Solution des exercices : action à froid des acides dilués sur les métaux usuels 3e

Classe: 
Troisième

Exercice 1


 

 

Exercice 2

 
Al + 3HCl AlCl3 + 32H2Al + 3HCl AlCl3 + 32H2
 
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
 
Pb + 2HCl PbCl2 + H2Pb + 2HCl PbCl2 + H2
 
Fe + 2HCl FeCl2 + H2Fe + 2HCl FeCl2 + H2

Exercice 3

1) Les observations que l'on peut faire au niveau de chaque tube sont résumées dans le tableau suivant : TubesObservationsCu+HClpas de réactionPb+HClréaction éphémèreAl+HClréaction
2) Calculons la masse d'aluminium

Remarque :

L'acide chlorhydrique (HCl) ne réagit pas avec le cuivre et que sa réaction avec le Plomb (Pb) n'est pas complète car le sel (chlorure de Plomb) formé bloque la réaction parce qu'étant insoluble.
 
Par conséquent il est impossible de trouver la masse totale de Plomb que contenait le tube à travers le dihydrogène (H2) dégagé.
 
Ainsi, nous pouvons dire que ce tube contenait donc de l'aluminium (Al).
 
Soit l'équation bilan : Al + 3HCl AlCl3 + 32H2
 
D'après l'équation bilan on a : nAl1=nH232  3nAl=2nH2
 
Or,  n=mM=VVM
 
Donc, 3×mAlMAl=2×VH2VM
 
Par suite, mAl=2×VH2×MAl3×VM  avec,  MAl=27g.mol1
 
A.N : mAl=2×56103×273×22.4=0.045
 
D'où, mAl=0.045g

Exercice 4

Le fer (Fe) et le zinc (Zn) sont les deux métaux attaqués à froid par les trois acides dilués HCl, H2SO4, HNO3.
 
Les produits de chacune des réactions et éventuellement l'équation bilan correspondante sont résumés dans le tableau ci-après.
MétauxAcidesProduitsEquations bilandihydrogèneFerHClchlorureFe+2HClFeCl2+H2ferreuxdihydrogèneFerH2SO4sulfateFe+H2SO4FeSO4+H2ferreuxFerHNO3vapeursnitreusesdihydrogèneZincHClchlorureZn+2HClZnCl2+H2de ZincdihydrogèneZincH2SO4sulfateZn+H2SO4ZnSO4+H2de ZincdihydrogèneZincHNO3nitratede Zinc

Exercice 5

1) Quand on verse un excès d'acide chlorhydrique (HCl) dilué sur un mélange de cuivre et d'aluminium, on observe une effervescence qui montre qu'une réaction a lieu.
 
Équation bilan de la réaction : Al + 3HCl AlCl3 + 32H2
 
2) A la fin du phénomène observé, lorsqu'on y verse ensuite de l'acide nitrique dilué (HNO3), on observe à nouveau une effervescence qui indique une réaction.
 
En effet, l'acide chlorhydrique (HCl) ne réagissant pas avec le cuivre, alors dans la première expérience c'est l'aluminium qui est attaqué. Donc, dans la seconde phase, si on verse de l'acide nitrique dilué (HNO3) et que l'on observe une réaction, elle ne peut se produire qu'entre le cuivre et l'acide nitrique (HNO3).

Exercice 6

1) On utilise le bidon en cuivre pour conserver de l'acide chlorhydrique dilué.
 
En effet, le fer et l'aluminium réagissent avec de l'acide chlorhydrique (HCl) pour donner d'autres produits. Par conséquent, les bidons en fer et en aluminium ne pourront être utilisés pour la conservation de de l'acide chlorhydrique.
 
2) On utilise le bidon en cuivre ou le bidon en aluminium pour conserver de l'acide sulfurique dilué.
 
En effet, le fer réagit avec de l'acide sulfurique (H2SO4) pour donner d'autres produits, donc le bidon en fer ne peut être utilisé pour la conservation.
Pour le bidon en aluminium, on observe une réaction mais aucun produit ne se forme, donc le bidon en aluminium pourra être utilisé. Cependant, il y aura toujours une effervescence.
Par contre, avec le bidon en cuivre, aucune réaction ne se produit car le cuivre ne réagit pas avec de l'acide sulfurique (H2SO4). Donc, ce bidon est le mieux placé pour une meilleure conservation. 

Exercice 7

On fait réagir entièrement 10mL d'une solution d'acide chlorhydrique dilué avec 56mg de fer.
 
1) Calculons la masse de chacun des produits obtenus.
 
Soit l'équation de la réaction : Fe + 2HCl  FeCl2 + H2
 
D'après l'équation bilan on a :
nFe1=nHCl2=nFeCl21=nH21
Donc, nFe=nFeCl2=nH2  or,  n=mM
 
Par suite,
 
  pour FeCl2 on a : mFeMFe=mFeCl2MFeCl2
 
Ce qui donne : mFeCl2=mFe×MFeCl2MFe  avec,  MFeCl2=56+2×35.5=127g.mol1
 
A.N : mFeCl2=56103×12756=0.127
 
D'où, mFeCl2=0.127g=127mg
 
  pour H2 on a : mH2MH2=mFeMFe

Donc, mH2=mFe×MH2MFe
 
A.N : mH2=56103×256=0.002
 
Ainsi, mH2=0.002g=2mg
 
2) Déterminons la molarité de la solution d'acide chlorhydrique utilisé.
 
On a : c=nV  or, 2nFe=nHCl d'après l'équation bilan.
 
Donc, c=2nFeV=2×mFeMFe×V
 
A.N : c=2×5610356×10103=0.2
 
Donc, c=0.2mol.l1

Exercice 8

1) Écrivons les équations bilan de chacune de ces réactions chimiques.
 
(1)Al + 3HCl AlCl3 + 32H2
 
(2)Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
 
2) Calculons la masse d'aluminium utilisé.
 
D'après l'équation bilan (1) on a :
nAl1=nH232=2nH23
Donc, 3nAl=2nH2
 
Or, d'après l'équation (2),  nH2=nZn
 
Par suite, 3nAl=2nZn
 
Comme  n=mM  alors,  3mAlMAl=2mZnMZn
 
Ce qui donne : mAl=2mZn×MAl3MZn
 
A.N : mAl=2×6.54×273×65.4=1.8
 
Donc, mAl=1.8g

Exercice 9

1) Les réactifs que le technicien devra utiliser sont :
 
l'acide chlorhydrique et le fer.
 
Équation bilan de la réaction à réaliser : Fe + 2HCl FeCl2 + H2
 
2) Calculons la masse de chacun des réactifs utilisés.
 
D'après l'équation bilan on a :
nFe1=nHCl2=nH21
Par suite, nFe=nH2  et  nHCl=2nH2
 
Or,  n=mM=VVM  donc,
 
  pour Fe on a :
mFeMFe=VH2VMH2  mFe=VH2×MFeVMH2
A.N : mFe=1.12×5622.4=2.8
 
Donc, mFe=2.8g
 
  pour HCl on a :
mHClMHCl=2VH2VMH2  mHCl=2×VH2×MHClVMH2
A.N : mHCl=2×1.12×36.522.4=3.65
 
D'où, mHCl=3.65g
 
3) Pour l'acide nitrique ; la réaction avec le cuivre ne donne aucun produit, la réaction avec le plomb est éphémère et que la réaction avec le fer donne des vapeurs nitreuses.
Cependant, pour l'acide chlorhydrique ; pas de réaction avec le cuivre et que la réaction avec le plomb est éphémère. Par conséquent, le laborantin va choisir l'acide chlorhydrique et le fer comme réactifs.

 

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Commentaires

vous pouvez vérifier l'exercice 8

J'ai pas la réponse de l'exercice 8 réexpliquer s'il vous plaît

Bon Travail

Bon Travail

J' ai pas compris Les exercices

Comment calculer les masses

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