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Physique-Chimie (2nde) · Classe de 2ⁿᵈᵉ

Transformations chimiques

Réactifs, produits et conservation de la matière — programme de 2nde (lycée général)

À propos de cette page
Cette évaluation sur « Transformations chimiques » en seconde permet de faire le point sur ses connaissances en physique-chimie (2nde), comme lors d'un véritable contrôle. Elle suit le programme officiel de seconde et propose plusieurs exercices notés sur 20, avec un corrigé détaillé. Au programme : Transformation chimique vs transformation physique, Réactifs et produits, Équation de réaction chimique, Conservation des atomes et des charges. Travaille seul, chronomètre-toi, puis compare tes réponses au corrigé pour identifier les points à revoir. Parfait pour mesurer ses progrès et réviser efficacement. Évaluation gratuite conçue par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de seconde en physique-chimie (2nde).
Évaluation finale · Niveau difficile · Durée 60 min · Noté sur 20
60:00

Évaluation complète de fin de chapitre, tout en niveau difficile. Travaille seul et sans aide, puis vérifie tes réponses avec le corrigé détaillé dépliable en bas de page.

Exercice 1 — Transformation physique ou chimique

/ 3 pts
  1. Classe chacune des transformations suivantes en physique (P) ou chimique (C) et justifie brièvement : (1) la vaporisation de l'eau — (2) la combustion du bois — (3) la dissolution du sel dans l'eau.
  2. Pour la transformation chimique identifiée, cite les réactifs et les produits probables.

Exercice 2 — Ajustement d'une équation bilan

/ 5 pts
  1. On considère la combustion de l'éthanol ($\text{C}_2\text{H}_5\text{OH}$) :
    $\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$ (non ajustée).
  2. a) Compter le nombre d'atomes C, H, O dans chaque membre (avant ajustement).
  3. b) Ajuster l'équation en donnant les coefficients stœchiométriques entiers minimaux.
  4. c) Vérifier la conservation de chaque élément dans l'équation ajustée.

Exercice 3 — Conservation de la masse

/ 4 pts
  1. On fait réagir 3 g de magnésium (Mg) avec de l'air (excès de dioxygène). On observe la formation de 5 g d'oxyde de magnésium ($\text{MgO}$).
  2. a) Écrire l'équation bilan ajustée de la réaction (Mg + O2 → MgO).
  3. b) Quelle masse de dioxygène a été consommée ? Justifie par la loi de Lavoisier.
  4. c) Dans une expérience en récipient ouvert, la masse du récipient mesurée après réaction est supérieure à la masse de Mg seul. Explique ce phénomène.

Exercice 4 — Bilan de matière — Réactif limitant

/ 5 pts
  1. On fait réagir 56 g de fer (Fe) avec 32 g de soufre (S) selon :
    $\text{Fe} + \text{S} \longrightarrow \text{FeS}$
    Données : $M(\text{Fe}) = 56$ g/mol ; $M(\text{S}) = 32$ g/mol ; $M(\text{FeS}) = 88$ g/mol.
  2. a) Calculer les quantités de matière $n(\text{Fe})$ et $n(\text{S})$.
  3. b) Identifier le réactif limitant.
  4. c) Calculer la masse de FeS produite.
  5. d) Quelle masse de réactif reste-t-il à la fin de la réaction ?

Exercice 5 — Analyse d'un problème ouvert

/ 3 pts
  1. On veut produire 34 g d'ammoniac ($\text{NH}_3$, $M = 17$ g/mol) à partir de diazote et de dihydrogène selon : $\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \longrightarrow 2\,\text{NH}_3$.
  2. a) Calculer la quantité de matière de $\text{NH}_3$ souhaitée.
  3. b) Calculer la quantité de $\text{H}_2$ (en mol) nécessaire pour produire cette quantité de $\text{NH}_3$.
  4. c) Le rendement de la réaction industrielle est de 85 %. Quelle masse de $\text{H}_2$ ($M = 2$ g/mol) faut-il réellement engager ?
✓Corrigé détaillé

Exercice 1 — Transformation physique ou chimique
Corrigé :
(1) Vaporisation de l'eau : P — L'eau passe de l'état liquide à gazeux sans changer de nature chimique ($\text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightarrow \text{H}_2\text{O}_{(g)}$). (1 pt)
(2) Combustion du bois : C — De nouvelles espèces sont créées. (1 pt)
(3) Dissolution du sel : P — Les ions existaient déjà dans le cristal. (0,5 pt)
Pour la combustion (n°2) : réactifs = cellulose/carbone et dioxygène ; produits = $\text{CO}_2$ et $\text{H}_2\text{O}$ (voire CO si combustion incomplète). (0,5 pt)

Exercice 2 — Ajustement d'une équation bilan
Corrigé :
a) Avant ajustement (coefficients 1) :
Gauche : C = 2, H = 6, O = 1 (dans éthanol) + 2 (dans O2) = 3 au total. Droite : C = 1, H = 2, O = 3. Non équilibré. (1 pt)
b) Équation ajustée : $\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + 3\,\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O}$ (3 pts)
c) Vérification : C : 2 = 2 ✓ ; H : 6 = 6 ✓ ; O : 1+6 = 7 et 4+3 = 7 ✓ (1 pt)

Exercice 3 — Conservation de la masse
Corrigé :
a) $2\,\text{Mg} + \text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{MgO}$ (1,5 pt)
b) Loi de Lavoisier : $m(\text{Mg}) + m(\text{O}_2) = m(\text{MgO})$
$3 + m(\text{O}_2) = 5 \Rightarrow m(\text{O}_2) = 2$ g (1,5 pt)
c) Le dioxygène provient de l'air et vient s'ajouter à la masse du magnésium pour former l'oxyde : le récipient s'enrichit en matière venue de l'extérieur. (1 pt)

Exercice 4 — Bilan de matière — Réactif limitant
Corrigé :
a) $n(\text{Fe}) = 56/56 = 1$ mol ; $n(\text{S}) = 32/32 = 1$ mol (1 pt)
b) Ratio Fe : 1/1 = 1 ; ratio S : 1/1 = 1. Les ratios sont égaux : la réaction est stœchiométrique. Aucun réactif n'est en excès. (1,5 pt)
c) $n(\text{FeS}) = n(\text{Fe}) = 1$ mol → $m(\text{FeS}) = 1 \times 88 = 88$ g. (1,5 pt)
d) Les deux réactifs sont totalement consommés : il ne reste rien. (1 pt)

Exercice 5 — Analyse d'un problème ouvert
Corrigé :
a) $n(\text{NH}_3) = 34/17 = 2$ mol (0,5 pt)
b) D'après la stœchiométrie : $n(\text{H}_2) = (3/2) \times n(\text{NH}_3) = (3/2) \times 2 = 3$ mol (1 pt)
c) Avec un rendement de 85 %, il faut engager $n_{\text{réel}} = 3 / 0{,}85 \approx 3{,}53$ mol de H2, soit $m = 3{,}53 \times 2 \approx 7{,}06$ g de H2. (1,5 pt)

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