Passer du bilan en mots à l’équation de réaction ; vérifier qu’une équation est ajustée en comptant les atomes ; ajuster une équation avec les coefficients ; lire les coefficients comme des proportions, en molécules et en masses ; prévoir le réactif limitant et ce qui reste en excès.
À propos de cette page
Cinq problèmes corrigés sur de vraies transformations : le haut fourneau, le grillage de la blende, l’anneau de fumée blanche de chlorure d’ammonium, l’octane d’un moteur et un feu de magnésium dans le dioxyde de carbone, avec équations à ajuster, masses et réactif limitant.
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Résoudre un problème : la méthode
J’écris l’équation : formules des réactifs à gauche, des produits à droite, sans espèce spectatrice.
Je l’ajuste et je vérifie le tableau des atomes, élément par élément.
Je trouve le multiplicateur : quantité donnée ÷ quantité de l’équation ou du bilan de référence.
Je repère le réactif limitant s’il y a deux réactifs : avec ce que j’ai de A, combien faudrait-il de B ?
Je calcule et je vérifie : produits avec le limitant, reste = départ − consommé, masse totale conservée.
Problème 1 · Le haut fourneau★★★Facile
Dans un haut fourneau, le minerai de fer (de l’oxyde de fer Fe₂O₃) réagit avec le monoxyde de carbone CO : il se forme du fer, qui coule au fond, et du dioxyde de carbone. Bilan de référence : 160 g d’oxyde de fer réagissent exactement avec 84 g de monoxyde de carbone et forment 112 g de fer et du dioxyde de carbone.
1. Écriture sans coefficients : Fe₂O₃ + CO → + CO₂
Le fer est un métal : sa formule est son symbole, Fe.
2. Équation ajustée : Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂
Fer : 2 à gauche, donc 2 Fe. Oxygène : 3 dans Fe₂O₃ ; avec 3 CO et 3 CO₂, on a à gauche et à droite. Carbone : 3 et 3.
3. Masse de dioxyde de carbone formée dans le bilan de référence : g
Conservation de la masse : g.
4. Masse de fer obtenue à partir de 1 t (1 000 kg) d’oxyde de fer : kg
fois plus. Fer : kg.
Problème 2 · Le grillage de la blende★★★Facile
La blende est un minerai de sulfure de zinc ZnS. Pour en extraire le zinc, on commence par la griller : on la chauffe dans l’air, où elle réagit avec le dioxygène. Il se forme de l’oxyde de zinc ZnO et du dioxyde de soufre SO₂, qu’on récupère pour fabriquer de l’acide sulfurique. Bilan de référence : 195 g de sulfure de zinc réagissent exactement avec 96 g de dioxygène et forment 163 g d’oxyde de zinc et du dioxyde de soufre.
1. Équation ajustée : ZnS + O₂ → ZnO + SO₂
Zinc et soufre : un de chaque dans ZnS, donc autant de ZnO et de SO₂. Oxygène à droite pour 2 ZnS : , soit 3 O₂. .
2. Masse de dioxyde de soufre formée dans le bilan de référence : g
g.
3. Une usine grille 1,95 t de sulfure de zinc. Masse d’oxyde de zinc obtenue : t
1,95 t = 1 950 000 g, soit fois 195 g : oxyde de zinc g = 1,63 t.
4. Masse de dioxygène consommée par ce grillage : t
Même multiplicateur : g = 960 000 g = 0,96 t.
Problème 3 · L’anneau de fumée blanche★★★Moyen
À un bout d’un long tube, on place un coton imbibé d’ammoniaque, qui dégage de l’ammoniac NH₃ ; à l’autre bout, un coton imbibé d’acide chlorhydrique, qui dégage du chlorure d’hydrogène HCl. Là où les deux gaz se rencontrent, un anneau blanc de chlorure d’ammonium se dépose : NH₃ + HCl → NH₄Cl. Bilan de référence : 1,70 g d’ammoniac réagissent exactement avec 3,65 g de chlorure d’hydrogène.
1. Atomes d’hydrogène à gauche de la flèche : ; à droite :
À gauche : ; à droite : NH₄Cl en contient 4. Azote 1 et 1, chlore 1 et 1 : l’équation est ajustée avec des coefficients 1.
2. Masse de chlorure d’ammonium formée dans le bilan de référence : g
g : un seul produit.
3. Dans le tube, 0,34 g d’ammoniac réagissent. Masse de chlorure d’hydrogène consommée : g
: cinq fois moins. g.
4. Si 0,34 g d’ammoniac rencontrent 1,00 g de chlorure d’hydrogène, masse de chlorure d’hydrogène qui reste : g
L’ammoniac ne consomme que 0,73 g de chlorure d’hydrogène : l’ammoniac est limitant, et il reste g de chlorure d’hydrogène, en excès.
Problème 4 · L’octane d’un moteur★★★Moyen
L’essence contient de l’octane C₈H₁₈. Dans un moteur, il brûle dans le dioxygène et forme du dioxyde de carbone et de l’eau. Bilan de référence : 228 g d’octane brûlent avec 800 g de dioxygène et forment 704 g de dioxyde de carbone et de l’eau.
1. Équation ajustée : C₈H₁₈ + O₂ → CO₂ + H₂O
Pour 1 C₈H₁₈ : 8 CO₂ et 9 H₂O, soit O à droite : il faudrait 25 ÷ 2 O₂, je double. .
2. Nombre de molécules de dioxyde de carbone formées pour 10 molécules d’octane :
10, c’est 5 fois 2 : molécules de CO₂.
3. Masse d’eau formée dans le bilan de référence : g
g.
4. Masse de dioxyde de carbone rejetée pour 1 kg d’octane, arrondie au dixième : kg
: chaque gramme d’octane brûlé forme environ 3,09 g de CO₂. Pour 1 kg : environ 3,1 kg, plus lourd que le carburant, car le dioxygène de l’air s’y ajoute.
Problème 5 · Un feu de magnésium★★★Difficile
Le magnésium brûle même dans le dioxyde de carbone : il se forme de l’oxyde de magnésium MgO, une poudre blanche, et du carbone, des grains noirs. C’est pourquoi on n’éteint pas un feu de magnésium avec un extincteur à dioxyde de carbone. Bilan de référence : 4,86 g de magnésium réagissent exactement avec 4,40 g de dioxyde de carbone et forment 8,06 g d’oxyde de magnésium et 1,20 g de carbone. Dans un flacon qui contient 1,32 g de dioxyde de carbone, on fait brûler 0,972 g de magnésium.
1. Équation ajustée : Mg + CO₂ → MgO + C
Oxygène : 2 dans CO₂, donc 2 MgO ; magnésium : 2 à droite, donc 2 Mg. Carbone : 1 et 1.
2. Masse de dioxyde de carbone qu’il faudrait pour brûler tout le magnésium : g
: cinq fois moins de magnésium. Dioxyde de carbone : g.
3. Réactif limitant : le
Il faut 0,88 g de dioxyde de carbone et le flacon en contient 1,32 g : c’est le magnésium qui est entièrement consommé.
4. Masse de dioxyde de carbone qui reste dans le flacon : g
g, en excès.
5. Masse de carbone formée : g
Avec le réactif limitant, cinq fois moins que le bilan de référence : g.
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