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Ressources · 4ᵉ · Chimie · Devoir surveillé bilan

Devoir surveillé : modéliser les transformations chimiques : formules, conservation de la masse et équations

Maths 4ᵉ · un devoir qui mélange 3 chapitres, en 3 niveaux : ★ les bases, ★★ niveau DS classique, ★★★ pour aller plus loin. Sujets et corrigés détaillés, à faire en temps limité puis à corriger.

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Niveau ★ les bases · Durée 55 min · Noté sur 20
55:00
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Devoir surveillé – modéliser les transformations chimiques : formules, conservation de la masse et équations — niveau ★

Durée : 55 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Chimie 4ᵉ

Nom : Date : Note : / 20

Tous les calculs doivent figurer sur la copie. Les résultats seront donnés sous la forme la plus simple possible.

Exercice 1 – L’ozone des villes

(4 pts)

En ville, le soir, le monoxyde d’azote rejeté par les pots d’échappement réagit avec l’ozone de l’air : il se forme du dioxyde d’azote et du dioxygène.

  1. a)Écris la formule de chacune des quatre espèces citées.
  2. b)Classe ces quatre espèces en corps purs simples et corps purs composés. Justifie.
  3. c)Écris l’équation de la réaction, puis montre par un tableau des atomes qu’elle est ajustée sans aucun coefficient.
  4. d)Un élève affirme : « L’ozone et le dioxygène, c’est la même espèce chimique sous deux noms différents. » Explique pourquoi il se trompe.

Exercice 2 – Le silicium des panneaux solaires

(4 pts)

Le silicium des panneaux solaires est d’abord extrait du quartz, fait de silice SiO₂, dans un four électrique très chaud : SiO₂ + 2 C → Si + 2 CO. (Si : silicium.)

  1. a)Écris le bilan en mots de cette transformation, avec le nom de chaque espèce (SiO₂ est nommé avec les préfixes).
  2. b)Que signifie la flèche ? Un élève propose d’écrire la même transformation sous la forme Si + 2 CO → SiO₂ + 2 C. A-t-il raison ? Justifie.
  3. c)Pour obtenir 30 atomes de silicium, combien d’atomes de carbone sont consommés ? Combien de molécules CO se forment ?
  4. d)Bilan de référence : 60 kg de silice réagissent exactement avec 24 kg de carbone et forment 28 kg de silicium. Calcule la masse de CO formée. Justifie.

Exercice 3 – Du gaz naturel aux sacs plastiques

(4 pts)

Dans une usine appelée vapocraqueur, l’éthane C₂H₆, un gaz tiré du gaz naturel, est chauffé vers 850 °C : il se transforme surtout en éthylène C₂H₄, qui sert à fabriquer le polyéthylène des sacs et des bouteilles, et en dihydrogène.

  1. a)Écris l’équation de la transformation et vérifie qu’elle est ajustée.
  2. b)Décris le modèle éclaté d’une molécule de dihydrogène avec le code couleur. En quoi le modèle compact de la même molécule serait-il différent ?
  3. c)Combien d’atomes d’hydrogène 5 molécules d’éthane contiennent-elles ? Écris correctement ces 5 molécules.
  4. d)Une usine transforme 3,0 t d’éthane ; il se forme 2,8 t d’éthylène. On admet qu’il ne se forme que ces deux produits. Calcule la masse de dihydrogène formée, en kilogrammes.

Exercice 4 – Le bicarbonate chauffé

(4 pts)

On chauffe fortement 4,2 g de bicarbonate de sodium NaHCO₃ (Na : sodium), une poudre blanche, dans un tube à essai ouvert. Il se forme du carbonate de sodium Na₂CO₃, un autre solide blanc, de la vapeur d’eau et du dioxyde de carbone, qui sortent du tube. À la fin, le solide qui reste dans le tube pèse 2,65 g.

  1. a)Combien d’atomes, et de combien de sortes, la formule NaHCO₃ compte-t-elle ?
  2. b)Explique pourquoi la masse du solide a diminué, sans qu’aucune matière ait été détruite.
  3. c)Calcule la masse des gaz sortis du tube. Il s’est formé 1,1 g de dioxyde de carbone : calcule la masse de vapeur d’eau formée.
  4. d)Ajuste l’équation NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ et vérifie-la par un tableau des atomes.

Exercice 5 – Corriger la copie de Noé

(4 pts)

Chaque phrase de la copie de Noé contient une erreur. Explique-la, puis écris ce qu’il fallait écrire. (Ca : calcium ; Zn : zinc.)

  1. a)« Le trioxyde de diazote s’écrit N₃O₂. »
  2. b)« Le fer d’une casserole est un corps pur composé, puisqu’il contient des milliards d’atomes. »
  3. c)« Pour ajuster Ca + O₂ → CaO, le calcium qui brûle dans le dioxygène, j’écris Ca + O → CaO. »
  4. d)« Sous la hotte, j’ai chauffé 3,0 g de zinc avec 3,0 g de soufre. À la fin, il reste des grains jaunes de soufre. Il s’est donc formé 6,0 g de sulfure de zinc. »

Bon courage !

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Corrigé et barème – modéliser les transformations chimiques : formules, conservation de la masse et équations — niveau ★

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Exercice 1 – L’ozone des villes

(4 pts)
  1. a)Monoxyde d’azote NO (mono- : 1 atome d’oxygène, 1 atome d’azote) ; ozone O₃ (nom d’usage) ; dioxyde d’azote NO₂ ; dioxygène O₂. (1 pt ; 0,5 pt seulement pour deux ou trois formules justes) (1)
  2. b)Corps purs simples : O₃ et O₂, une seule sorte d’atome, l’oxygène (0,5 pt). Corps purs composés : NO et NO₂, deux sortes d’atomes, l’azote et l’oxygène. (0,5 pt) (1)
  3. c)NO + O₃ → NO₂ + O₂ (0,5 pt). Azote : 1 à gauche, 1 à droite ; oxygène : 1 + 3 = 4 à gauche, 2 + 2 = 4 à droite. Chaque élément est conservé : l’équation est ajustée, tous les coefficients valent 1 et ne s’écrivent pas. (0,5 pt) (1)
  4. d)Ils ont la même sorte d’atome, mais pas la même formule : une molécule d’ozone compte 3 atomes d’oxygène, une molécule de dioxygène 2 (0,5 pt). Un indice changé, c’est une autre espèce, avec d’autres propriétés : ici, l’une est un réactif et l’autre un produit. (0,5 pt) (1)

Méthode — un nom se découpe en morceaux « préfixe + atome » et chaque préfixe devient un indice ; un nom d’usage (ozone, eau, méthane, ammoniac) ne se devine pas, il s’apprend.

Exercice 2 – Le silicium des panneaux solaires

(4 pts)
  1. a)dioxyde de silicium (la silice) + carbone → silicium + monoxyde de carbone. (1 pt : 0,5 pt pour les réactifs, 0,5 pt pour les produits) (1)
  2. b)La flèche se lit « donne » : elle va des réactifs, consommés, vers les produits, formés (0,5 pt). L’élève a tort : la flèche n’est pas un signe « = », on ne peut pas échanger les deux côtés ; son écriture décrirait une autre transformation, où le silicium et le monoxyde de carbone seraient les réactifs. (0,5 pt) (1)
  3. c)D’après l’équation, 1 Si se forme pour 2 C consommés et 2 CO formés : 30 × 2 = 60 atomes de carbone (0,5 pt) et 60 molécules de CO. (0,5 pt) (1)
  4. d)Masse des réactifs consommés = masse des produits formés : 60 + 24 = 84 kg (0,5 pt), donc monoxyde de carbone : 84 − 28 = 56 kg. (0,5 pt) (1)

Piège — une équation se lit dans un seul sens, de gauche à droite : les réactifs avant la flèche, les produits après ; ce n’est pas une égalité qu’on peut retourner.

Exercice 3 – Du gaz naturel aux sacs plastiques

(4 pts)
  1. a)C₂H₆ → C₂H₄ + H₂ (0,5 pt). Carbone : 2 et 2 ; hydrogène : 6 à gauche, 4 + 2 = 6 à droite : l’équation est ajustée, sans coefficient. (0,5 pt) (1)
  2. b)Deux boules blanches (hydrogène) reliées par une tige (0,5 pt). Dans le modèle compact, les deux boules seraient collées, sans tige : il montre mieux la place occupée par la molécule ; c’est toujours la même molécule. (0,5 pt) (1)
  3. c)5 × 6 = 30 atomes d’hydrogène (0,5 pt) ; on écrit 5 C₂H₆, le nombre de molécules en coefficient devant, sans toucher aux indices (C₁₀H₃₀ serait une seule molécule). (0,5 pt) (1)
  4. d)Un seul réactif consommé : 3,0 t = 2,8 t + masse de dihydrogène, donc 3,0 − 2,8 = 0,2 t (0,5 pt). 1 t = 1 000 kg : 0,2 t = 200 kg. (0,5 pt) (1)

Astuce — modèle éclaté ou compact, formule ou dessin : ce sont des représentations différentes de la même molécule ; le nombre de boules de chaque couleur, lui, ne change jamais.

Exercice 4 – Le bicarbonate chauffé

(4 pts)
  1. a)4 sortes d’atomes (sodium, hydrogène, carbone, oxygène) (0,5 pt) ; 1 + 1 + 1 + 3 = 6 atomes. (0,5 pt) (1)
  2. b)Aucune matière n’est détruite : le tube est ouvert, la vapeur d’eau et le dioxyde de carbone formés en sont sortis (0,5 pt). Leurs atomes viennent du bicarbonate ; ils sont partis dans l’air, hors de la balance. (0,5 pt) (1)
  3. c)Gaz sortis : 4,2 − 2,65 = 1,55 g (0,5 pt). Vapeur d’eau : 1,55 − 1,1 = 0,45 g. (0,5 pt) (1)
  4. d)Sodium : 1 à gauche, 2 à droite, je mets 2 devant NaHCO₃ : 2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ (0,5 pt). Tableau : Na 2 et 2 ; H 2 et 2 ; C 2 et 1 + 1 = 2 ; O 2 × 3 = 6 et 3 + 1 + 2 = 6. (0,5 pt) (1)

Erreur fréquente — conclure qu’une masse qui baisse prouve une destruction de matière : dans un récipient ouvert, il faut d’abord se demander quel gaz a pu sortir.

Exercice 5 – Corriger la copie de Noé

(4 pts)
  1. a)Les préfixes portent sur le mot qui les suit : tri- compte les atomes d’oxygène, di- ceux d’azote (0,5 pt). Formule : N₂O₃. (0,5 pt) (1)
  2. b)On compte les sortes d’atomes, pas les atomes : le fer n’est fait que d’atomes de fer (0,5 pt). C’est un corps pur simple. (0,5 pt) (1)
  3. c)Le dioxygène s’écrit O₂, jamais O tout seul : on ne change pas une formule pour ajuster (0,5 pt). On place des coefficients : 2 Ca + O₂ → 2 CaO (Ca 2 et 2 ; O 2 et 2). (0,5 pt) (1)
  4. d)Seuls les réactifs consommés comptent : du soufre reste, il n’a pas réagi (0,5 pt). Le sulfure de zinc formé pèse donc 6,0 g moins la masse du soufre restant : moins de 6,0 g. (0,5 pt) (1)

Méthode — pour relire une copie de chimie : majuscules et indices de chaque formule, coefficients seulement devant les formules, et dans un calcul de masse, uniquement les réactifs consommés.

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Niveau ★★ niveau DS classique · Durée 55 min · Noté sur 20
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Devoir surveillé – modéliser les transformations chimiques : formules, conservation de la masse et équations — niveau ★★

Durée : 55 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Chimie 4ᵉ

Nom : Date : Note : / 20

Tous les calculs doivent figurer sur la copie. Les résultats seront donnés sous la forme la plus simple possible.

Exercice 1 – L’urée, un engrais

(5 pts)

L’urée, de formule CH₄N₂O, est l’engrais azoté solide le plus utilisé au monde. En usine, on la fabrique à partir de dioxyde de carbone et d’ammoniac ; il se forme aussi de l’eau.

  1. a)Combien d’atomes une molécule d’urée contient-elle ? Combien d’atomes d’azote 50 molécules d’urée apportent-elles au sol ?
  2. b)Écris l’équation de la réaction avec les formules, puis ajuste-la.
  3. c)Pour fabriquer 500 molécules d’urée, combien de molécules d’ammoniac et de dioxyde de carbone faut-il ?
  4. d)Bilan de référence : 44 g de dioxyde de carbone réagissent exactement avec 34 g d’ammoniac et forment 60 g d’urée. Calcule la masse d’eau formée. Un élève dit : « Les coefficients donnent les proportions : on peut donc lire les masses directement dans l’équation. » Corrige-le à l’aide du bilan de référence.
  5. e)Une usine fabrique 1 500 t d’urée par jour. Calcule les masses de dioxyde de carbone et d’ammoniac consommées, et la masse d’eau formée.

Exercice 2 – Le gaz des siphons à chantilly

(4 pts)

Le protoxyde d’azote, gaz des cartouches de siphon à chantilly, se fabrique en usine en chauffant avec précaution, vers 250 °C, du nitrate d’ammonium NH₄NO₃, un engrais solide. Il se décompose en deux gaz, le protoxyde d’azote et la vapeur d’eau, qui quittent le réacteur.

  1. a)Combien d’atomes de chaque sorte la formule NH₄NO₃ compte-t-elle ? Écris correctement trois unités de nitrate d’ammonium et donne leur nombre d’atomes d’hydrogène.
  2. b)Ajuste l’équation NH₄NO₃ → N₂O + H₂O et vérifie-la par un tableau des atomes.
  3. c)On place 80 kg de nitrate d’ammonium dans le réacteur ; à la fin, il n’y reste plus rien. La matière a-t-elle disparu ? Justifie. Il s’est formé 36 kg de vapeur d’eau : calcule la masse de protoxyde d’azote formée.
  4. d)Quand 50 unités NH₄NO₃ se décomposent, combien de molécules de protoxyde d’azote et d’eau se forment-elles ? Montre que les atomes d’hydrogène sont conservés.

Exercice 3 – Ajuster quatre équations

(4 pts)

Ajuste chaque équation avec les plus petits coefficients entiers, puis vérifie-la par un tableau des atomes. (Fe : fer ; Si : silicium ; P : phosphore.)

  1. a)La fermentation lactique : certaines bactéries transforment le glucose en acide lactique. C₆H₁₂O₆ → C₃H₆O₃
  2. b)L’acier « à l’hydrogène » : le minerai de fer est transformé en fer par le dihydrogène. Fe₂O₃ + H₂ → Fe + H₂O. Où se retrouvent les atomes d’oxygène du minerai ?
  3. c)Le tétrachlorure de silicium fume dans l’air humide : il réagit avec l’eau. SiCl₄ + H₂O → SiO₂ + HCl
  4. d)Une fabrication de l’acide phosphorique, à partir d’un oxyde de phosphore et d’eau. P₄O₁₀ + H₂O → H₃PO₄

Exercice 4 – Le gaz roux

(4 pts)

Sous la hotte, le monoxyde d’azote NO, un gaz incolore, se change au contact du dioxygène en dioxyde d’azote NO₂, un gaz roux toxique.

  1. a)Ajuste l’équation NO + O₂ → NO₂.
  2. b)Un flacon contient 4 molécules de monoxyde d’azote et 3 molécules de dioxygène. Quel réactif est limitant ? Justifie par un calcul.
  3. c)Décris l’état final de ce flacon (molécules présentes et nombres), puis vérifie que les atomes d’azote et d’oxygène se sont conservés.
  4. d)Bilan de référence : 6,0 g de monoxyde d’azote réagissent exactement avec 3,2 g de dioxygène et forment 9,2 g de dioxyde d’azote. Un flacon fermé contient 3,0 g de monoxyde d’azote et 3,2 g de dioxygène. Calcule la masse de dioxyde d’azote formée et celle du réactif qui reste, puis la masse du contenu à la fin.

Exercice 5 – L’hydrazine des satellites

(3 pts)

Le modèle éclaté d’une molécule montre deux boules bleues reliées entre elles ; chaque boule bleue est aussi reliée à deux boules blanches. Cette molécule, l’hydrazine, sert de carburant aux petits moteurs qui orientent les satellites : elle s’y décompose surtout en ammoniac et en diazote.

  1. a)Écris la formule de l’hydrazine. Est-ce un corps pur simple ou composé ? Justifie.
  2. b)Écris l’équation de la décomposition de l’hydrazine et ajuste-la.
  3. c)Pour représenter cette équation avec une boîte de modèles, combien de boules bleues et de boules blanches faut-il avant la flèche, et après ? Qu’est-ce qui change entre avant et après ?

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Exercice 1 – L’urée, un engrais

(5 pts)
  1. a)1 + 4 + 2 + 1 = 8 atomes (0,5 pt). Chaque molécule contient 2 atomes d’azote : 50 × 2 = 100 atomes d’azote. (0,5 pt) (1)
  2. b)CO₂ + NH₃ → CH₄N₂O + H₂O ; azote : 1 à gauche, 2 à droite, je mets 2 devant NH₃ : CO₂ + 2 NH₃ → CH₄N₂O + H₂O (0,5 pt). Vérification : C 1 et 1 ; O 2 et 1 + 1 = 2 ; N 2 et 2 ; H 6 et 4 + 2 = 6. (0,5 pt) (1)
  3. c)500 fois l’équation : 2 × 500 = 1 000 molécules d’ammoniac (0,5 pt) et 500 molécules de dioxyde de carbone. (0,5 pt) (1)
  4. d)Eau : 44 + 34 − 60 = 18 g (0,5 pt). Les coefficients comptent des molécules, pas des grammes : l’équation demande deux fois plus de molécules d’ammoniac, mais le bilan de référence donne 34 g d’ammoniac pour 44 g de dioxyde de carbone, moins en masse, car une molécule NH₃ est plus légère qu’une molécule CO₂. (0,5 pt) (1)
  5. e)1 500 ÷ 60 = 25 : tout est multiplié par 25 (0,5 pt). Dioxyde de carbone : 44 × 25 = 1 100 t ; ammoniac : 34 × 25 = 850 t ; eau : 18 × 25 = 450 t (vérification : 1 100 + 850 = 1 950 = 1 500 + 450). (0,5 pt) (1)

Méthode — je cherche le nombre par lequel multiplier (masse donnée ÷ masse du bilan de référence), puis je multiplie toutes les masses par ce nombre et je vérifie avec la conservation de la masse.

Exercice 2 – Le gaz des siphons à chantilly

(4 pts)
  1. a)Le symbole N apparaît deux fois, il faut additionner : 2 atomes d’azote, 4 d’hydrogène et 3 d’oxygène, 9 atomes en tout (0,5 pt). Trois unités : 3 NH₄NO₃, le coefficient devant, qui contiennent 3 × 4 = 12 atomes d’hydrogène. (0,5 pt) (1)
  2. b)Hydrogène : 4 à gauche, 2 dans H₂O, je mets 2 devant H₂O : NH₄NO₃ → N₂O + 2 H₂O (0,5 pt). Tableau : N 2 et 2 ; H 4 et 2 × 2 = 4 ; O 3 et 1 + 2 = 3. (0,5 pt) (1)
  3. c)Non : les deux gaz formés sont sortis du réacteur, qui est un système ouvert ; leurs atomes viennent du nitrate (0,5 pt). Masse des réactifs consommés = masse des produits formés : 80 − 36 = 44 kg de protoxyde d’azote. (0,5 pt) (1)
  4. d)D’après l’équation, 1 NH₄NO₃ donne 1 N₂O et 2 H₂O : 50 molécules N₂O et 100 molécules H₂O (0,5 pt). Hydrogène : avant, 50 × 4 = 200 atomes ; après, 100 × 2 = 200 atomes. (0,5 pt) (1)

Piège — dans une formule où un symbole apparaît deux fois, comme NH₄NO₃, on additionne : l’indice ne compte que le symbole juste avant lui, et chaque N sans indice vaut 1.

Exercice 3 – Ajuster quatre équations

(4 pts)
  1. a)Carbone : 6 et 3, je mets 2 devant C₃H₆O₃ : C₆H₁₂O₆ → 2 C₃H₆O₃ (0,5 pt). C 6 et 6 ; H 12 et 12 ; O 6 et 6. (0,5 pt) (1)
  2. b)Fer : 2 Fe ; oxygène : 3 H₂O ; hydrogène : 3 H₂ : Fe₂O₃ + 3 H₂ → 2 Fe + 3 H₂O ; Fe 2 et 2 ; O 3 et 3 ; H 6 et 6 (0,5 pt). Les 3 atomes d’oxygène du minerai se retrouvent dans les 3 molécules d’eau : ils ne disparaissent pas. (0,5 pt) (1)
  3. c)Chlore : 4 à gauche, je mets 4 devant HCl ; hydrogène : 4 à droite, je mets 2 devant H₂O : SiCl₄ + 2 H₂O → SiO₂ + 4 HCl (0,5 pt). Si 1 et 1 ; Cl 4 et 4 ; H 4 et 4 ; O 2 et 2. (0,5 pt) (1)
  4. d)Phosphore : 4 à gauche, je mets 4 devant H₃PO₄ ; hydrogène : 12 à droite, je mets 6 devant H₂O : P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄ (0,5 pt). P 4 et 4 ; H 12 et 12 ; O 10 + 6 = 16 et 4 × 4 = 16. (0,5 pt) (1)

Méthode — je commence par l’élément qui n’est que dans une espèce de chaque côté ; je garde pour la fin l’élément présent dans deux espèces du même côté (souvent l’oxygène), et je recompte à chaque coefficient.

Exercice 4 – Le gaz roux

(4 pts)
  1. a)Oxygène : 1 + 2 = 3 à gauche, 2 à droite ; je mets 2 devant NO₂ (4 O à droite), puis 2 devant NO pour l’azote : 2 NO + O₂ → 2 NO₂ (0,5 pt). N 2 et 2 ; O 2 + 2 = 4 et 2 × 2 = 4. (0,5 pt) (1)
  2. b)Pour 4 NO, il faut 4 ÷ 2 = 2 O₂ ; on en a 3, c’est assez (0,5 pt). Le monoxyde d’azote est limitant, alors qu’il y en a plus que de dioxygène. (0,5 pt) (1)
  3. c)Les 4 NO réagissent avec 2 O₂ : à la fin, 4 molécules NO₂ et 1 molécule O₂ en excès (0,5 pt). Azote : 4 avant, 4 × 1 = 4 après ; oxygène : 4 + 3 × 2 = 10 avant, 4 × 2 + 2 = 10 après. (0,5 pt) (1)
  4. d)3,0 g = 6,0 g ÷ 2 : il faut 3,2 ÷ 2 = 1,6 g de dioxygène, on en a 3,2 g, donc NO est limitant et il se forme 9,2 ÷ 2 = 4,6 g de NO₂ (0,5 pt). Dioxygène restant : 3,2 − 1,6 = 1,6 g ; contenu final : 4,6 + 1,6 = 6,2 g = 3,0 + 3,2, comme au début, car le flacon est fermé. (0,5 pt) (1)

Erreur fréquente — désigner comme limitant le réactif dont on a le moins de molécules : il faut toujours calculer ce qu’il faudrait de l’autre réactif avec les coefficients.

Exercice 5 – L’hydrazine des satellites

(3 pts)
  1. a)Bleu = azote, blanc = hydrogène : 2 N et 2 × 2 = 4 H, N₂H₄ (0,5 pt). Corps pur composé : deux sortes d’atomes. (0,5 pt) (1)
  2. b)N₂H₄ → NH₃ + N₂ ; hydrogène : 4 et 3, je vise 12 : 3 N₂H₄ et 4 NH₃ ; azote : 6 à gauche, 4 + 2 = 6 à droite : 3 N₂H₄ → 4 NH₃ + N₂ (0,5 pt). Vérification : N 6 et 6 ; H 12 et 12. (0,5 pt) (1)
  3. c)Avant : 3 × 2 = 6 bleues et 3 × 4 = 12 blanches ; après : 4 + 2 = 6 bleues et 4 × 3 = 12 blanches, les mêmes boules (0,5 pt). Ce qui change : leur assemblage, donc les molécules, et leur nombre (3 avant, 5 après). (0,5 pt) (1)

Astuce — une équation ajustée se « construit » avec une boîte de modèles : on démonte les molécules des réactifs et on remonte celles des produits sans ajouter ni retirer aucune boule.

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Tous les calculs doivent figurer sur la copie. Les résultats seront donnés sous la forme la plus simple possible.

Exercice 1 – Problème — L’étage principal d’Ariane 5

(6 pts)

L’étage principal de la fusée Ariane 5 emportait environ 25 t de dihydrogène liquide et 149 t de dioxygène liquide, que son moteur brûlait pour former de la vapeur d’eau : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Bilan de référence (arrondi) : 1 t de dihydrogène réagit exactement avec 8 t de dioxygène et forme 9 t d’eau.

  1. a)Vérifie que l’équation est ajustée et traduis-la en nombres de molécules. Pour 1 000 molécules d’eau formées, combien de molécules de chaque réactif sont consommées ?
  2. b)Un élève affirme : « D’après l’équation, il faut deux fois plus de dihydrogène que de dioxygène, en masse. » Explique son erreur, puis montre, avec l’équation et le bilan de référence, qu’une molécule de dioxygène est environ 16 fois plus lourde qu’une molécule de dihydrogène.
  3. c)Si tout réagissait selon l’équation, quel réactif serait limitant ? Justifie par un calcul.
  4. d)Calcule la masse d’eau formée et la masse du réactif en excès qui reste, puis vérifie la conservation de la masse.

Exercice 2 – Enquête — Une formule à retrouver

(4 pts)

Un liquide incolore X brûle entièrement dans le dioxygène. L’équation ajustée s’écrit : X + 5 O₂ → 4 CO₂ + 4 H₂O. La molécule X ne contient que des atomes de carbone, d’hydrogène et d’oxygène.

  1. a)Trouve la formule de X. Explique ton raisonnement.
  2. b)Un schéma de l’état initial montre 6 molécules de X et 25 molécules de dioxygène. Quel réactif est limitant ? Justifie par un calcul, puis décris l’état final (espèces et nombres de molécules).
  3. c)L’acétate d’éthyle (le solvant de certains dissolvants pour vernis à ongles) et l’acide butanoïque (responsable de l’odeur du beurre rance) ont la même formule que X. Peut-on dire, avec l’équation seule, lequel des deux a brûlé ? Justifie.
  4. d)Bilan de référence : 8,8 g de X brûlent avec 16,0 g de dioxygène et forment 17,6 g de dioxyde de carbone et de l’eau. Calcule la masse d’eau formée, puis les masses de dioxygène consommé et d’eau formée quand 2,2 g de X brûlent.

Exercice 3 – La bougie sur la balance

(6 pts)

On admet qu’une bougie en stéarine n’est faite que d’acide stéarique, C₁₈H₃₆O₂, qui brûle en formant du dioxyde de carbone et de l’eau. Bilan de référence : 28,4 g d’acide stéarique réagissent exactement avec 83,2 g de dioxygène et forment 79,2 g de dioxyde de carbone et de l’eau. (On néglige la mèche.)

  1. a)Ajuste l’équation C₁₈H₃₆O₂ + O₂ → CO₂ + H₂O et vérifie-la par un tableau des atomes.
  2. b)Calcule la masse d’eau du bilan de référence, puis la masse de dioxygène nécessaire pour brûler 1 g d’acide stéarique (arrondie au dixième). Vérifie ensuite la conservation de la masse dans le bilan de référence complété.
  3. c)Une bougie posée sur une balance, à l’air libre, brûle 2,84 g d’acide stéarique. Calcule la masse de dioxygène consommé, et celles de dioxyde de carbone et d’eau formés.
  4. d)Inès affirme que la balance a baissé de la masse des gaz formés ; Tom, qu’elle a baissé de 2,84 g. Calcule la baisse annoncée par Inès. Qui a raison ? Justifie. Qu’aurait affiché la balance si la bougie avait brûlé sous une grande cloche étanche posée sur le plateau ?

Exercice 4 – Trois copies à corriger

(4 pts)

Une méthode de fabrication du tétrachlorure de carbone fait réagir du disulfure de carbone avec du dichlore ; il se forme aussi du dichlorure de disoufre. Trois élèves ont écrit l’équation.

  1. a)Le disulfure de carbone CS₂ est une molécule alignée, comme celle de dioxyde de carbone. Décris son modèle éclaté avec le code couleur. Parmi les quatre espèces citées, lesquelles sont des corps purs simples ? Justifie.
  2. b)Ana écrit : CS₂ + 2 Cl₂ → CCl₄ + 2 S. Compte les atomes de chaque élément de son équation. Est-elle juste ? Justifie.
  3. c)Bilal écrit : CS₂ + Cl₆ → CCl₄ + S₂Cl₂. Quelle est son erreur ?
  4. d)Chloé écrit : 2 CS₂ + 6 Cl₂ → 2 CCl₄ + 2 S₂Cl₂. Que lui reproches-tu ? Écris l’équation attendue et vérifie-la par un tableau des atomes.

Bon courage !

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Voir le corrigé et le barème
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Corrigé et barème – modéliser les transformations chimiques : formules, conservation de la masse et équations — niveau ★★★

Durée : 55 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Chimie 4ᵉ

Exercice 1 – Problème — L’étage principal d’Ariane 5

(6 pts)
  1. a)Hydrogène : 2 × 2 = 4 et 2 × 2 = 4 ; oxygène : 2 et 2 × 1 = 2 : l’équation est ajustée (0,5 pt). Deux molécules de dihydrogène réagissent avec une molécule de dioxygène et forment deux molécules d’eau (0,5 pt). 1 000 = 2 × 500 : 1 000 molécules H₂ et 500 molécules O₂. (0,5 pt) (1,5)
  2. b)Les coefficients comptent des molécules, pas des masses : en masse, il faut 8 t de dioxygène pour 1 t de dihydrogène, huit fois plus (0,5 pt). Ces masses contiennent 2 molécules H₂ pour 1 molécule O₂ ; pour autant de molécules H₂ que de molécules O₂, il faudrait 1 ÷ 2 = 0,5 t de dihydrogène pour 8 t de dioxygène : une molécule O₂ pèse donc environ 8 ÷ 0,5 = 16 fois plus qu’une molécule H₂. (1 pt) (1,5)
  3. c)Pour 25 t de dihydrogène, il faudrait 25 × 8 = 200 t de dioxygène (0,5 pt) ; on n’en a que 149 t : le dioxygène est limitant (0,5 pt), même s’il y en a bien plus en masse ; le dihydrogène est en excès. (0,5 pt) (1,5)
  4. d)Les 149 t de dioxygène consomment 149 ÷ 8 = 18,625 t de dihydrogène (0,5 pt). Eau formée : 149 + 18,625 = 167,625 t ; dihydrogène restant : 25 − 18,625 = 6,375 t (0,5 pt). Vérification : 167,625 + 6,375 = 174 t = 25 + 149. (0,5 pt) (1,5)

Erreur fréquente — lire les coefficients d’une équation comme des masses : « 2 H₂ pour 1 O₂ » parle de molécules ; en masse, c’est le bilan de référence qui donne les proportions (1 pour 8 ici).

Exercice 2 – Enquête — Une formule à retrouver

(4 pts)
  1. a)Les atomes se conservent. À droite : 4 C, 4 × 2 = 8 H, 4 × 2 + 4 = 12 O (0,5 pt). À gauche, les 5 O₂ apportent 10 O : X apporte 4 C, 8 H et 12 − 10 = 2 O, donc X = C₄H₈O₂. (0,5 pt) (1)
  2. b)Pour 6 X, il faudrait 6 × 5 = 30 O₂ ; il n’y en a que 25 : le dioxygène est limitant, alors qu’il y a quatre fois plus de molécules de dioxygène que de X (0,5 pt). Les 25 O₂ consomment 25 ÷ 5 = 5 X : il se forme 5 × 4 = 20 CO₂ et 20 H₂O, et il reste 6 − 5 = 1 molécule de X. (0,5 pt) (1)
  3. c)Non (0,5 pt) : les deux espèces ont la même formule C₄H₈O₂, donc la même équation de combustion ; elles diffèrent par la façon dont leurs atomes sont reliés, ce que la formule ne dit pas (il faudrait un modèle moléculaire). (0,5 pt) (1)
  4. d)Eau : 8,8 + 16,0 − 17,6 = 7,2 g (0,5 pt). 2,2 = 8,8 ÷ 4 : dioxygène 16,0 ÷ 4 = 4,0 g ; eau 7,2 ÷ 4 = 1,8 g. (0,5 pt) (1)

Méthode — pour trouver une formule inconnue dans une équation ajustée, je compte chaque élément du côté connu, puis je soustrais ce que les autres espèces de son côté apportent déjà.

Exercice 3 – La bougie sur la balance

(6 pts)
  1. a)Carbone : 18 CO₂ ; hydrogène : 36 ÷ 2 = 18 H₂O ; oxygène à droite : 36 + 18 = 54, la molécule de combustible en apporte 2, il en faut 52 de plus, soit 26 O₂ : C₁₈H₃₆O₂ + 26 O₂ → 18 CO₂ + 18 H₂O (1 pt). C 18 et 18 ; H 36 et 36 ; O 2 + 52 = 54 et 36 + 18 = 54. (0,5 pt) (1,5)
  2. b)Eau : 28,4 + 83,2 − 79,2 = 32,4 g (0,5 pt). Pour 1 g d’acide stéarique : 83,2 ÷ 28,4 ≈ 2,9 g de dioxygène (0,5 pt). Vérification : 28,4 + 83,2 = 111,6 g de réactifs et 79,2 + 32,4 = 111,6 g de produits. (0,5 pt) (1,5)
  3. c)2,84 = 28,4 ÷ 10 : tout est divisé par 10 (0,5 pt). Dioxygène : 8,32 g (0,5 pt) ; dioxyde de carbone : 7,92 g ; eau : 3,24 g. (0,5 pt) (1,5)
  4. d)Inès annonce 7,92 + 3,24 = 11,16 g ; c’est Tom qui a raison (0,5 pt) : la balance ne pèse que la bougie, qui a perdu 2,84 g d’acide stéarique ; les 11,16 g de gaz contiennent aussi les 8,32 g de dioxygène pris à l’air, qui n’était pas sur la balance (2,84 + 8,32 = 11,16) (0,5 pt). Sous une cloche étanche, système fermé, la balance aurait affiché la même masse avant et après. (0,5 pt) (1,5)

Piège — à l’air libre, la masse des produits formés n’est pas la perte de masse affichée : le dioxygène consommé vient de l’air, il n’a jamais été pesé.

Exercice 4 – Trois copies à corriger

(4 pts)
  1. a)Une boule noire (carbone) au milieu, reliée par une tige à chacune de deux boules jaunes (soufre), les trois alignées (0,5 pt). Seul le dichlore Cl₂ est un corps pur simple, une seule sorte d’atome ; CS₂, CCl₄ et S₂Cl₂ ont deux sortes d’atomes. (0,5 pt) (1)
  2. b)C 1 et 1 ; S 2 et 2 ; Cl 4 et 4 : les atomes sont conservés (0,5 pt). Pourtant elle est fausse : le produit soufré est le dichlorure de disoufre S₂Cl₂, pas du soufre S ; une équation doit écrire les vraies espèces de la transformation. (0,5 pt) (1)
  3. c)Cl₆ n’est pas le dichlore : il a changé un indice, ce qui invente une autre espèce (0,5 pt). Pour avoir 6 atomes de chlore, on place un coefficient : 3 Cl₂. (0,5 pt) (1)
  4. d)Son équation est ajustée, mais tous ses coefficients se divisent par 2 : ce ne sont pas les plus petits entiers (0,5 pt). CS₂ + 3 Cl₂ → CCl₄ + S₂Cl₂ : C 1 et 1 ; S 2 et 2 ; Cl 6 et 4 + 2 = 6. (0,5 pt) (1)

Erreur fréquente — s’arrêter dès que les atomes « tombent juste » : une équation juste écrit aussi les vraies espèces, garde les indices intacts et prend les plus petits coefficients entiers.

Ce document est la propriété intellectuelle de Ben, professeur particulier (benprofparticulier.fr), protégée par le Code de la propriété intellectuelle (art. L. 111-1 et L. 122-4). Il est mis à disposition pour un usage personnel de révision. Toute reproduction, diffusion, mise en ligne ou revente, totale ou partielle, sans autorisation écrite est interdite et constitue une contrefaçon (art. L. 335-2).

Les chapitres de ce devoir 3 chapitres

Avant le devoir : relis le cours, refais les exercices et le devoir surveillé de chaque chapitre.

Formules chimiques : lire et écrire une molécule
Conservation de la masse : les atomes se conservent
L'équation de réaction chimique
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