Conservation de la masse : les atomes se conservent

Complète avec le mot qui convient.

1. Une transformation chimique forme des espèces chimiques , mais la masse totale ne change pas.
   Les produits sont des espèces nouvelles ; leur masse totale est pourtant égale à celle des réactifs consommés.
2. Au cours d’une transformation chimique, la masse des réactifs consommés est à la masse des produits formés.
   Les deux masses sont égales : c’est la loi de conservation de la masse.
3. La loi de conservation de la masse a été établie grâce à des très précises, faites avant et après les transformations.
   Lavoisier a établi la loi en pesant très précisément ses récipients fermés avant et après.

Chaque transformation a lieu dans un récipient fermé. Donne la masse demandée.

1. Une ancienne ampoule de flash enferme dans du verre un fil métallique et du dioxygène. Elle pèse 2,85 g. Après l’éclair, le fil s’est transformé en une poudre blanche. La balance affiche g
   L’ampoule est fermée : rien n’entre, rien ne sort. La masse reste 2,85 g, même si le métal s’est transformé.
2. Un flacon bouché contient de l’acide chlorhydrique et un morceau de zinc ; il pèse 96,35 g. Le zinc disparaît peu à peu, des bulles de dihydrogène se forment. À la fin, la balance affiche g
   Le dihydrogène formé reste dans le flacon bouché : la balance affiche toujours 96,35 g.
3. Dans un tube fermé, une transformation consomme en tout 6,9 g de réactifs. Masse totale des produits formés : g
   Masse des produits formés = masse des réactifs consommés = 6,9 g.

Masse ou volume ? Réactifs introduits ou consommés ?

1. On mélange 100 mL d’eau (100,0 g) et 100 mL d’alcool (78,9 g). Masse du mélange : g
   Les masses s’additionnent toujours : $100,0+78,9=178,9$ g.
2. Le volume de ce mélange est à 200 mL.
   Les volumes ne s’additionnent pas toujours : le mélange d’eau et d’alcool occupe un peu moins de 200 mL.
3. Dans un flacon fermé, on introduit 5,0 g de réactifs ; à la fin, 1,2 g de l’un d’eux n’a pas réagi. Masse des produits formés : g
   Réactifs consommés : $5,0-1,2=3,8$ g, donc 3,8 g de produits. Le réactif restant n’a pas réagi.
4. À la fin, le contenu de ce flacon (produits et réactif restant) pèse g.
   Rien n’est sorti du flacon : $3,8+1,2=5,0$ g, comme au début.

Le dessin montre une transformation qui se produit dans les moteurs très chauds : du diazote et du dioxygène donnent du monoxyde d’azote.

1. Nombre d’atomes d’azote avant la transformation :
   Une molécule de diazote N₂ : 2 atomes d’azote (bleus).
2. Nombre d’atomes d’oxygène après la transformation :
   Deux molécules NO, chacune avec un atome d’oxygène : 2 atomes d’oxygène, comme avant.
3. Pendant la transformation, les molécules ont changé, mais les se sont conservés.
   Les atomes se sont regroupés autrement : aucun n’a été créé ni détruit.

Compte les atomes demandés dans chaque écriture.

1. 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ : nombre d’atomes d’oxygène avant la flèche :
   $2\times 2+2=6$ atomes d’oxygène. Après : $2\times 3=6$ aussi.
2. C₂H₄ + 3 O₂ → 2 CO₂ + 2 H₂O : nombre d’atomes d’oxygène après la flèche :
   $2\times 2+2\times 1=6$ atomes d’oxygène. Avant : $3\times 2=6$ aussi.
3. 2 H₂S + 3 O₂ → 2 SO₂ + 2 H₂O : nombre d’atomes d’hydrogène après la flèche :
   Deux molécules H₂O : $2\times 2=4$ atomes d’hydrogène, autant qu’avant ($2\times 2=4$).
4. 4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O : nombre total d’atomes avant la flèche :
   Avant : $4\times 4+3\times 2=16+6=22$ atomes. Après : $2\times 2+6\times 3=4+18=22$.

Pour la décomposition de l’eau oxygénée, un élève écrit : H₂O₂ → H₂O + O₂.

1. Atomes d’oxygène avant la flèche :
   Une molécule H₂O₂ : 2 atomes d’oxygène.
2. Atomes d’oxygène après la flèche :
   H₂O en a 1 et O₂ en a 2 : $1+2=3$ atomes d’oxygène.
3. Cette écriture fait un atome d’oxygène : elle ne peut pas être juste.
   De 2 à 3 atomes d’oxygène : un atome apparaîtrait, ce qui est impossible.
4. L’écriture juste est 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂ : elle compte atomes d’oxygène de chaque côté.
   Avant : $2\times 2=4$. Après : $2\times 1+2=4$. Les atomes d’hydrogène aussi : 4 et 4.

Complète par « augmente », « diminue » ou « ne change pas ».

1. Un morceau de sucre arrosé d’un peu d’alcool brûle dans une soucoupe posée sur une balance : la masse affichée .
   Le dioxyde de carbone et la vapeur d’eau formés partent dans l’air : la masse affichée diminue.
2. Un clou en fer laissé dehors rouille peu à peu : sa masse .
   Le fer fixe du dioxygène (et de l’eau) venus de l’air : la masse augmente.
3. Un comprimé effervescent réagit dans un flacon d’eau bien bouché, posé sur une balance : la masse affichée .
   Le gaz formé reste dans le flacon fermé : la masse ne change pas.

Nomme le gaz qui entre dans le système ou qui en sort.

1. Une feuille de papier brûle dans une coupelle posée sur une balance : la masse diminue, car de la vapeur d’eau et du partent dans l’air.
   Le papier contient du carbone : en brûlant, il forme du dioxyde de carbone, un gaz qui quitte la coupelle avec la vapeur d’eau.
2. Dans une capsule ouverte, on chauffe de la poudre de zinc : elle devient une poudre blanche d’oxyde de zinc et la masse augmente, car le zinc fixe du de l’air.
   L’oxyde de zinc contient de l’oxygène pris au dioxygène de l’air, qui n’était pas pesé au départ.
3. Du magnésium réagit avec de l’acide chlorhydrique dans un bécher ouvert : il se forme du chlorure de magnésium et un gaz qui détone à la flamme. La masse diminue, car le s’échappe.
   Le gaz qui détone à la flamme est le dihydrogène ; il quitte le bécher ouvert.

Au laboratoire, sur une balance : un bécher contenant une solution de soude et, à côté, une coupelle contenant 0,27 g de grains d’aluminium ; la balance affiche 212,30 g. On verse l’aluminium dans le bécher et on repose la coupelle vide sur la balance. L’aluminium réagit avec la soude : une effervescence se produit ; quand elle s’arrête, la balance affiche 212,27 g.

1. Masse du gaz qui a quitté le bécher : g
   $212,30-212,27=0,03$ g de dihydrogène sont partis dans l’air.
2. Dans un flacon bouché, la même expérience aurait donné à la fin g.
   En système fermé, rien ne sort : la balance aurait affiché 212,30 g, comme au début.
3. Un élève dit que cette matière a été détruite. En réalité, ce gaz est parti dans l’.
   La matière n’est pas détruite : le gaz s’est dispersé dans l’air, hors de la balance.

Calcule la masse demandée.

1. 0,81 g d’aluminium brûlent en fixant 0,72 g de dioxygène. Masse d’alumine (oxyde d’aluminium) formée : g
   Un seul produit : $0,81+0,72=1,53$ g d’alumine.
2. 5,8 g de butane brûlent avec 20,8 g de dioxygène et forment 17,6 g de dioxyde de carbone et de l’eau. Masse d’eau formée : g
   Réactifs : $5,8+20,8=26,6$ g. Eau : $26,6-17,6=9,0$ g.
3. Dans un flacon de dioxygène, 0,84 g de fer brûlent et forment 1,16 g d’oxyde de fer. Masse de dioxygène consommée : g
   Dioxygène = produit − fer : $1,16-0,84=0,32$ g.
4. Une flamme de propane forme 3,3 g de dioxyde de carbone et 1,8 g d’eau ; 1,1 g de propane ont brûlé. Masse de dioxygène consommée : g
   Produits : $3,3+1,8=5,1$ g. Dioxygène : $5,1-1,1=4,0$ g.

Convertis d’abord, puis calcule (réponse en grammes).

1. 0,016 kg de méthane brûlent avec 64 g de dioxygène ; il se forme 44 g de dioxyde de carbone et de l’eau. Masse d’eau : g
   0,016 kg = 16 g. Réactifs : $16+64=80$ g. Eau : $80-44=36$ g.
2. 920 mg de sodium réagissent avec 1,42 g de dichlore et forment du chlorure de sodium, seul produit. Masse de chlorure de sodium : g
   920 mg = 0,92 g. $0,92+1,42=2,34$ g.
3. 1 080 mg d’argent se combinent à du soufre et forment 1,24 g de sulfure d’argent, le dépôt noir qui ternit l’argenterie. Masse de soufre : g
   1 080 mg = 1,08 g. Soufre : $1,24-1,08=0,16$ g.

Un flacon fermé de deux litres, rempli de dioxygène, en contient 2,60 g. On y brûle 1,20 g de soufre : tout le soufre disparaît et il se forme 2,40 g de dioxyde de soufre, seul produit.

1. Masse du contenu du flacon au début : g
   $1,20+2,60=3,80$ g.
2. Masse de dioxygène consommée : g
   Produit − soufre : $2,40-1,20=1,20$ g.
3. Masse de dioxygène qui reste à la fin : g
   $2,60-1,20=1,40$ g. Vérification : $2,40+1,40=3,80$ g, comme au début.
4. Si l’on avait débouché le flacon pendant la combustion, le dioxyde de soufre formé, un gaz, se serait dans l’air.
   Le flacon ouvert devient un système ouvert : le gaz se serait échappé et la balance aurait affiché moins.