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

Classe:

Troisième

Exercice 1

Exercice 2

$Al\ +\ 3HCl \longrightarrow\ AlCl_{3}\ +\ \dfrac{3}{2}H_{2}$

$Zn\ +\ H_{2}SO_{4}\ \longrightarrow\ ZnSO_{4}\ +\ H_{2}$

$Pb\ +\ 2HCl \longrightarrow\ PbCl_{2}\ +\ H_{2}$

$Fe\ +\ 2HCl \longrightarrow\ FeCl_{2}\ +\ H_{2}$

Exercice 3

1) Les observations que l'on peut faire au niveau de chaque tube sont résumées dans le tableau suivant : $$\begin{array}{|c|c|}\hline\text{Tubes}&\text{Observations}\\ \hline Cu+HCl&\text{pas de réaction}\\ \hline Pb+HCl&\text{réaction éphémère}\\ \hline Al+HCl&\text{réaction}\\ \hline\end{array}$$

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 $(H_{2})$ dégagé.

Ainsi, nous pouvons dire que ce tube contenait donc de l'aluminium $(Al).$

Soit l'équation bilan : $Al\ +\ 3HCl \longrightarrow\ AlCl_{3}\ +\ \dfrac{3}{2}H_{2}$

D'après l'équation bilan on a : $\dfrac{n_{Al}}{1}=\dfrac{n_{H_{2}}}{\tfrac{3}{2}}\ \Rightarrow\ 3n_{Al}=2n_{H_{2}}$

Or, $\ n=\dfrac{m}{M}=\dfrac{V}{V_{M}}$

Donc, $3\times\dfrac{m_{Al}}{M_{Al}}=2\times\dfrac{V_{H_{2}}}{V_{M}}$

Par suite, $m_{Al}=\dfrac{2\times V_{H_{2}}\times M_{Al}}{3\times V_{M}}\ $ avec, $\ M_{Al}=27\;g.mol^{-1}$

A.N : $m_{Al}=\dfrac{2\times 56\;10^{-3}\times 27}{3\times 22.4}=0.045$

D'où, $\boxed{m_{Al}=0.045\;g}$

Exercice 4

Le fer $(Fe)$ et le zinc $(Zn)$ sont les deux métaux attaqués à froid par les trois acides dilués $HCl,\ H_{2}SO_{4},\ HNO_{3}.$

Les produits de chacune des réactions et éventuellement l'équation bilan correspondante sont résumés dans le tableau ci-après.
$$\begin{array}{|c|c|c|c|}\hline& & & \\ \text{Métaux}&\text{Acides}&\text{Produits}&\text{Equations bilan}\\ & & & \\ \hline& &\text{dihydrogène}&\\ \text{Fer}&HCl&\text{chlorure}&Fe+2HCl\longrightarrow FeCl_{2}+H_{2} \\ & &\text{ferreux}& \\ \hline& &\text{dihydrogène}&\\ \text{Fer}&H_{2}SO_{4}&\text{sulfate}&Fe+H_{2}SO_{4}\longrightarrow FeSO_{4}+H_{2} \\ & &\text{ferreux}& \\ \hline\text{Fer}&HNO_{3}&\text{vapeurs}&\\ & &\text{nitreuses}& \\ \hline& &\text{dihydrogène}&\\ \text{Zinc}&HCl&\text{chlorure}&Zn+2HCl\longrightarrow ZnCl_{2}+H_{2} \\ & &\text{de Zinc}& \\ \hline& &\text{dihydrogène}&\\ \text{Zinc}&H_{2}SO_{4}&\text{sulfate}&Zn+H_{2}SO_{4}\longrightarrow ZnSO_{4}+H_{2} \\ & &\text{de Zinc}& \\ \hline& &\text{dihydrogène}&\\ \text{Zinc}&HNO_{3}&\text{nitrate}& \\ & &\text{de Zinc}& \\ \hline\end{array}$$

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 : $Al\ +\ 3HCl \longrightarrow\ AlCl_{3}\ +\ \dfrac{3}{2}H_{2}$

2) A la fin du phénomène observé, lorsqu'on y verse ensuite de l'acide nitrique dilué $(HNO_{3})$, 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 $(HNO_{3})$ et que l'on observe une réaction, elle ne peut se produire qu'entre le cuivre et l'acide nitrique $(HNO_{3}).$

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 $(H_{2}SO_{4})$ 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 $(H_{2}SO_{4}).$ Donc, ce bidon est le mieux placé pour une meilleure conservation.

Exercice 7

On fait réagir entièrement $10\;mL$ d'une solution d'acide chlorhydrique dilué avec $56\;mg$ de fer.

1) Calculons la masse de chacun des produits obtenus.

Soit l'équation de la réaction : $Fe\ +\ 2HCl\ \longrightarrow\ FeCl_{2}\ +\ H_{2}$

D'après l'équation bilan on a :

$$\dfrac{n_{Fe}}{1}=\dfrac{n_{HCl}}{2}=\dfrac{n_{FeCl_{2}}}{1}=\dfrac{n_{H_{2}}}{1}$$

Donc, $n_{Fe}=n_{FeCl_{2}}=n_{H_{2}}\ $ or, $\ n=\dfrac{m}{M}$

Par suite,

$-\ $ pour $FeCl_{2}$ on a : $\dfrac{m_{Fe}}{M_{Fe}}=\dfrac{m_{FeCl_{2}}}{M_{FeCl_{2}}}$

Ce qui donne : $m_{FeCl_{2}}=\dfrac{m_{Fe}\times M_{FeCl_{2}}}{M_{Fe}}\ $ avec, $\ M_{FeCl_{2}}=56+2\times 35.5=127\;g.mol^{-1}$

A.N : $m_{FeCl_{2}}=\dfrac{56\;10^{-3}\times 127}{56}=0.127$

D'où, $\boxed{m_{FeCl_{2}}=0.127\;g=127\;mg}$

$-\ $ pour $H_{2}$ on a : $\dfrac{m_{H_{2}}}{M_{H_{2}}}=\dfrac{m_{Fe}}{M_{Fe}}$

Donc, $m_{H_{2}}=\dfrac{m_{Fe}\times M_{H_{2}}}{M_{Fe}}$

A.N : $m_{H_{2}}=\dfrac{56\;10^{-3}\times 2}{56}=0.002$

Ainsi, $\boxed{m_{H_{2}}=0.002\;g=2\;mg}$

2) Déterminons la molarité de la solution d'acide chlorhydrique utilisé.

On a : $c=\dfrac{n}{V}\ $ or, $2n_{Fe}=n_{HCl}$ d'après l'équation bilan.

Donc, $c=\dfrac{2n_{Fe}}{V}=\dfrac{2\times m_{Fe}}{M_{Fe}\times V}$

A.N : $c=\dfrac{2\times 56\;10^{-3}}{56\times 10\;10^{-3}}=0.2$

Donc, $\boxed{c=0.2\;mol.l^{-1}}$

Exercice 8

1) Écrivons les équations bilan de chacune de ces réactions chimiques.

$(1)\quad Al\ +\ 3HCl \longrightarrow\ AlCl_{3}\ +\ \dfrac{3}{2}H_{2}$

$(2)\quad Zn\ +\ H_{2}SO_{4}\ \longrightarrow\ ZnSO_{4}\ +\ H_{2}$

2) Calculons la masse d'aluminium utilisé.

D'après l'équation bilan (1) on a :

$$\dfrac{n_{Al}}{1}=\dfrac{n_{H_{2}}}{\frac{3}{2}}=\dfrac{2n_{H_{2}}}{3}$$

Donc, $3n_{Al}=2n_{H_{2}}$

Or, d'après l'équation (2), $\ n_{H_{2}}=n_{Zn}$

Par suite, $3n_{Al}=2n_{Zn}$

Comme $\ n=\dfrac{m}{M}\ $ alors, $\ 3\dfrac{m_{Al}}{M_{Al}}=2\dfrac{m_{Zn}}{M_{Zn}}$

Ce qui donne : $m_{Al}=\dfrac{2m_{Zn}\times M_{Al}}{3M_{Zn}}$

A.N : $m_{Al}=\dfrac{2\times 6.54\times 27}{3\times 65.4}=1.8$

Donc, $\boxed{m_{Al}=1.8\;g}$

Exercice 9

1) Les réactifs que le technicien devra utiliser sont :

l'acide chlorhydrique et le fer.

Équation bilan de la réaction à réaliser : $Fe\ +\ 2HCl \longrightarrow\ FeCl_{2}\ +\ H_{2}$

2) Calculons la masse de chacun des réactifs utilisés.

D'après l'équation bilan on a :

$$\dfrac{n_{Fe}}{1}=\dfrac{n_{HCl}}{2}=\dfrac{n_{H_{2}}}{1}$$

Par suite, $n_{Fe}=n_{H_{2}}\ \text{ et }\ n_{HCl}=2n_{H_{2}}$

Or, $\ n=\dfrac{m}{M}=\dfrac{V}{V_{M}}\ $ donc,

$-\ $ pour $Fe$ on a :

$$\dfrac{m_{Fe}}{M_{Fe}}=\dfrac{V_{H_{2}}}{V_{M_{H_{2}}}}\ \Rightarrow\ m_{Fe}=\dfrac{V_{H_{2}}\times M_{Fe}}{V_{M_{H_{2}}}}$$

A.N : $m_{Fe}=\dfrac{1.12\times 56}{22.4}=2.8$

Donc, $\boxed{m_{Fe}=2.8\;g}$

$-\ $ pour $HCl$ on a :

$$\dfrac{m_{HCl}}{M_{HCl}}=2\dfrac{V_{H_{2}}}{V_{M_{H_{2}}}}\ \Rightarrow\ m_{HCl}=\dfrac{2\times V_{H_{2}}\times M_{HCl}}{V_{M_{H_{2}}}}$$

A.N : $m_{HCl}=\dfrac{2\times 1.12\times 36.5}{22.4}=3.65$

D'où, $\boxed{m_{HCl}=3.65\;g}$

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.

Auteur:

Aliou ndiaye