Lois pondérales et relations stœchiométriques

On dissout un comprimé effervescent de $3\ \text{g}$ dans un verre contenant $100\ \text{g}$ d'eau. Lorsque l'effervescence s'arrête, l'ensemble pèse $102,5\ \text{g}$. Observer le schéma du processus :

1. a) Quelle masse de gaz s'est échappée dans l'air ?
2. b) Ce résultat contredit-il la loi de conservation de la masse ? Justifier la réponse.

En pesant une bougie avant et après l'avoir laissée brûler un moment sur une balance, on constate que l'ensemble a perdu de la masse. Le schéma montre ce qui se passe :

1. a) Cela signifie-t-il que la matière a été détruite ? Expliquer ce qui s'est réellement passé.
2. b) Comment concevriez-vous l'expérience pour vérifier que la masse totale se conserve ?

Dans un four, $10\ \text{g}$ de carbonate de calcium se décomposent sous l'effet de la chaleur et produisent $5,6\ \text{g}$ d'oxyde de calcium et $4,4\ \text{g}$ de dioxyde de carbone, comme le résume le schéma :

1. a) Vérifier que la loi de conservation de la masse est respectée.
2. b) Si l'on décompose $25\ \text{g}$ de carbonate de calcium, quelle masse de chaque produit obtiendra-t-on ? Quelle seconde loi pondérale appliquez-vous ?

Dans un creuset hermétiquement fermé, on chauffe un ruban de magnésium avec du dioxygène. Exactement $2,4\ \text{g}$ de magnésium réagissent avec $1,6\ \text{g}$ de dioxygène et il se forme de l'oxyde de magnésium, comme le résume la figure :

1. a) Quelle masse d'oxyde de magnésium obtient-on ?
2. b) Quelle loi pondérale avez-vous appliquée ? L'énoncer.

La synthèse de l'eau vérifie que $4\ \text{g}$ d'hydrogène réagissent avec $32\ \text{g}$ d'oxygène et que l'on obtient $36\ \text{g}$ d'eau, comme le représente la figure avec le modèle particulaire :

1. a) Si l'on part de $8\ \text{g}$ d'hydrogène, quelle masse d'oxygène faut-il ?
2. b) Quelle masse d'eau se formera-t-il ? Indiquer les lois utilisées.

La synthèse industrielle de l'ammoniac se résume ainsi : $28\ \text{g}$ d'azote réagissent avec $6\ \text{g}$ d'hydrogène et l'on obtient $34\ \text{g}$ d'ammoniac.

1. a) Quelle masse d'hydrogène faut-il pour réagir avec $56\ \text{g}$ d'azote ?
2. b) Quelle masse d'ammoniac sera alors produite ?
3. c) Indiquer quelles deux lois pondérales vous avez appliquées et dans quelle question.

Le carbone réagit avec l'oxygène dans la proportion $12\ \text{g}$ de carbone pour $32\ \text{g}$ d'oxygène, en formant du dioxyde de carbone. On fait réagir $6\ \text{g}$ de carbone avec $20\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Quelle masse d'oxygène est consommée et combien en reste-t-il ?
2. b) Quelle masse de dioxyde de carbone se forme-t-il ? Vérifier que la masse totale se conserve.

On introduit dans un réacteur fermé $10\ \text{g}$ d'hydrogène et $64\ \text{g}$ d'oxygène pour produire de l'eau. La proportion stœchiométrique en masse est de $1\ \text{g}$ d'hydrogène pour $8\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Déterminer quel réactif est entièrement consommé en premier et le justifier par un calcul.
2. b) Calculer la masse d'eau formée et la masse du réactif restant.
3. c) Vérifier que la masse totale dans le réacteur avant et après la réaction est la même. Quelle loi l'impose ?

Lors d'une séance de travaux pratiques, on brûle $2,4\ \text{g}$ de ruban de magnésium dans un creuset ouvert. Sachant que le magnésium se combine avec l'oxygène dans la proportion $2,4\ \text{g}$ de magnésium pour $1,6\ \text{g}$ d'oxygène, l'oxyde formé devrait peser $4,0\ \text{g}$, mais en pesant la cendre, on ne recueille que $3,6\ \text{g}$.

1. a) Expliquer pourquoi la cendre pèse plus que le ruban initial, bien que le métal ait « disparu ».
2. b) Justifier pourquoi on recueille moins d'oxyde que prévu lorsque le creuset est ouvert.
3. c) Calculer quelle fraction du produit a été perdue et l'exprimer en pourcentage.

Dans un laboratoire d'analyse de gaz polluants, on étudie deux échantillons d'oxydes d'azote. L'échantillon A contient $0,70\ \text{g}$ d'azote et $0,80\ \text{g}$ d'oxygène ; l'échantillon B contient $0,70\ \text{g}$ d'azote et $1,60\ \text{g}$ d'oxygène (masses atomiques : $\text{N} = 14\ \text{u}$ ; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Vérifier que les masses d'oxygène combinées avec une même masse d'azote sont dans un rapport d'entiers simples. Quelle loi est vérifiée ?
2. b) Calculer les quantités de matière de chaque élément dans chaque échantillon et en déduire le rapport du nombre d'atomes $\text{N} : \text{O}$ dans chaque oxyde.
3. c) Attribuer à chaque échantillon sa formule parmi $\text{NO}$, $\text{NO}_2$, $\text{N}_2\text{O}$ et $\text{N}_2\text{O}_5$.

L'analyse de n'importe quel échantillon d'eau pure montre que l'hydrogène et l'oxygène se combinent toujours dans la proportion $1\ \text{g}$ d'hydrogène pour $8\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Quelle masse d'oxygène se combine avec $5\ \text{g}$ d'hydrogène ?
2. b) Quelle masse d'eau se forme-t-il ? Quelles lois pondérales avez-vous appliquées dans chaque question ?

Dans un laboratoire, on analyse deux échantillons d'oxyde de cuivre(II) de provenance différente. L'échantillon A contient $3,97\ \text{g}$ de cuivre et $1,00\ \text{g}$ d'oxygène ; l'échantillon B contient $11,91\ \text{g}$ de cuivre et $3,00\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Calculer le quotient $\frac{\text{masse de cuivre}}{\text{masse d'oxygène}}$ dans chaque échantillon.
2. b) Peut-il s'agir du même composé ? Quelle loi pondérale le garantit ?

Le carbone forme deux oxydes gazeux. Dans l'un, $3\ \text{g}$ de carbone se combinent avec $4\ \text{g}$ d'oxygène ; dans l'autre, $3\ \text{g}$ de carbone se combinent avec $8\ \text{g}$ d'oxygène, comme le montre la figure :

1. a) Calculer le rapport entre les deux masses d'oxygène qui se combinent avec la même masse de carbone.
2. b) Quelle loi pondérale ces données illustrent-elles et qui l'a énoncée ?

Le modèle atomique de Dalton affirme que les atomes sont indivisibles et que, dans une réaction chimique, ils ne font que se réarranger, sans être créés ni détruits, comme le représente le modèle particulaire de la figure :

1. a) Expliquer, à l'aide de ce modèle, pourquoi la masse se conserve dans toute réaction chimique.
2. b) Quelle loi pondérale explique directement cette idée ?

Un échantillon de $15,9\ \text{g}$ d'oxyde de cuivre(II) contient $12,7\ \text{g}$ de cuivre et $3,2\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Quelle masse d'oxygène sera combinée avec $25,4\ \text{g}$ de cuivre dans un autre échantillon du même oxyde ?
2. b) Quelle sera la masse totale de ce second échantillon ?

On analyse deux minerais d'oxydes de fer. Pour le premier, on trouve que $7,0\ \text{g}$ de fer sont combinés avec $3,0\ \text{g}$ d'oxygène ; pour le second, que $7,0\ \text{g}$ de fer sont combinés avec $2,0\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Calculer la proportion fer:oxygène dans chaque minerai.
2. b) Peut-il s'agir du même composé ? Le justifier avec la loi des proportions définies.
3. c) Sachant que les oxydes possibles sont $\text{FeO}$ et $\text{Fe}_2\text{O}_3$ (masses atomiques : $\text{Fe} = 56\ \text{u}$ ; $\text{O} = 16\ \text{u}$), identifier chaque minerai.

L'azote forme plusieurs oxydes. En fixant la masse d'azote à $14\ \text{g}$, les masses d'oxygène combinées sont $16\ \text{g}$ dans le monoxyde d'azote, $32\ \text{g}$ dans le dioxyde d'azote et $40\ \text{g}$ dans le pentaoxyde de diazote.

1. a) Exprimer le rapport $16 : 32 : 40$ sous forme de quotient de nombres entiers simples.
2. b) Énoncer la loi pondérale que ces données laissent prévoir et expliquer sa signification.

Le soufre forme deux oxydes de formules $\text{SO}_2$ et $\text{SO}_3$ (masses atomiques : $\text{S} = 32\ \text{u}$ ; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Calculer la masse d'oxygène qui se combine avec $6,4\ \text{g}$ de soufre dans chacun des deux oxydes.
2. b) Vérifier que ces deux masses d'oxygène sont dans un rapport de nombres entiers simples. Quelle loi est ainsi confirmée ?

Dans l'eau, la proportion en masse est de $1\ \text{g}$ d'hydrogène pour $8\ \text{g}$ d'oxygène, et chaque molécule contient $2$ atomes d'hydrogène pour un atome d'oxygène.

1. a) Déterminer combien de fois un atome d'oxygène est plus lourd qu'un atome d'hydrogène.
2. b) Expliquer pourquoi cette déduction n'est possible que si l'on connaît le nombre d'atomes de chaque élément dans la molécule, et ce qui se passerait si la formule de l'eau était $\text{HO}$.

Lavoisier a obtenu de l'oxygène en chauffant de l'oxyde de mercure, une poudre rouge qui se décompose en mercure liquide et en dioxygène gazeux. En chauffant $21,7\ \text{g}$ d'oxyde, on recueille $20,1\ \text{g}$ de mercure et $1,6\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Vérifier numériquement que la loi de conservation de la masse est respectée.
2. b) Si l'on décomposait $43,4\ \text{g}$ du même oxyde, quelle masse de mercure et d'oxygène obtiendrait-on ?
3. c) Quelle loi pondérale garantit que la proportion mercure:oxygène est toujours la même dans ce composé ?

Une entreprise achète de l'oxyde de cuivre(II) industriel et soupçonne qu'il arrive avec des impuretés. L'oxyde pur combine le cuivre et l'oxygène dans la proportion $63,5\ \text{g}$ de cuivre pour $16\ \text{g}$ d'oxygène. L'analyse d'un échantillon de $10,0\ \text{g}$ du produit reçu montre qu'il ne contient que $7,6\ \text{g}$ de cuivre.

1. a) Calculer la masse de cuivre que devrait contenir un échantillon de $10,0\ \text{g}$ d'oxyde de cuivre(II) pur.
2. b) Le produit reçu est-il pur ? Justifier à l'aide de la loi des proportions définies.
3. c) En supposant que l'impureté ne contient pas de cuivre, estimer la pureté du produit en pourcentage.

Dalton connaissait deux données expérimentales : dans l'eau, $1\ \text{g}$ d'hydrogène se combine avec $8\ \text{g}$ d'oxygène ; dans l'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène), $1\ \text{g}$ d'hydrogène se combine avec $16\ \text{g}$ d'oxygène.

1. a) Quelle loi pondérale ces deux données illustrent-elles conjointement ? Le vérifier avec le rapport $8 : 16$.
2. b) Dalton supposait que l'eau était $\text{HO}$. Avec cette hypothèse, quelle formule correspondrait à l'eau oxygénée et quelle masse atomique relative aurait l'oxygène ?
3. c) Nous savons aujourd'hui que l'eau est $\text{H}_2\text{O}$. En déduire alors la formule de l'eau oxygénée et la masse atomique relative correcte de l'oxygène, et expliquer pourquoi les masses atomiques dépendent de la connaissance des formules.

Le chlore forme quatre oxydes : $\text{Cl}_2\text{O}$, $\text{Cl}_2\text{O}_3$, $\text{Cl}_2\text{O}_5$ et $\text{Cl}_2\text{O}_7$ (masses atomiques : $\text{Cl} = 35,5\ \text{u}$ ; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Calculer la masse d'oxygène qui se combine avec $71\ \text{g}$ de chlore dans chacun des quatre oxydes.
2. b) Vérifier que ces masses sont dans le rapport d'entiers simples $1 : 3 : 5 : 7$.
3. c) Prévoir quelle masse d'oxygène se combinerait avec $71\ \text{g}$ de chlore dans un hypothétique oxyde $\text{Cl}_2\text{O}_9$ et énoncer avec vos propres mots la loi utilisée.

Dans un four à chaux, on chauffe $200\ \text{g}$ de calcaire (carbonate de calcium pur) et on obtient $112\ \text{g}$ de chaux vive (oxyde de calcium) et $88\ \text{g}$ de dioxyde de carbone.

1. a) Vérifier que la masse se conserve au cours de la transformation.
2. b) Exprimer avec des nombres entiers le rapport stœchiométrique en masse carbonate de calcium : oxyde de calcium : dioxyde de carbone.
3. c) Prévoir quelle masse de chaux vive et de dioxyde de carbone produiront $500\ \text{g}$ de calcaire, en indiquant quelles deux lois pondérales rendent cette prévision possible.