Exercice 1 — Réactions exothermiques et endothermiques
1. Définitions :
- Réaction exothermique : réaction chimique qui libère de l'énergie (principalement sous forme de chaleur) vers le milieu extérieur. La température du milieu augmente pendant la réaction.
Bilan : Réactifs → Produits + Énergie (chaleur) - Réaction endothermique : réaction chimique qui absorbe de l'énergie du milieu extérieur. La température du milieu diminue pendant la réaction.
Bilan : Réactifs + Énergie → Produits
2. Qualification de la dissolution du chlorure d'ammonium :La dissolution de NH₄Cl est
endothermique.
Justification : le bécher se refroidit, ce qui montre que la réaction
absorbe de la chaleur du milieu environnant. La température baisse = caractéristique d'une réaction endothermique.
3. Exemple de réaction exothermique quotidienne :Au choix (un seul suffit) :
- La combustion du gaz (méthane ou propane) dans une cuisinière à gaz : la flamme dégage de la chaleur.
- La combustion du bois dans une cheminée.
- La dissolution du chlorure de calcium CaCl₂ dans l'eau (réchauffe le récipient).
Exercice 2 — Combustion du butane
1. Identification du combustible et du comburant :
Équation : 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O
- Combustible : le butane C₄H₁₀ (la substance qui brûle).
- Comburant : le dioxygène O₂ (la substance qui entretient la combustion).
2. Vérification de l'équilibrage :| Atome | Côté gauche (réactifs) | Côté droit (produits) | Équilibré ? |
|---|
| C | 2 × 4 = 8 | 8 × 1 = 8 | ✓ |
| H | 2 × 10 = 20 | 10 × 2 = 20 | ✓ |
| O | 13 × 2 = 26 | 8 × 2 + 10 × 1 = 16 + 10 = 26 | ✓ |
L'équation est bien équilibrée : le nombre d'atomes de chaque élément est identique des deux côtés.
3. Combustion incomplète :Si la combustion est incomplète (manque de dioxygène O₂), on observe :
- Apparition de suie (dépôt noir de carbone C) sur les parois.
- Production de monoxyde de carbone (CO).
Danger du CO : le monoxyde de carbone est un gaz
incolore et inodore, donc indétectable sans appareil. Il se fixe sur l'
hémoglobine du sang à la place du dioxygène, provoquant une asphyxie pouvant être mortelle, même en faible concentration.
Exercice 3 — Fonctionnement d'une pile
1. Légende d'un schéma de pile :
Dans une pile électrochimique, on identifie :
- Anode (−) : électrode négative, siège de l'oxydation (le métal réducteur perd des électrons).
- Cathode (+) : électrode positive, siège de la réduction (l'oxydant gagne des électrons).
- Sens des électrons : dans le circuit externe (fil), les électrons circulent de l'anode (−) vers la cathode (+).
- Sens du courant conventionnel : de la cathode (+) vers l'anode (−) dans le circuit externe (sens inverse des électrons).
- Ions dans l'électrolyte : les ions migrent dans la solution entre les deux électrodes pour assurer la neutralité électrique ; les cations migrent vers la cathode, les anions vers l'anode.
2. Demi-équations d'oxydoréduction (pile zinc/cuivre) :- Oxydation à l'anode (−) :
Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Le zinc perd 2 électrons : il est oxydé. La plaque de zinc se dissout progressivement. - Réduction à la cathode (+) :
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Les ions cuivre Cu²⁺ gagnent 2 électrons : ils sont réduits et se déposent sur la plaque de cuivre.
3. Équation bilan :On additionne les deux demi-équations (les 2 e⁻ se compensent) :
Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + CuLe zinc se dissout et le cuivre se dépose : c'est une réaction d'oxydoréduction spontanée.
Exercice 4 — Oxydoréduction
1. Définitions :
- Oxydant : espèce chimique qui gagne des électrons lors d'une réaction d'oxydoréduction. Elle est réduite au cours de la réaction. (L'oxydant fait « prendre » des électrons à son partenaire.)
- Réducteur : espèce chimique qui perd des électrons lors d'une réaction d'oxydoréduction. Elle est oxydée au cours de la réaction. (Le réducteur « donne » ses électrons à l'oxydant.)
Mémo : Oxydant = Obtient des électrons (réduit) ; Réducteur = Rend des électrons (oxydé).2. Identification dans Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag :Analyse des transferts d'électrons :
- Le fer (Fe) passe de 0 à +II : il perd 2 électrons → il est oxydé → c'est le réducteur.
- Les ions argent (Ag⁺) passent de +I à 0 : ils gagnent chacun 1 électron → ils sont réduits → Ag⁺ est l'oxydant.
Demi-équations :Oxydation :
Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻Réduction :
2 Ag⁺ + 2 e⁻ → 2 Ag
Exercice 5 — Enjeux sociétaux de l'énergie chimique
La pile à combustible hydrogène comme énergie d'avenir :
La pile à combustible hydrogène convertit l'énergie chimique de la réaction entre le dihydrogène (H₂) et le dioxygène (O₂) en énergie électrique, selon : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O + énergie électrique.
Elle présente plusieurs avantages majeurs par rapport aux combustibles fossiles :
- Absence d'émission de CO₂ : le seul produit de la réaction est l'eau (H₂O), un produit non polluant et non réchauffant. À l'inverse, la combustion des hydrocarbures (pétrole, gaz naturel, charbon) libère du dioxyde de carbone CO₂, principal gaz à effet de serre responsable du changement climatique.
- Ressources renouvelables : l'hydrogène peut être produit par électrolyse de l'eau à partir d'énergies renouvelables (solaire, éolien), tandis que les combustibles fossiles sont des ressources limitées formées sur des millions d'années et non renouvelables à l'échelle humaine.
- Bilan environnemental favorable : la pile à combustible ne génère ni suie, ni monoxyde de carbone, ni oxydes d'azote, ce qui réduit la pollution atmosphérique locale.
Conclusion : c'est pourquoi la pile à combustible hydrogène représente une alternative prometteuse pour la mobilité durable et la transition énergétique.