CHIMIE 1ere [PDF]

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CHIMIE 1 : GENERALITES

EXERCICE 1 : Le glucose a pour formule C6 H12O6 1. calculer sa masse molaire 2. calculer le pourcentage en masse de carbone, d’hydrogène et d’oxygène . EXERCICE 2 : Déterminer la composition centésimale constituants : le saccharose C12 H22O11 la chlorophylle C55 H72O55 N4 mg -

en

masse

des

éléments

EXERCICE 3 : Un liquide a pour composition centésimale massique C : 53,3% ; N : 31,1% ; H : 15,6%. Déterminer sa formule brute sachant que sa masse molaire est 45 g/mol. EXERCICE 4 : La combinaison complète de 0,358g d’un composé formé de carbone d’hydrogène et d’oxygène donne 0,851 g de dioxyde de carbone et 0,435g d’eau. 1. déterminer la composition centésimale de cette substance 2. déterminer la formule brute de cette substance sachant la densité de vapeur par rapport à l’air est voisine de 2,55. EXERCICE 5 : Un composé organique a pour formule brute Cx Hy O2. il contient en masse 48,8 % de carbone 43,2% d’oxygène. 1. quelle est sa masse molaire ? 2. quelle est sa formule brute ? on donne la masse molaire atomique (g/mol) : H1 ;C :12 ;O :16 ;N :14 ; Mg :24,3.

CHIMIE 2 : HYDROCARBURES SATURES

EXERCICE 1 : Nommer les alcanes suivants :

CH3

CH3

3

2) CH3-CH-CH2-CH3 2) CH3-CH-CH23-C-CH3 CH3 CH3 CH3 1)

CH3-CH2-CH-CH2-CH-CH3 CH3 CH3 -CH-CH3

CH3

5)

3) CH3-C-CH2-CH-CH3 CH3

CH3

CH2-CH2 CH

CH-CH3

3

CH

3 EXERCICE 2 : 1) trouver les formulas semi-développées des corps suivants :

a) 2-methylbutane ; b) 2,4 diméthylpentane ; c) 3-ethyl-4-methylhexane ; b) d) 3,4,5-methylbutane-5-prothylnonane ; e) 3,4-diéthylhexane EXERCICE 3 : Un alcane a pour masse molaire 72 g/mol 1. Quelle est sa formule brute 2. Quelle est sa formule développée sachant que cet alcane a une molécule symétrique, avec une chaîne carbonée ramifiée ? 3. Quels sont les isomères de cette molécule ? EXERCICE 4 : La combustion complète de 3,6g d’un alcane donne 11 g de dioxyde de carbone et de l’eau. 1. Ecrire l’équation-bilan de la réaction 2. En déduire la formule brute de l’alcane 3. Sachant que sa monochloration ne donne qu’un seul produit déterminer sa formule semi-développée et son nom. on donne les masses molaires atomiques (g.mol-1) C= 12 ; H = 1 ; O = 16 EXERCICE 5 : La combustion complète de 5,8g d’un alcane donne 9,0g d’eau 1. Déterminer la formule brute de l’alcane

2. En déduire l’équation bilan de la combustion 3. Calculer le volume d’air nécessaire à la combustion EXERCICE 6 : 20 ml d’un alcane sont mélangés à du dioxygène en excès soit 160 ml. Après la combustion complète, il reste 110 ml de gaz dont 80 ml sont absorbable par l’hydroxyde de potassium. 1. Ecrire l’équation bilan générale de la combustion d’un alcane. 2. Quel volume de dioxygène a-t-il été utilisé ? 3. Quelle est la formule brute de l’alcane ? EXERCICE 7 : La complète 150 cm3 d’un mélange de méthane et de butane fournit 20 cm3 de dioxyde de carbone. Les volumes sont mesurés dans les conditions de température et de permission. 1. Ecrire les équations chimiques des deux combustions et déterminer les pourcentages en mole de chacun des constituants du mélange. 2. Calculer le volume de chacun des alcanes du mélange ainsi que le volume d’air nécessaire à la combustion. EXERCICE 8 : Le dibrome (Br2) réagit sur le butane. Le composé A obtenu est un pur de masse molaire moléculaire MA= 216 g.mol-1. 1. Trouver la formule brute de A. 2. Donner la formule semi-développée et le nom de tous les isomères correspondants à cette formule brute. On donne C : 12g/mol ; H :1mol/l ; Br : 80g/mol. EXERCICE 9 : En présence de lumière on fait réagit le dichlore avec 2 méthylbutane. En suffisant que l’on ne substitue un atome d’ chlore qu’à un seul atome d’hydrogène. 1. Ecrire l’équation de la réaction 2. Ecrire les formules des isomères pouvant être obtenus.

CHIMIE 3 : LES ALCANES ET LES ALCYNES EXERCICE 1 : Nommer les hydrocarbures suivants : 1) CH3-CH-CH=CH2 2) CH3-C=C-C2H3 3) H H 4) CH2 CH CH3 C2H C=C 3 CH3-CH CH3 CH2 CH 5

CH2

CH3

CH CH CH3 CH3

CH3 5) CH3 -CH2 -CH

C2H5

C=C H

CH3

6) CH3-CH-CH-C C-CH-CH3 CH3

C2H5

7) CH3-C C-CH-CH3 CH2-CH2-CH3 EXERCICE 2 : Ecrire les formules semi-développées des composés suivants : a) 3-méthylpent-1-ène ; b) 2,3-diméthylpent-2-ène ; b) 3-méthylbut-1-yne ; d)2,6,6-triméthylhept-3ène EXERCICE 3 : Un alcane non cyclique a pour masse molaire M=56 g.mol-1 1. Quelle est sa formule brute 2. Déterminer les alcanes isomères correspondant à cette formule brute. Les nommer. On donne C=12g.g/mol ; H :1g/mol. EXERCICE 4 : Un alcane admet comme proportion en masse 12 fois plus de carbone que d’hydrogène. On réalise l’hydrogénation complète de 20 ml de cet alcane. 1. Déterminer la formule brute de cet alcane 2. Calculer la masse du composé obtenu après hydrogénation. EXERCICE 5 : On fait réagir du dibrome avec 4,2 g d’un alcane. On obtient 20,2g d’un dérivé bromé. 1. Ecrire l’équation de la bromution d’un alcane 2. Quel volume de dihydrogène serait-il nécessaire pour réaliser l’hydrogénation de 12,6g de cet alcane dans les CNTP. EXERCICE 6 :

Un composant organique de masse molaire 99g.mol-1 contient en masse 71,7% de chlore 24,2% de carbone et 4,1% d’hydrogène. 1. Quelle est sa formule brute ? 2. Quels isomères correspondent à cette formule ? 3. Le corps étudié peut être obtenu par addition du dichlore par un alcène. Quel est le nom du corps ? Quel est le nom de l’alcène ? C : 12g/mol ; H : 1g/mol ; Cl : 35,5g/mol. EXERCICE 7 : Un mélange de volume 50 cm3, contient du propène et de l’ethyne. On lui ajoute 100 cm3 de dihydrgène. On maintient l’ensemble à 200°C en présence de nickel finement divisé. Après retour aux conditions on obtient un mélange, contenant deux alcanes et du dihydrgène en excès, de volume 80 cm3. Déterminer la composition du mélange propène –ethyne. EXERCICE 8 : Un mélange d’éthylène et de d’éthane subit la combustion complète. 40 3 dm de dioxyde de ce mélange brûlent en présence d’un excès d’air en donnant 56 dm3 de dioxyde de carbone. En déduire la composition du mélange initial. EXERCICE 9 : On le P.V.C à partir d’éthène et de chlore 1. Ecrivez les créations conduisant à l’obtention du monomère puis du polymère. 2. Calculez les masses d’éthène et de dichlore nécessaire pour obtenir 1 kg de ce polymère.

CHIMIE 4 : LE BENZENE EXERCICE 1 : 1) Quels sont les isomères, comportant un noyau aromatique, de formule C8H10 les nommer. 2) A la formule brute C9H12 correspondent huit composés aromatiques isomères, les représenter et les nommer. EXERCICE 2 : Un hydrocarbure aromatique A, liquide à température ordinaire, admet comme proportion en masse 5 fois plus de carbone que d’hydrogène. Sa masse molaire est M= 92g.mol-1

1. Calculer les pourcentages en masse de carbone et d’hydrogène de A. 2. Déterminer la formule brute et la formule semi-développée de A ; ainsi que son nom. 3. L’hydrogénation de A en présence de nickel donne un composé saturé unique B. EXERCICE 3 : On réalise la bromation du benzène en présence de bromure de fer III (FeBr3) et d’un excès de dibrome. Le rendement de la réaction par rapport au benzène est de 80 %. 1. Ecrire l’équation de la réaction. 2. déterminer la masse de monobromobenzène obtenu à partir de 3g de benzène. On donne C :12g/mol ; H : 1g/mol ;Br : 80g/mol. EXERCICE 4 : Les boules antimites sont constituées de paradichlorobenzène (1,4dichlorobenzène). 1. Ecrire l’équation-bilan de la réaction qui conduit à ce produit 2. Quelle masse de benzène est nécessaire à la fabrication d’un sachet de 100 g de boules sachant a un rendement de 60% ? EXERCICE 5 : On fait agir de l’acide nitrique très concentré en excès à froid sur du benzène. Le nitrobenzène est récupéré à l’aide d’une ampoule à décanter. 1. Ecrire l’équation-bilan de la réaction 2. On obtient 12 g de nitrobenzène à partir de 100 g de benzène quel est le rendement de la réaction ?. on donne C=12g/mol ; H :1g/mol ; N :14g/mol ; O : 16g/mol EXERCICE 6 : Un flacon de volume 0,5l contient du dichlore on introduit quelques gouttes de benzène et on expose le flacon à la lumière. 1. Quel volume minimum de benzène faut-il introduit pour qu’il ne reste plus du dichlore ? 2. Calculer55la:QUELQUES masse du produit obtenu. CHIMIE COMPOSES CHIMIE :QUELQUES COMPOSES OXYGENES OXYGENES Donnée : la densité du benzène par rapport à l’eau est 0,9, Vm= 22,4 l/mol, Masse molaire atomique Cl= 35,5l/mol EXERCICE 1 : 1. nommer les composés suivants en indiquant leurs fonctions : O O

a) CH3-CH2-CH-CH3 OH

b) CH3-CH-C CH3-CH2

c) CH3-C CH3

CH

O d) CH3-CH2-C

e) CH3-CH2-O-C-CH2-CH3 OH

O

2. Ecrire la formule développée des suivants: a) propanal ; b) 2,2-diméthylpropane-1-ol ; c) 3-methylpent-2-one; d) oxyde de methyle et propyle; e) propanoate de propyle ; f)2,2diméthylpropanoate de méthyle ; g) acide butanoïque EXERCICE 2 : Un alcool à chaîne carbonée saturée contient en masse 26,7 % d’oxygène. 1. Déterminer sa masse molaire et puis sa formule brute 2. Ecrire tous les formules semi-développées envisageable pour cet alcool 3. le nommer sachant qu’il est secondaire EXERCICE 3 : La combustion complète de 4,64 g d’un composé carbonyné A produit 4,32 g d’eau et 5,76 l de dioxyde de carbone. 1. soit CxHyO la formule de A. a) Ecrire l’équation-bilan de sa combustion b) Déterminer la relation entre x et y 2. La densité par rapport à l’Air de A vaut d=2,0. Déterminer la formule brute de A ainsi que les isomères possibles. EXERCICE 4 : On dissout dans 500 ml d’eau 3,7 g d’un acide carboxylique. 10 ml de cette solution sont dosés par 20 ml de soude. De concentration molaire 5.10 -2 mol/l en présence de phénolphtaléine. 1. Calculez la concentration molaire de l’acide carboxylique. 2. déterminer la formule développée de cet acide. EXERCICE 5 : Ecrire la formule sémi-développée de tous les acides carboxyliques correspondant à la formule brute C5H10O2 ; nommer ces composés.

EXERCICE 6 : L’analyse élémentaire d’un ester A montre qu’il renferme : 54,5% de carbone, 9,1% d’hydrogène et 36,4% d’oxygène. a) Ecrire la formule générale des esters b) Déterminer la formule brute de l’ester c) Déterminer les formules semi-développées possible et donner leur nom.

CHIMIE 6 : L’ETHANOL EXERCICE 1 : L’analyse d’un composé A a donné les résultats suivants C : 54,5% ; H : 9,1% ; O : 36,4%. Le composé ne comporte qu’un atome d’oxygène par molécule. Il donne une coloration rose violacée en présence du réactif de schiff. 1. Déterminer la formule de A. 2. quel produit obtient-on par oxydation ménagée de A ? EXERCICE 2 : Dans une lampe sans flamme, on verse 10 ml d’éthanol. 1. Expliquer l’expérience de la lampe sans flamme. 2. Quels sont les produits formés ? 3. Préciser comment les produits formés sont caractérisés. 4. Pourquoi le cuivre se maintient-il au rouge ? EXERCICE 3: 9,2 g d’un alcool sont oxydés et on obtient 17,6 g de dioxyde de carbone et 10,8 g d’eau. Sa masse molaire est 46 g.mol-1. 1. Déterminer la formule développée de ce corps ? 2. A quels produits conduit son oxydation ménagée ? EXERCICE 4 On fait réagir du dioxygène par l’éthène en présence de catalyseurs on obtient 11 g d’un composé A qui rosit le réactif de schiff. 1. Le rendement de la réaction étant de 80%, quel volume d’éthène a réagi ? 2. On réalise l’oxydation ménagée de A, quel volume de dioxygène faut-il pour oxyder 11 g de A ? 3. Quelle est la masse d’acide obtenu ? EXERCICE 5: La masse volumique du vin est P = 1kg/l.

1. Quelle réaction chimique a lieu lors de la fermentation du jus de raisin ? 2. Quelle est la masse d’éthanol contenu dans un vin à 11° ? 3. on peut parfois déceler l’odeur de l’éthanol dans le vin. Comment le corps peut-il se former ? Donnée : Un alcool de degré h est un mélange contenant n cm3 d’alcool pour 100 cm3 du mélange.

EXERCICE 6 : La fermentation alcoolique d’un sirop à 300 g.C-1 de glucose C6H12O6 s’arrête lorsque le degré alcoolique du mélange atteint 16°. 1. Ecrire l’équation bilan de cette fermentation qui correspond à la décomposition du glucose en éthanol et dioxyde de carbone. 2. On considère la fermentation d’un litre de sirop de glucose et on négligera la variation de volume du mélange pendant la fermentation. Déterminer le volume, puis la masse et enfin la quantité d’éthanol formé lorsque la fermentation cesse. 3. Quelle quantité de glucose a été transformée ? Combien en reste-t-il ? Donnée : Masse volumique de l’éthanol :

= 0,79 kg/l

CHIMIE 7 : ESTERIFICATION ET HYDRILYSE EXERCICE 1 L’action d’un ester A sur l’eau donne deux corps B et C. B peut être obtenu par l’oxydation du méthanol. C par oxydation conduit à l’acide acétique. 1. Donner le nom et les caractéristiques de cette réaction. 2. Donner la formule développée et le nom des corps A, B et C. 3. Ecrire l’équation bilan de cette réaction. EXERCICE 2 On veut préparer du 2 – méthyl protanoate. 1. Quelle est la formule semi développée de cet ester ? Quel acide et quel alcool doit utiliser pour l’obtenir ? Ecrire l’équation bilan de la réaction. 2. La réaction a lieu dans une ampoule scellée en présence d’un peu d’acide sulfurique à 100°C. Quel est le rôle de l’acide sulfurique ?

-

On a mis au départ 0,15 mol et 0,45 mol d’alcool. La limite d’estérification est, sous ces proportions initiales 90%. Quelle est la composition en masses du mélange à l’équilibre chimique (lorsque la réaction s’arrête) ?

EXERCICE 3 On hydrolyse 5,1 g de profurate d’éthyle (soit 0,05 mol) à l’aide de 0,9 g d’eau. 1. Ecrire l’équation bilan de l’hydrolyse. 2. Au bout d’un temps suffisamment long, on dose l’acide formé pour une solution de soude de concentration C = 1,0 mol/l. on verse V = 16,8 ml de la solution de soude pour obtenir l’équivalence. En déduire : La composition molaire du mélange à l’équilibre (avant le dosage) Quelle est la limite d’hydrolyse (rendement de la réaction) On donne: H: 1 g/mol O: 16 g/mol C: 12 g/mol.

CHIMIE8: REACTION D’OXYDO REDUCTION EXERCICE 1 On observe un dépôt de métal - Lorsqu’on plonge une lame de Zinc dans une solution de nitrate de plomb II - Lorsqu’on plonge une lame de plomb dans une solution de nitrate de cuivre II Ecrire les équations des réactions dans les deux cas. EXERCICE 2 L’étain Sn réduit les ions Cu2+ par une réaction totale. 2 g d’étain sont mis en présence de 50 cm3 d’une solution de sulfate de cuivre à 0,2 mol/l. l’étain donne l’ion Sn2-. 1. Ecrire l’équation bilan de la réaction 2. Calculer la concentration de la solution en ion Sn2+ (tout l’étain est consommé). 3. déterminer la masse de solide recueilli On donne M (Cu) = 63,5 g/mol M (Sn) = 118,7 g/mol. EXERCICE 3 Equilibrer les équations bilan suivantes et donner les couples oxydo-réducteurs. 1.

Hg2+ + Cu

Hg + Cu2+

2.

Fe + Ag+

Fe2+ + Ag

3.

Al + Ni2+

Al3+ + Ni

EXERCICE 4 On fait réagir de la poudre de fer en excès sur 100 ml d’une solution de sulfate de cuivre (II) à 0,1 mol/l. 1. Que se passe t-il ? 2. Définir l’oxydant et le réducteur. Ecrire l’équation bilan de la réaction. 3. Quelle est la masse de fer oxydée. EXERCICE 5 Les ions or (III) Au37 réagissent avec le métal Zinc pour donner un dépôt d’or métallique et des ions Zinc (II). 1. Quelles sont les deux demi équations électroniques que l’on peut écrire dans ces conditions ? 2. En déduire l’équation bilan de la réaction. 3. Quels sont l’oxydant et le réducteur qui interviennent dans cette réaction ? Quelle espèce subit une oxydation. Quelle espèce subit une réduction ? 4. Quels sont les deux couples rédox qui interviennent dans cette réaction ? EXERCICE 6 On plonge une lame de fer dans 250 ml d’une solution à 0,10 mol/ de sulfate de cuivre (II) A un instant donné. La masse du dépôt de cuivre obtenu est de 0,63 g. 1. Quelle est la réaction naturelle qui se produit ? Ecrire son équation bilan. 2. Déterminer la concentration en ions fer (II) Fe2+ de la solution à cet instant. 3. Quelle est alors la concentration résiduelle en ion cuivre (II) Cu2+ ?

CHIMIE 9 : LA CLASSIFICATION QUALITATIVE DES COUPLES REDOX

EXERCICE 1 1. En utilisant la classification électrochimique, prévoir si le système Ag + Al est le siège d’une réaction d’oxydoréduction naturelle. 2. Ecrire s’il y a lieu, l’équation bilan de la réaction. EXERCICE 2 Ecrire les demi équation électroniques des couples suivants : Cr2O72- / Cr3+ ; No3- / No ; Nno4- / Mn2+ ; Cl O3- / Cl2 So42- / So2 ; fe (oH)3 / Fe2+. EXERCICE 3 Les ions fe2+ sont plus oxydants que les ions Zn2+. 1. Que se passe t-il lorsque l’on plonge une lame de Zinc dans une solution de sulfate de fer (II), Fe2+ So2- ? 2. Ecrire l’équation bilan de la réaction. 3. Déterminer la masse de Zinc qui peut être oxydé par les ions fer (II) contenus dans 50 ml d’une solution de sulfate de fer (II) à 0,10 mol/l. 4. Quelle est la quantité d’électricité mise en jeu lors de cette réaction ? EXERCICE 4 1. En utilisant la classification électrochimique, prévoir la réaction naturelle qui a lieu entre les couples : a) H+ / H2 et Ag+ / Ag ; b) H+ / H2 et Pb2+ / Pb. 2. Ecrire dans chacun de ces cas son équation bilan. 3. Peut-on alors prévoir si deux métaux vont réagir avec une solution diluée et froide d’acide sulfurique ? EXERCICE 5 On dispose d’une solution de chlorure d’argent d’une solution d’acide chlorhydrique et de cuivre métallique en poudre, on désire obtenir une solution de chlorure de cuivre (II) à 0,75 mol/l. 1. Ecrire l’équation bilan de la réaction à réaliser, en utilisant la classification électrochimique des métaux. 2. a) Déterminer la masse de poudre de cuivre qu’il faut utiliser pour obtenir 0,5 l de solution de chlorure de cuivre (II). b) Calculer alors la concentration initiale du second réactif. EXERCICE 6 On construit une pile en associant deux demi piles relatives aux couples Ag+ / Ag et Zn2+ / Zn. les solutions utilisées sont telles que [Ag+] = 1 mol/l et [Zn2+] = 1 mol/l. 1. Quel est le pôle (+) de la pile 2. Calculer sa f.e.m

3. Cette débite un courant dans un dipôle. Fait un schéma et préciser le sens du courant dans le circuit extérieur 4. Comment varie la concentration des ions Ag+ et Zn2+ des deux solutions quand la pile continue de débiter un courant ? Données : potentiels normaux d’oxydoréduction des couples Ag+ / Ag et Zn2+ / Zn ∏0Ag+/Ag =0,80 Vet ∏Zn2+/Zn = - 0,76V ECERCICE 7 On donne ∏0Ag+/Ag =0,80 V ∏Pb2+/Pb = - 0,13 V 1. Classer les trois couples Zn2+ / Zn , Ag+ / Ag, Pb2+/Pb par ordre croissant du pouvoir oxydant de leur oxydant 2. précisez les faits observés et l’équation de la réaction si l’on plonge de Zinc dans une solution contenant les ions Argent. 3. Indiquer les piles + et – et calculer les f.e.m de la pile constitué à l’aide des couples Zn2+ / Zn et , Pb2+/Pb

CHIMIE 10 : COUPLE REDOX EN SOLUTION AQUEUSE EXERCICE 1 1. Ecrire les demis équations des réactions d’oxydation des ions Fe2+ et de réduction MnO-4 en milieu acide. 2. En déduire l’équation bilan de la réaction entre les ions MnO-4 et Fe2+ 3. Quel volume d’une solution de KMnO4 à 10-2 mol/l fait-il ajouter à 200 ml d’une solution acide de Sulfate de Fer II (FeSO4) à 10-3 mol/l pour que la teinte violette persiste ? EXERCICE 2 Connaissant les potentiels des couples c-dessous, écrire l’équation bilan entre les couples Fe3+/Fe2+ et MnO4- /Mn2+, Fe3+/Fe2+ et I2 /I- et S4O62-/S2O32CH3COOH/CH3CH2OH et Cr2O72-/Cr3+

ECERCICE 3 Equilibrer les demi-équations électronique suivantes en faisant intervenir que les espèces H2O et H+ si nécessaire à l’exclusion de toute autre. Dit pour chacune des réactions écrite s’il s’agit d’une réaction d’oxydation ou une réduction. S2O82SO42Acl Cl2

ClONO-3 H2O

Cl2 NO2 O2

ClH2S SO42-

Cl2 S SO2

CHIMIE 11 : DOSAGE DOXYDOREDUCTION EXERCICE 1: On peut doser une solution aqueuse de diode (I2) en utilisant une solution aqueuse d’ion thiosulfate (S2O32-). Le diiode est réduit en ion iodure (I-) les ions thiosulfate sont oxydés en ion tétrathionate (SO62-) 1. Ecrire l’équation-bilan de la réaction chimique qui permet le dosage 2. Déterminer la relation entre les concentration et les volumes utilisés en équivalence 3. il a fallu verser 17,2 cm3 d’une solution de diiode de concentration inconnue dans 20,0 cm3 d’une solution de thiosulfate de sodium de concentration de 101l/mol déterminer la concentration de la solution diiode

CHIMIE 11 : l’OXYDO-REDUCTION PAR VOIE SECHE EXERCICE 1: Déterminer le nombre doxydation: 1. Du souffre dans la molécule H2SO4 2. Du phosphore dans l’ion H2PO4 3. Du fer dans l’oxyde magnétique Fe3O4 EXERCICE 2: 1) Ces réactions sont-elles des réactions redox ? justifier votre réponse a. Fe2O3 +2Al Al2O3 + 2Fe b. SO3 + H2O H2SO4 c. PCl5 + Cd PCl 3 + CDCl2 + d. Ag + Cl AgCl 2) préciser, le cas échéant, l’oxydant et le réducteur