Exercices et corrigés

Exercices Physique Chimie

Synthèse de l’eau

Synthèse de l’Eau en Chimie

Synthèse de l’Eau en Chimie

Comprendre la Synthèse de l’Eau

La synthèse de l'eau est une réaction chimique au cours de laquelle du dihydrogène (\(\text{H}_2\)) réagit avec du dioxygène (\(\text{O}_2\)) pour former de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)). Cette réaction est exothermique, c'est-à-dire qu'elle libère de l'énergie (souvent sous forme de chaleur et de lumière). Pour que la réaction se produise, il faut généralement une source d'énergie pour l'initier, comme une étincelle. L'équation chimique équilibrée de cette réaction est fondamentale pour comprendre les proportions dans lesquelles les réactifs se combinent et les produits se forment.

Énoncé de l'exercice

On réalise la synthèse de l'eau à partir de dihydrogène et de dioxygène.

L'équation chimique équilibrée de la réaction est :

\[2 \text{H}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O(l)}\]
Données : Masses Molaires Atomiques
Élément Symbole Masse Molaire Atomique (g/mol)
Hydrogène H 1.0
Oxygène O 16.0

Questions à traiter

  1. Identifier les réactifs et les produits de cette réaction.
  2. Quels sont les coefficients stœchiométriques pour le dihydrogène, le dioxygène et l'eau dans l'équation équilibrée ?
  3. Calculer la masse molaire moléculaire du dihydrogène (\(\text{H}_2\)), du dioxygène (\(\text{O}_2\)) et de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)).
  4. Si l'on fait réagir \(4 \, \text{mol}\) de dihydrogène avec une quantité suffisante de dioxygène :
    1. Combien de moles de dioxygène sont nécessaires pour réagir complètement avec ces \(4 \, \text{mol}\) de dihydrogène ?
    2. Combien de moles d'eau seront formées ?
    3. Quelle masse d'eau cela représente-t-il ?
  5. Si l'on fait réagir \(32 \, \text{g}\) de dioxygène avec une quantité suffisante de dihydrogène :
    1. Combien de moles de dioxygène cela représente-t-il ?
    2. Combien de moles de dihydrogène sont nécessaires pour réagir complètement avec ces \(32 \, \text{g}\) de dioxygène ?
    3. Combien de moles d'eau seront formées ?
    4. Quelle masse d'eau cela représente-t-il ?

Simulateur de Synthèse de l'Eau

Entrez les quantités initiales (en moles) de dihydrogène (\(\text{H}_2\)) et de dioxygène (\(\text{O}_2\)) pour simuler la réaction de synthèse de l'eau. Le simulateur déterminera la quantité d'eau produite et le réactif limitant.

Moles d'Eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) Formées : - mol

Masse d'Eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) Formée : - g

Réactif Limitant : -

Moles de \(\text{H}_2\) restantes : - mol

Moles de \(\text{O}_2\) restantes : - mol

Correction : Synthèse de l'Eau

Question 1 : Réactifs et Produits

Principe :

Dans une équation chimique, les espèces chimiques présentes avant la flèche de réaction sont appelées réactifs (elles réagissent ensemble). Les espèces chimiques présentes après la flèche sont appelées produits (elles sont produites par la réaction).

L'équation est : \(2 \text{H}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O(l)}\)

Résultat Question 1 :
  • Réactifs : Dihydrogène (\(\text{H}_2\)) et Dioxygène (\(\text{O}_2\))
  • Produits : Eau (\(\text{H}_2\text{O}\))

Question 2 : Coefficients Stœchiométriques

Principe :

Les coefficients stœchiométriques sont les nombres placés devant les formules chimiques des réactifs et des produits dans une équation chimique équilibrée. Ils indiquent les proportions en moles dans lesquelles les substances réagissent et se forment. S'il n'y a pas de nombre devant une formule, le coefficient est implicitement 1.

Équation : \(2 \text{H}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O(l)}\)

Résultat Question 2 :
  • Coefficient stœchiométrique du dihydrogène (\(\text{H}_2\)) : 2
  • Coefficient stœchiométrique du dioxygène (\(\text{O}_2\)) : 1
  • Coefficient stœchiométrique de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) : 2

Quiz Intermédiaire 1 : Que signifie "équilibrer une équation chimique" ?

Question 3 : Masses Molaires Moléculaires

Principe :

La masse molaire moléculaire se calcule en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes composant la molécule.

Données : \(M(\text{H}) = 1.0 \, \text{g/mol}\), \(M(\text{O}) = 16.0 \, \text{g/mol}\)

Calcul pour \(\text{H}_2\) :
\[ \begin{aligned} M(\text{H}_2) &= 2 \times M(\text{H}) \\ &= 2 \times 1.0 \, \text{g/mol} \\ &= 2.0 \, \text{g/mol} \end{aligned} \]
Calcul pour \(\text{O}_2\) :
\[ \begin{aligned} M(\text{O}_2) &= 2 \times M(\text{O}) \\ &= 2 \times 16.0 \, \text{g/mol} \\ &= 32.0 \, \text{g/mol} \end{aligned} \]
Calcul pour \(\text{H}_2\text{O}\) :
\[ \begin{aligned} M(\text{H}_2\text{O}) &= (2 \times M(\text{H})) + (1 \times M(\text{O})) \\ &= (2 \times 1.0 \, \text{g/mol}) + (1 \times 16.0 \, \text{g/mol}) \\ &= 2.0 \, \text{g/mol} + 16.0 \, \text{g/mol} \\ &= 18.0 \, \text{g/mol} \end{aligned} \]
Résultat Question 3 :
  • \(M(\text{H}_2) = 2.0 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{O}_2) = 32.0 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{H}_2\text{O}) = 18.0 \, \text{g/mol}\)

Question 4 : Réaction avec \(4 \, \text{mol}\) de \(\text{H}_2\)

Principe :

L'équation \(2 \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O}\) indique que 2 moles de \(\text{H}_2\) réagissent avec 1 mole de \(\text{O}_2\) pour former 2 moles de \(\text{H}_2\text{O}\). On utilise ces proportions (ratios stœchiométriques) pour les calculs.

a) Moles de \(\text{O}_2\) nécessaires :

Ratio \(\text{H}_2 / \text{O}_2\) est de \(2/1\). Donc, pour \(n(\text{H}_2)\) moles de dihydrogène, il faut \(n(\text{O}_2) = n(\text{H}_2) / 2\) moles de dioxygène.

\[ \begin{aligned} n(\text{O}_2) &= \frac{4 \, \text{mol de H}_2}{2} \\ &= 2 \, \text{mol de O}_2 \end{aligned} \]
b) Moles d'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) formées :

Ratio \(\text{H}_2 / \text{H}_2\text{O}\) est de \(2/2\) (ou \(1/1\)). Donc, \(n(\text{H}_2\text{O}) = n(\text{H}_2)\).

\[ \begin{aligned} n(\text{H}_2\text{O}) &= 4 \, \text{mol de H}_2 \times \frac{2 \, \text{mol de H}_2\text{O}}{2 \, \text{mol de H}_2} \\ &= 4 \, \text{mol de H}_2\text{O} \end{aligned} \]
c) Masse d'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) formée :

Masse = nombre de moles × Masse Molaire (\(m = n \times M\)). On a \(M(\text{H}_2\text{O}) = 18.0 \, \text{g/mol}\).

\[ \begin{aligned} m(\text{H}_2\text{O}) &= n(\text{H}_2\text{O}) \times M(\text{H}_2\text{O}) \\ &= 4 \, \text{mol} \times 18.0 \, \text{g/mol} \\ &= 72.0 \, \text{g} \end{aligned} \]
Résultat Question 4 :
  • a) Il faut \(2 \, \text{mol}\) de \(\text{O}_2\).
  • b) Il se forme \(4 \, \text{mol}\) de \(\text{H}_2\text{O}\).
  • c) Cela représente \(72.0 \, \text{g}\) d'eau.

Quiz Intermédiaire 2 : Si 1 mole de \(\text{O}_2\) réagit complètement, combien de moles de \(\text{H}_2\text{O}\) sont formées ?

Question 5 : Réaction avec \(32 \, \text{g}\) de \(\text{O}_2\)

a) Moles de \(\text{O}_2\) :

Nombre de moles = Masse / Masse Molaire (\(n = m / M\)). On a \(M(\text{O}_2) = 32.0 \, \text{g/mol}\).

\[ \begin{aligned} n(\text{O}_2) &= \frac{m(\text{O}_2)}{M(\text{O}_2)} \\ &= \frac{32 \, \text{g}}{32.0 \, \text{g/mol}} \\ &= 1.0 \, \text{mol} \end{aligned} \]
b) Moles de \(\text{H}_2\) nécessaires :

Ratio \(\text{O}_2 / \text{H}_2\) est de \(1/2\). Donc, pour \(n(\text{O}_2)\) moles de dioxygène, il faut \(n(\text{H}_2) = n(\text{O}_2) \times 2\) moles de dihydrogène.

\[ \begin{aligned} n(\text{H}_2) &= 1.0 \, \text{mol de O}_2 \times \frac{2 \, \text{mol de H}_2}{1 \, \text{mol de O}_2} \\ &= 2.0 \, \text{mol de H}_2 \end{aligned} \]
c) Moles d'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) formées :

Ratio \(\text{O}_2 / \text{H}_2\text{O}\) est de \(1/2\). Donc, \(n(\text{H}_2\text{O}) = n(\text{O}_2) \times 2\).

\[ \begin{aligned} n(\text{H}_2\text{O}) &= 1.0 \, \text{mol de O}_2 \times \frac{2 \, \text{mol de H}_2\text{O}}{1 \, \text{mol de O}_2} \\ &= 2.0 \, \text{mol de H}_2\text{O} \end{aligned} \]
d) Masse d'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) formée :

\(m = n \times M\). On a \(M(\text{H}_2\text{O}) = 18.0 \, \text{g/mol}\).

\[ \begin{aligned} m(\text{H}_2\text{O}) &= n(\text{H}_2\text{O}) \times M(\text{H}_2\text{O}) \\ &= 2.0 \, \text{mol} \times 18.0 \, \text{g/mol} \\ &= 36.0 \, \text{g} \end{aligned} \]
Résultat Question 5 :
  • a) \(32 \, \text{g}\) de \(\text{O}_2\) représentent \(1.0 \, \text{mol}\).
  • b) Il faut \(2.0 \, \text{mol}\) de \(\text{H}_2\).
  • c) Il se forme \(2.0 \, \text{mol}\) de \(\text{H}_2\text{O}\).
  • d) Cela représente \(36.0 \, \text{g}\) d'eau.

Quiz Rapide : Testez vos connaissances

1. Dans la synthèse de l'eau, quelle est la proportion en moles entre le dihydrogène consommé et l'eau formée ?

2. Si on utilise 0.5 mole de \(\text{O}_2\) et suffisamment de \(\text{H}_2\), combien de moles d'eau peut-on former au maximum ?

3. La masse molaire de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) est de \(18 \, \text{g/mol}\). Quelle est la masse de 0.5 mole d'eau ?

Glossaire

Réaction Chimique
Processus au cours duquel des substances (réactifs) se transforment en de nouvelles substances (produits) par réarrangement des atomes.
Réactif
Substance consommée au cours d'une réaction chimique.
Produit
Substance formée au cours d'une réaction chimique.
Équation Chimique
Représentation symbolique d'une réaction chimique utilisant les formules des réactifs et des produits, ainsi que des coefficients stœchiométriques.
Coefficient Stœchiométrique
Nombre placé devant la formule d'une espèce chimique dans une équation équilibrée, indiquant la proportion en moles de cette espèce dans la réaction.
Stœchiométrie
Étude des relations quantitatives (en moles, masse, volume) entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique.
Réactif Limitant
Réactif qui est entièrement consommé en premier lors d'une réaction chimique et qui détermine donc la quantité maximale de produit pouvant être formée.
Mole (mol)
Unité de quantité de matière. Une mole contient environ \(6.022 \times 10^{23}\) entités élémentaires.
Masse Molaire (M)
Masse d'une mole d'une substance, exprimée en \(\text{g/mol}\).
Synthèse de l’Eau - Exercice de Chimie (Niveau 3ème)

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