aq) .
–
L’ion hypochlorite ClO(aq) en solution
aqueuse est fortement oxydant et capable
d’oxyder l’eau elle-même.
On peut modéliser cette transformation à
partir des deux couples oxydant- réducteur
suivants
– –
ClO(aq) / Cl(aq)
O2 (g) / H2O(l)
Cette transformation, plus ou moins lente en

fonction de certains paramètres, impose
une limite de durée d’utilisation aux eaux de
Javel.
a. Établir l’équation de la réaction d’oxydo-
réduction modélisant l’oxydation de l’eau
par les ions hypochlorite.
b. Justifier le rôle oxydant de l’ion hypochlo-
rite.
Correction
a.
Pour ClO– / Cl–
2 H+ + ClO– + 2 e– = Cl– + H2O
Pour O2 / H2O
O2 + 4 e– + 4 H+ = 2 H2O
Les réactifs sont H2O et ClO– qui

échangent 4 e–
2 × (2 H+ + ClO– + 2 e– = Cl– + H2O)

2 H2O = O2 + 4 e– + 4 H+
4 H+ + 2 ClO– + 2 H2O
2 Cl– + 2 H2O + O2 + 4 H+
et donc finalement
2 ClO– 2 Cl– + O2
b. L’ion hypochlorite est oxydant car il cap-

ture des électrons.
Exercice 8
Énoncé
D’après Armand Colin 1982.

L’éthanol C2H5OH peut s’oxyder en éthanal
CH3CHO, et l’éthanal peut s’oxyder en acide
acétique CH3CO2H.
a. Montrer que l’on peut définir deux couples
rédox CH3CHO / C2H5OH et
CH3CO2H / CH3CHO et écrire les demi
équation rédox relatives à ces deux couples.
b. Écrire les réaction de l’ion MnO4– en mi-
lieu acide sur l’éthanol.
c. Écrire les réaction de l’ion MnO4– en mi-
lieu acide sur l’éthanal.
Donnée
On rappelle le couple MnO4– / Mn2+.
Correction
a. Pour le couple CH3CHO / C2H5OH
CH3CHO + 2 H+ + 2 e– = C2H5OH
Pour le couple CH3CO2H / CH3CHO
CH3CO2H + 2 H+ + 2 e– =
CH3CHO + H2O
b.
2 × (MnO4– + 5 e– + 8 H+ =
Mn2+ + 4 H2O)
5 × (C2H5OH = CH3CHO + 2 H+ + 2 e–)
2 MnO4– + 6 H+ + 5 CH3CH2OH
2 Mn2+ + 8 H2O + 5 CH3CHO
c.
2 × (MnO4– + 5 e– + 8 H+ =
Mn2+ + 4 H2O)
5 × (CH3CHO =
CH3CO2H + 2 H+ + 2 e–)
2 MnO4– + 6 H+ + 5 CH3CHO
2 Mn2+ + 8 H2O + 5 CH3CO2H
Exercice 9
Énoncé

Une solution d’acide nitrique HNO3 contient
des ions H+ et NO3–. L’ion nitrate NO3– est
l’oxydant dans le couple NO3– / NO, le com-
posé NO étant le monoxyde d’azote.
a. Écrire la demi réaction pour le couple
NO3– / NO
b. Le cuivre métallique Cu réagit avec

l’acide nitrique pour donner des ions Cu2+.
Écrire l’équation d’oxydo réduction.
Correction
a.
NO3– + 4 H+ + 4 e– = NO + 2 H2O
b. Pour le couple Cu2+ / Cu
Cu2+ + 2 e– = Cu
donc on a la réaction
NO3– + 4 H+ + 4 e– = NO + 2 H2O
2 × (Cu = Cu2+ + 2 e–)
2 Cu + NO3– + 4 H+
NO + 2 Cu2+ + 2 H2O
Exercice 10
Énoncé

L’eau oxygénée H2O2 est un réducteur dans
le couple O2 / H2O2 et un oxydant dans le
couple H2O2 / H2O.
a. Écrire les deux demi équations relatives
à ces deux couples.
b. Écrire l’équation d’oxydoréduction entre
H2O2 comme réducteur et H2O2 comme oxy-
dant.
c. Quels sont les produits de cette réaction ?
Correction
a. Pour le couple O2 / H2O2
O2 + 2 e– + 2 H+ = H2O2
Pour le couple H2O2 / H2O
H2O2 + 2 e– + 2 H+ = 2 H2O
b.
H2O2 + 2 e– + 2 H+ = 2 H2O
H2O2 = O2 + 2 e– + 2 H+
2 H2O2 2 H 2O + O 2
c. Les produits de la réaction sont de l’eau

et du dioxygène. C’est une réaction très exo-
thermique, qui est utilisée dans certains mo-
teurs fusées : on injecte sous pression de
l’eau oxygénée pure dans une tuyère où une
grille en platine déclenche la réaction, ce qui
génère un jet de vapeur d’eau très chaud à
haute pression.
Exercice 11
Énoncé

On considère deux couples oxydo réducteur
— Cr2O72– / Cr3+ en milieu acide
— I2/I–
a. Écrire les demi équation redox des deux
couples.
b. Il y a une réaction d’oxydoréduction entre
I– et Cr2O72–. Établir l’équation de cette ré-
action chimique.
Correction
a.
C r2 O72− + 6e− + 14H + = 2C r 3+ + 7H2 O
I2 + 2e− = 2I −
b. Il y a un échange de 6 e−
Cr2O72– + 6 e– + 14 H+ = 2 Cr3+ + 7 H2O

3 × (2 I– = I2 + 2 e–)
Cr2O72– + 6 I– + 14 H+
3 I2 + 2 Cr3+ + 7 H2O
2 Tableau d’avancement
2 TABLEAU D’AVANCEMENT
Exercice 1
Énoncé

L’équation de la réaction entre
2.5 × 10−3 mol de diiode I2(aq) et
4.0 × 10−3 mol d’ions thiosulfates S2O3(aq)
2–
est
2– – 2–
I2(aq) + 2 S2O3(aq) 2 I(aq) + S4O6(aq)
a. Construire le tableau d’avancement asso-

cié.
b. Préciser si le mélange initial est stœchio-
métrique.
Correction
a. Voir tableau 1.
b. Il reste du diiode, donc le mélange n’était
pas stœchiométrique.
2– – 2–
Équation chimique I2(aq) + 2 S2O3(aq) 2 I(aq) + S4O6(aq)
2
−3
État Avanc. x Quantité de matière ×10 mol
sys. ×10−3 mol
Init. x =0 2.5 4.0 0.0 0.0
Inter. x 2.5 − 4.5 − 0.0 + 0.0 +
1× x 2× x 2× x 1× x
Final x max = 2.0 0.5 0.0 4.0 2.0
TABLEAU D’AVANCEMENT
Table 1
Exercice 2
Énoncé

2–
Les ions peroxodisulfate S2O8(aq) réagissent
en solution aqueuse avec les ions iodures
– 2–
I(aq) pour former des ions sulfates SO4(aq) et
du diiode I2(aq) qui est la seule espèce colo-
rée de la réaction. Le mélange réactionnel
est dessiné à différents instants de la trans-
formation (figure 1).
a. Recopier et compléter le tableau d’avan-
Figure 1
cement 2.
b. Calculer les quantités de matière des dif-
férentes espèces lorsque x = 0.7 mmol ,
x = 1.2 mmol et x = 2.0 mmol .

c. Associer les dessins 1, 2 et 3 de la figure
1 aux trois valeurs de x de la question b en
expliquant votre raisonnement.
2
Équation chimique 2 I– + S2O82– I2 + 2 SO42–

État Avanc. x Quantité de matière mmol
sys. mmol
Init. x =0 7.0 3.2 0.0 0.0
Inter. x ··· ··· ··· ···
Final x max ··· ··· ··· ···
Table 2
Correction
a.Voir le tableau d’avancement 3.

b.Pour x = 0.7 mmol , la ligne du tableau
serait 5.6 mmol , 2.5 mmol , 0.7 mmol et
1.4 mmol .
Pour x = 1.2 mmol , la ligne du tableau
2.4 mmol .
Pour x = 2.0 mmol , la ligne du tableau
4.0 mmol .
c. Au fur et à mesure que la réaction avance,
c’est à dire que x augmente, on fait croître
la quantité de diiode dans le bécher, le di-
diode est la seule espèce colorée.
Donc l’ordre des instants est 1, 2 puis 3, la
couleur jaune étant de plus en plus soute-
nue.
2
Équation chimique 2 I– + S2O82– I2 + 2 SO42–

État Avanc. x Quantité de matière mmol
sys. mmol
Init. x =0 7.0 3.2 0.0 0.0
Inter. x 7.0−2x 3.2 − x x 2x
Final x max = 3.2 0.6 0.0 3.2 6.4
Table 3
Exercice 3
Énoncé

+
Une solution d’acide chlorhydrique H(aq) +
–
Cl(aq) est versée dans un bécher contenant
0.02 mol de zinc métallique. L’équation de
la réaction est la suivante
+ 2+
Zn(s) + 2 H(aq) Zn(aq) + H2(g)
Calculer la quantité de matière initiale

ni (H+) nécessaire pour que le mélange soit
stœchiométrique.
Correction
Comme 1 Zn réagit avec 2 H+ alors

0.02 mol de Zn réagissent, en proportion,
avec
0.02 × 2
= 0.04 mol
1
de H+. Donc ni (H+) = 0.04 mol .
Exercice 4
Énoncé
D’après Hatier 2019.

L’urée est une importante matière première
pour l’industrie chimique : synthèse
d’engrais, de plastiques, alimentation
animale, réduction de polluants, etc.
Pour la synthétiser au laboratoire, on intro-
duit une quantité
— n1 = 1.0 mol de dioxyde de carbone
CO2
— n2 = 2.0 mol d’ammoniac NH3
On obtient
— n3 = 0.39 mol d’eau H2O
— n4 = 0.39 mol d’urée CON2H4
a. Écrire l’équation de la réaction qui se pro-
duit lors de ce mélange.
b. Établir un tableau d’avancement.
c. Déterminer l’avancement maximal x max .
Comment peut-on qualifier le mélange ini-
tial ?
d. À partir de la description de l’état final,
déterminer l’avancement final x f de la réac-
tion. Le comparer à l’avancement maximal
et conclure.
e. Calculer la masse d’ammoniac finale m′2 .
Correction
a. CO2 + 2 NH3 CON2H4 + H2O

b. Voir tableau d’avancement 4.
c. x max = 1.0 mol , on constate que les ré-
actifs disparaissent en même temps, donc le
mélange initial était en proportion stœchio-
métrique.
d. On constate que x f = 0.39 mol ≤ x max
donc la réaction n’est pas totale.
e. La quantité d’ammoniac finale sera n′2 =
2.0−2.0× x f = 1.22 mol et donc la masse
sera
2
Équation chimique CO2 + 2 NH3 CON2H4 + H2O

État Avanc. x Quantité de matière mol
sys. mol
Init. x =0 1.0 2.0 0.0 0.0
Inter. x 1.0 − x 2.0−2x x x
Final x max = 1.0 0.0 0.0 1.0 1.0
Table 4
Exercice 5
Énoncé
D’après Hatier 2019.

On désire synthétiser l’acétate d’isoamyle
qui est utilisé pour aromatiser à la banane
des denrées alimentaires telles que des
bonbons. Pour cela, on mélange
— V1 = 30 mL d’acide
éthanoïque C2H4O2
— V2 = 33 mL d’alcool
isoamylique C5H12O
On obtient
— n = 0.20 mol d’acétate d’isoamyle
C7H14O2
— n′ = 0.20 mol d’eau
On précise également les masses
volumiques suivantes
— ρ1 = 1.05 g.mL −1 pour l’acide étha-
noïque
— ρ2 = 0.81 g.mL −1 pour l’alcool
isoamylique
a. Écrire l’équation de la réaction qui se pro-
duit lors de ce mélange.
b. Calculer les quantités de matière initiales
de l’acide éthanoïque et d’alcool

isoamylique que l’on notera respectivement
n1 et n2 .
c. À l’aide d’un tableau d’avancement déter-
miner l’avancement maximal x max de la ré-
action.
d. À partir de la composition finale du mé-
lange, déterminer l’avancement final x final
de la réaction.
e. La transformation est-elle totale ? Vous
argumenterez votre réponse.
Correction
a. C2H4O2 + C5H12O C7H14O2 + H2O

m1
b. Sachant que n1 = M1 et que m1 = ρ1 ×
V1 on peut écrire que
ρ1 × V1
n1 =
M1
1.05 × 30
=
2 × 12.0 + 4 × 1.0 + 2 × 16.0
= 0.525 mol
De la même manière
ρ2 × V2
n2 =
M2
0.81 × 33
=
5 × 12.0 + 12 × 1.0 + 16.0
= 0.304 mol
c. Voir le tableau d’avancement 5, x max =

0.304 mol
d. x f = n = n′ = 0.20 mol .
e. La transformation n’est pas totale car
x f ≤ x max
Équation chimique C2H4O2 + C5H12O C7H14O2 + H2O
2
État Avanc. x Quantité de matière mol

sys. mol
Init. x =0 0.525 0.304 0.0 0.0
Inter. x 0.525 − 0.304 − x x
x x
Final x max = 0.221 0.0 0.304 0.304
0.304
Table 5
Exercice 6
Énoncé
D’après Nathan 2019.

Il se forme une quantité n f = 2.0 mol d’eau
lorsque le mélange initial d’une pile à hydro-
gène contient une quantité n1i = 2.0 mol
de dihydrogène et une quantité
n2i = 2.0 mol de dioxygène. En déduire la
composition finale du système.
Correction
Voir tableau d’avancement 6. La dernière

ligne donne la composition finale de la pile
à combustible
2
Équation chimique 2 H 2 + O2 2 H 2O
État sys. Avanc. x mol Quantité de matière mol
Init. x =0 2.0 2.0 0.0
Inter. x 2.0 − 2x 2− x 2x
Final x max = 1.0 0.0 1.0 2.0
Table 6
Exercice 7
Énoncé

L’ammoniac NH3 est un gaz dont les solu-
tions aqueuses servent de nettoyant et dés-
infectant ménager. Sa synthèse consiste à
réduire le diazote atmosphérique par du di-
hydrogène gazeux. L’équation de la réaction
de synthèse peut s’écrire
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Lorsque la transformation est réalisée à par-

tir d’une quantité n1i = 1.00 mol de diazote
et d’une quantité n2i de dihydrogène, telle
que le mélange des réactifs soit stœchiomé-
trique, il reste n1 f = 0.85 mol de diazote à
l’état final.
a. Préciser la valeur n2i .
b. Déterminer le caractère total ou non de la
transformation.
Correction
a. 1 N2 réagit avec 3 H2, donc par proportion

1.00 mol N2 doit réagir avec
3.0 mol H2 et donc
n2i = 3.0 mol
b. Si on est dans des proportions stœchio-

métriques les réactifs disparaissent en
même temps. Ici on constate qu’il reste du
diazote qui n’a pas réagit, la réaction est non
totale.
Exercice 8
Énoncé

Le savon est le produit d’une réaction nom-
mée saponification, réaction d’un corps gras
comme l’oléine C57H104O6 avec l’eau en mi-
lieu basique. Dans un ballon, on introduit
— m = 15 g d’oléine
— V = 20 mL d’une solution Na+ + Cl–
de concentration c = 10 mol.L −1
— quelques grains de pierre ponce
Le mélange réactionnel est chauffé à reflux
pendant 30 min. L’équation de réaction
s’écrit
C57H104O6 + 3 Na+ + 3 HO–

C3H8O3 + 3 C18H33O2
a. Calculer les quantités initiales de réactifs.

b. Construire le tableau d’avancement.
c. Calculer l’avancement maximal et déter-
miner le réactif limitant.
d. Calculer la masse de savon C18H33O2 at-
tendue si l’on considère la transformation to-
tales.
Correction
a. Pour l’oléine ; m = 15 g de C57H104O6

donc
m
n=
M
15
=
57 × 12.0 + 104 × 1.0 + 6 × 16.0
= 0.017 mol
Pour la solution basique HO–
n = c × V = 10 × 0.020 = 0.20 mol
b. Voir le tableau d’avancement 7.

c. Le réactif limitant est l’oléine, et x max =
0.017 mol
d. msav. = 0.051 × (18 × 12.0 + 33 × 1.0 +
2 × 16.0 + 23.0) = 15.5 g
Équa. chim. oléine + 3 Na+ + 3 HO– C3H8O3 + 3 savon
2
État Av. mol Quantité de matière mol

sys.
Init. x =0 0.17 0.20 0.20 0 0
Inter. x 0.17 − 0.2 − 0.2 − x 3x
x 3x 3x
Final x max = 0.0 0.15 0.15 0.017 0.051
0.017
Table 7
Exercice 9
Énoncé

Le premier étage de la fusée Ariane 4 était
équipé de moteurs qui utilisaient comme
combustible la diméthylhydrazine C2H8N2
(DMHA), et comme comburant le tétraoxyde
de diazote N2O4. Les produits de la réac-
tion sont du diazote, de l’eau et du dioxyde
de carbone. La fusée emportait une masse
m = 50.0 tonnes de DMHA et une masse
m′ de N2O4.
a. Écrire l’équation de la réaction.
b. Calculer la quantité initiale nDMHA de
DMHA.
c. Exprimer puis calculer la valeur de la
masse m′ de N2O4 présente dans la fusée
pour que le mélange soit stœchiométrique.
d. La réaction est totale, calculer la compo-
sition du système à l’état final.
Correction
a. C2H8N2 + 2 N2O4 3 N2 + 4 H2O +

2 CO2
50×106 g
b. nDMHAi = 2×12.0+8×1.0+2×14 et donc
nDMHAi = 8.3 × 10 mol
5
c. Comme 1DMHA réagit avec 2N2O4 il faut

nN2O4 = 1.67 × 106 mol .
La masse de comburant sera alors m′ =
nN2O4 × M (N2O4) = 100 t
d. 0 t de carburant et comburant, 70 t de
N2, 15 t d’eau et 73 t de CO2.
Exercice 10
Énoncé

On enflamme 0.20 mol de carbone. On
place le carbone dans un récipient conte-
nant 0.50 mol de dioxygène. La combus-
tion engendre un gaz qui trouble l’eau de
chaux.
a. Écrire l’équation chimique.
b. Soit x l’avancement au cours de la trans-
formation. Calculer en fonction de x les
quantités de carbone et de dioxygène pré-
sents.
c. Décrire le système chimique dans son
état initial et au cours de la transformation.
Correction
a.
C + O2 CO2
b. et c. Voir tableau d’avancement 8.

Pour calculer x max , on doit choisir la plus pe-
tite des deux solutions des équations
0.20 − x 1 = 0
0.50 − x 2 = 0
On trouve x 1 = 0.20 et x 2 = 0.50 donc

x max = x 1 c’est le carbone qui est le réactif
limitant.
2
Équa. chim. C + O2 CO2

sys.
Init. x =0 0.20 0.50 0
Inter. x 0.20 − x 0.50 − x 0+x
Final x max = 0.20 0.0 0.30 0.20
Table 8
Exercice 11
Énoncé

La combustion du propane C3H8 dans le di-
oxygène O2 donne du dioxyde de carbone
et de l’eau.
a. Écrire l’équation chimique.
b. On prépare un mélange constitué de
0.20 mol de propane et 0.70 mol de di-
oxygène. Soit x l’avancement au cours de la
transformation. Calculer en fonction de x les
quantités de matière des différents consti-
tuants du système chimique.
c. Décrire le système dans un état intermé-
diaire où x = 0.10 mol .
Correction
a.
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
b. Voir tableau d’avancement 9. Pour cher-

cher le réactif limitant, on cherche la plus pe-
tite des solutions des équations suivantes
0.20 − x 1 = 0
0.70 − 5x 2 = 0
On trouve x 1 = 0.20 et x 2 = 0.14 donc

x max = x 2 , le dioxygène est le réactif limi-
tant.
c. Si x = 0.10 mol alors
n(C3H8) = 0.20 − 0.10 = 0.10 mol

n(O2) = 0.70 − 5 × 0.10 = 0.20 mol
n(CO2) = 0 + 3 × 0.10 = 0.30 mol
Équa. chim. C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
2

sys.
Init. x =0 0.20 0.70 0 0
Inter. x 0.20 − x 0.70 − 0 + 3x 0 + 4x
5x
Final x max = 0.06 0.0 0.42 0.56
0.14
Table 9
Exercice 12
Énoncé

L’addition de quelques gouttes d’une solu-
tion de nitrate d’argent contenant les ions
Ag+ et NO3– à une solution de sulfate de so-
dium contenant les ions Na+ et SO42– donne
un précipité blanc de sulfate d’argent
Ag2SO4. Les ions NO3– et Na+ ne participent
pas à la réaction.
a. Écrire l’équation chimique de formation

du précipité.
b. Comment qualifie-t-on les ions NO3– et
Na+ ?
Correction
a.
2 Ag+ + SO42– Ag2SO4
b. On les appelle des espèces spectatrices,

elles ne participent pas à la réaction chi-
mique.
Exercice 13
Énoncé

Le soufre est un intermédiaire lors de la syn-
thèse de l’acide sulfurique. Il est obtenu par
action du dioxyde de soufre SO2 sur le sul-
fure d’hydrogène H2S. Le soufre et l’eau
sont les produits de la réaction.
a. Écrire l’équation chimique
correspondante.
b. Dans l’état initial le système est consti-
tué de 4.0 mol de dioxyde de soufre et de
5.0 mol de sulfure d’hydrogène. En utilisant
un tableau d’avancement, déterminer
— l’avancement maximal
— le réactif limitant
— la composition du système à l’état fi-
nal
c. On considère l’état initial suivant du sys-
tème : 1.75 mol de dioxyde de soufre et
n mol de sulfure d’hydrogène.
— calculer n pour que le mélange initial
soit stœchiométrique
— décrire alors l’état final du système
Correction
a.
2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O
b. Voir le tableau d’avancement 10.
Pour trouver l’avancement maximal de la ré-
action, on garde la plus petite valeur des
deux solutions des équations
5.0 − 2 × x 1 = 0
4.0 − x 2 = 0
donc comme x 1 = 2.5 mol et
x 2 = 4.0 mol , on a x max = x 1 .
c. Voir tableau d’avancement 11. On a les
valeurs suivantes :
— au départ, une quantité n de H2S
— à la fin, les deux réactifs disparais-
sant en même temps leur quantités
sont nulles
On va alors pouvoir calculer x max car à la fin
on doit pouvoir écrire que pour SO2
1.75 − x max = 0.0

donc x m a x = 1.75 mol .
On peut alors calculer n car
n − 2 × x max = 0
donc n = 3.5 mol .

Équa. chim. 2 H2S + SO2 3S + 2 H2O
2

sys.
Init. x =0 5.0 4.0 0 0
Inter. x 5.0 − 4.0 − x 0+3× x 0+2× x
2× x
Final x max = 2.5 0.0 1.5 7.5 5.0
Table 10
2
Équa. chim. 2 H2S + SO2 3S + 2 H2O

sys.
Init. x =0 n 1.75 0 0
Inter. x n−2× x 1.75 − x 0+3× x 0+2× x
Final x max =? 0.0 0.0 3x max 2x max
Table 11
Exercice 14
Énoncé

L’éthanol C2H6O brûle dans le dioxygène
pur. Il se forme du dioxyde de carbone et de
l’eau. On fait réagir m = 2.50 g d’éthanol et
un volume V = 2.0 L de dioxygène.
a. Écrire l’équation chimique symbolisant la
réaction.
b. Décrire l’état initial du système.
c. Calculer l’avancement maximal.
d. Quel est le réactif limitant ?
e. Déterminer la composition en quantité de
matière du système à l’état final.
Donnée Le volume molaire dans les condi-

tions de l’expérience est Vm = 25 L.mol −1 .
Masses molaires atomiques :
M (C) = 12.0 g.mol −1
M (H) = 1.0 g.mol −1
M (O) = 16.0 g.mol −1
Correction
a.
C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O
b. On calcule les différentes quantités de

matières en présences au départ.
Pour l’éthanol
M (C2H6O) = 2 × 12 + 6 × 1.0 + 16.0

= 46 g.mol −1
m
n(C2H6O) =
M (C2H6O)
2.50 g
=
46 g.mol −1
= 0.054 mol
Pour le dioxygène
V (O2)
n(O2) =
Vm
2.0 L
=
25 L.mol −1
= 0.08 mol
c. Voir tableau d’avancement 12. Pour trou-

ver l’avancement maximal, on garde la plus
petite des deux solutions des équations
0.054 − x 1 = 0.0
0.080 − 3 × x 2 = 0.0
Comme x 1 = 0.054 mol et

x 2 = 0.0267 mol , on garde x max = x 2 .
d. Le réactif limitant est le dioxygène O2 il

disparaît en premier.
e. Voir dernière ligne du tableau d’avance-
ment. On utilise la valeur de x max .
Équa. chim. C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O
2

sys.
Init. x =0 0.054 0.080 0 0
Inter. x 0.054 − 0.080 − 0+2× x 0+3× x
x 3× x
Final x max = 0.027 0.0 0.080 0.053
0.0267
Table 12
Exercice 15
Énoncé

On verse dans un bécher V = 20.0 mL
d’une solution de nitrate d’argent contenant
des ions argent Ag+ et des ions nitrates NO3–
telle que [Ag+] = 0.15 mol.L −1 et
[NO3–] = 0.15 mol.L −1 .
On y ajoute 0.127 g de poudre de cuivre. La
solution initialement incolore devient bleue
et il se forme un dépôt d’argent noirâtre. Les
ions nitrates n’interviennent pas dans la ré-
action.
a. Écrire l’équation de la réaction chimique.
b. Décrire l’état initial du système en quan-
tité de matière.
c. Trouver le réactif limitant et calculer
l’avancement maximal .
d. Décrire l’état final du système en quantité
de matière.
e. Déterminer à l’état final les concentration
molaire des ions en solution et les masses
du ou des solides présents.
Donnée
M (Cu) = 63.5 g.mol −1
M (Ag) = 107.9 g.mol −1
Correction
a.
2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu2+
b.
n(Ag+) = [Ag+] × Vo
= 0.15 × 0.020
= 3 × 10−3 mol
m(Cu)
n(Cu) =
M (Cu)
0.127
=
63.5
= 2.0 × 10−3 mol
c. et d. Voir tableau d’avancement 13.
e.
[Ag+] = 0 mol.L −1
1.5 × 10−3
[Cu2+] =
20 × 10−3
= 0.075 mol.L −1
m(Cu) = n × M
= 0.5 × 10−3 × 63.5
= 0.03 g
m(Ag) = n × M
= 3.0 × 10−3 × 107.9
= 0.32 g
Équa. chim. 2 Ag+ + Cu Cu2+ + 2 Ag
2
sys.
Init. x =0 3.0 × 2.0 × 0 0
10−3 10−3
Inter. x 3.0 × 3.0 × 0+ x 0+2× x
10−3 − 10−3 − x
2× x
Final x max = 0.0 0.5 × 1.5 × 3.0 ×
1.5 × 10−3 10−3 10−3 10−3

Table 13
Exercice 16
Énoncé
Pour produire du dihydrogène, on introduit

dans un erlenmeyer un morceau de ruban
de magnésium Mg(s) de masse
m = 40 mg , et un volume Va = 100 mL
+ –
d’acide chlorhydrique H(aq) + Cl(aq) solution
+
aqueuse Sa de concentration en ions H(aq)
égale à Ca = 5.0 × 10 mol.L . En réa-
−1 −1
lisant l’expérience à 20o C , on recueille, par

déplacement d’eau, un gaz que l’on peut
identifier à du dihydrogène dont on relève à
intervalle de temps réguliers le volume dé-
gagé . On obtient au bout de 250 s un vo-
lume maximum de 39 mL . L’équation de la
réaction modélisant la transformation chimique
s’écrit
+ 2+
Mg(s) + 2 H(aq) Mg(aq) + H2 (g)
Le volume molaire des gaz dans les condi-

tions de l’expérience est
Vm = 24.0 L.mol −1 .
Les Couples oxydant-réducteur sont
2+
— Mg(aq) / Mg(s)
+
— H(aq) / H2 (g)
La masse molaire atomique du magnésium
est M (Mg) = 24.3 g.mol ˘1 .
a. Quelles précautions faut-il prendre pour

manipuler de l’acide chlorhydrique ?
b. Proposer un test pour montrer que le gaz
formé au cours de cette transformation chi-
mique est bien du dihydrogène.
c. Identifier parmi les réactifs, celui qui joue
le rôle d’oxydant et celui qui joue le rôle de
le réducteur.
d. Déterminer les quantités de matière ini-
tiales des réactifs.
e. Établir un tableau d’avancement et identi-
fier le réactif limitant de cette transformation
chimique.
f. Montrer qu’en fin de transformation une
quantité n(H2) = 1, 6 × 10−3 mol de dihy-
drogène pourrait être formé si la transforma-
tion est totale.
g. À partir des mesures expérimentales ef-
fectuées, déterminer quand la transforma-
tion peut être considérée comme terminée.
h. Peut-on considérer que la transformation
étudiée est une transformation totale ? Jus-
tifier.
Correction
a. Il faut porter en priorité une paire de lu-

nettes de protection pour éviter que des gouttes
d’acides entrent en contact avec les yeux.
Puis il faut ensuite porter une paire de gants
pour éviter que l’acide attaque la peau. En-
fin, on doit aussi porter une blouse de chi-
mie et avoir des chaussures fermées.
b. On prélève un petit volume du gaz (2 mL )
que l’on enflamme. Pour le dihydrogène, ce
volume doit être très petit, car la détonation
est très violente.
c. On voit que
Mg2+ + 2 e– = Mg
et que
2 H+ + 2 e– = H2
L’oxydant capture des électrons, c’est donc
l’ion H+ qui est l’oxydant.
d. Pour Mg
m
n=
M
0.040 g
=
24.3 g.mol −1
= 1.64 × 10−3 mol
Pour H+
n = [H+] × V
= 5 × 10−1 × 0.100
= 5 × 10−2 mol
e. Voir tableau d’avancement 14.

f. Voir dernier colonne du tableau d’avance-
ment.
g. Au bout de 250 s la transformation est
terminée, il n’y a plus de création de H2.
h. Comme on obtient
n(H2) = 1.63 × 10−3 mol , cela correspond
à un volume de gaz
V (H2) = n(H2) × Vm
= 1.63 × 10−3 × 24
= 03.9 × 10−2 L
= 39 mL
Cela correspond au volume de gaz obtenu

expérimentalement, donc on peut dire que
la transformation est totale.
+ 2+
Équa. chim. Mg(s) + 2 H(aq) Mg(aq) + H2(g)
2
sys.
Init. x =0 1.64 × 5.0 × 0 0
10−3 10−2
Inter. x 1.64 × 5× 0+ x 0+ x
10−3 − x 10−2 −
2× x
Final x max = 0.0 21.7 × 1.63 × 1.63 ×
1.63×10−3 10−3 10−3 10−3

Table 14

1ER-PC-CHAP 02 Exercices

Transféré par

Droits d'auteur :

Formats disponibles

1ER-PC-CHAP 02 Exercices

Transféré par

Informations du document

Titre original

Copyright

Formats disponibles

Partager ce document

Partager ou intégrer le document

Options de partage

Avez-vous trouvé ce document utile ?

Ce contenu est-il inapproprié ?

Droits d'auteur :

Formats disponibles

1ER-PC-CHAP 02 Exercices

Transféré par

Droits d'auteur :

Formats disponibles

1e Spécialité Physique Chimie

D’après Belin 2019.

a. Définir les termes oxydant et réducteur.

a. Un oxydant est une espèce capable de

D’après Belin 2019.

D’après Belin 2019.

Couples oxydant/réducteurs mis en

I2(aq) est réduit, SO2(aq) est oxydé.

D’après Bordas 2019.

D’après Bordas 2019.

a. Écrire la demi-équation électronique

b. Réécrire les demi-équations

PbO2(s) + 2 e– + 2 H+ = PbO(s) + H2O(l)

PbO2(s) + 2 e– + 2 H+ = PbO(s) + H2O(l)

Les alchimistes décrivent l’arbre de Diane

a. Il y a des espèces chimiques qui appa-

c. Les réactifs sont Ag+ et Cu, et ils

Industriellement, l’eau de Javel est obtenue

Cette transformation, plus ou moins lente en

2 H+ + ClO– + 2 e– = Cl– + H2O

Les réactifs sont H2O et ClO– qui

2 × (2 H+ + ClO– + 2 e– = Cl– + H2O)

b. L’ion hypochlorite est oxydant car il cap-

D’après Armand Colin 1982.

a. Pour le couple CH3CHO / C2H5OH

Pour le couple CH3CO2H / CH3CHO

D’après Armand Colin 1982.

b. Le cuivre métallique Cu réagit avec

b. Pour le couple Cu2+ / Cu

D’après Armand Colin 1982.

a. Pour le couple O2 / H2O2

Pour le couple H2O2 / H2O

c. Les produits de la réaction sont de l’eau

D’après Armand Colin 1982.

C r2 O72− + 6e− + 14H + = 2C r 3+ + 7H2 O

Cr2O72– + 6 e– + 14 H+ = 2 Cr3+ + 7 H2O

D’après Belin 2019.

a. Construire le tableau d’avancement asso-

D’après Belin 2019.

x = 1.2 mmol et x = 2.0 mmol .

Équation chimique 2 I– + S2O82– I2 + 2 SO42–

a.Voir le tableau d’avancement 3.

Équation chimique 2 I– + S2O82– I2 + 2 SO42–

D’après Belin 2019.

Calculer la quantité de matière initiale

Comme 1 Zn réagit avec 2 H+ alors

D’après Hatier 2019.

a. CO2 + 2 NH3 CON2H4 + H2O

Équation chimique CO2 + 2 NH3 CON2H4 + H2O

D’après Hatier 2019.

de l’acide éthanoïque et d’alcool

a. C2H4O2 + C5H12O C7H14O2 + H2O

c. Voir le tableau d’avancement 5, x max =

État Avanc. x Quantité de matière mol

D’après Nathan 2019.

Voir tableau d’avancement 6. La dernière

D’après Nathan 2019.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Lorsque la transformation est réalisée à par-