Examen d'analyse chimique de 33 tâches. En utilisant la méthode de la balance électronique, créez une équation pour la réaction

Dans notre dernier article, nous avons parlé des tâches de base de l'examen d'État unifié de chimie 2018. Nous devons maintenant analyser plus en détail les tâches d'un niveau de complexité accru (dans le codificateur de l'examen d'État unifié de 2018 en chimie - niveau de complexité élevé), précédemment appelé partie C.

Les tâches d'un niveau de complexité accru ne comprennent que cinq (5) tâches - n° 30, 31, 32, 33, 34 et 35. Examinons les sujets des tâches, comment s'y préparer et comment résoudre des tâches complexes dans le Examen d'État unifié en chimie 2018.

Exemple de tâche 30 de l'examen d'État unifié de chimie 2018

Destiné à tester les connaissances de l'étudiant sur les réactions d'oxydo-réduction (ORR). Le devoir donne toujours une équation pour une réaction chimique avec des substances manquantes de chaque côté de la réaction (le côté gauche représente les réactifs, le côté droit représente les produits). Un maximum de trois (3) points peut être attribué pour cette mission. Le premier point est donné pour combler correctement les lacunes de la réaction et égaliser correctement la réaction (disposition des coefficients). Le deuxième point peut être obtenu en décrivant correctement le solde OVR, et dernier point est donné pour déterminer correctement qui est l'agent oxydant dans la réaction et qui est l'agent réducteur. Analysons la solution à la tâche n°30 de versions de démonstration de l'examen d'État unifié en chimie 2018 :

En utilisant la méthode de la balance électronique, créez une équation pour la réaction

Na 2 SO 3 + … + KOH à K 2 MnO 4 + … + H 2 O

Identifiez l’agent oxydant et l’agent réducteur.

La première chose que vous devez faire est d'organiser les charges des atomes indiquées dans l'équation, il s'avère :

Na + 2 S +4 O 3 -2 + … + K + O -2 H + à K + 2 Mn +6 O 4 -2 + … + H + 2 O -2

Souvent, après cette action, nous voyons immédiatement la première paire d'éléments qui ont changé l'état d'oxydation (CO), c'est-à-dire que, de différents côtés de la réaction, le même atome a un état d'oxydation différent. Dans cette tâche particulière, nous n’observons pas cela. Il est donc nécessaire de tirer parti de connaissances supplémentaires, à savoir, sur le côté gauche de la réaction, on voit de l'hydroxyde de potassium ( ESCROQUER), dont la présence nous indique que la réaction se produit dans un environnement alcalin. Sur le côté droit, nous voyons du manganate de potassium, et nous savons que dans un milieu réactionnel alcalin, le manganate de potassium est obtenu à partir du permanganate de potassium, donc l'espace sur le côté gauche de la réaction est du permanganate de potassium ( KMnO 4 ). Il s'avère qu'à gauche nous avions du manganèse à CO +7, et à droite à CO +6, ce qui permet d'écrire la première partie du bilan OVR :

Mn +7 +1 e — à Mn +6

Maintenant, nous pouvons deviner ce qui devrait se produire d’autre dans la réaction. Si le manganèse reçoit des électrons, alors quelqu'un doit les lui avoir donnés (on suit la loi de conservation de la masse). Considérons tous les éléments du côté gauche de la réaction : l'hydrogène, le sodium et le potassium sont déjà en CO +1, ce qui est le maximum pour eux, l'oxygène ne cédera pas ses électrons au manganèse, ce qui veut dire que le soufre reste en CO +4 . Nous concluons que le soufre abandonne des électrons et passe à l'état soufre avec CO +6. Nous pouvons maintenant rédiger la deuxième partie du bilan :

S +4 -2 e — à S +6

En regardant l'équation, nous voyons que sur le côté droit, il n'y a ni soufre ni sodium nulle part, ce qui signifie qu'ils doivent être dans l'espace, et le composé logique pour le remplir est le sulfate de sodium ( NaSO 4 ).

Maintenant le bilan OVR s'écrit (on obtient le premier point) et l'équation prend la forme :

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOHà K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O

Mn +7 +1 e — à Mn +6	1	2
S +4 -2e —à S+6	2	1

Il est important à ce stade d'écrire immédiatement qui est l'agent oxydant et qui est l'agent réducteur, car les élèves se concentrent souvent sur l'équilibre de l'équation et oublient simplement de faire cette partie de la tâche, perdant ainsi un point. Par définition, un agent oxydant est la particule qui reçoit des électrons (dans notre cas, le manganèse), et un agent réducteur est la particule qui cède des électrons (dans notre cas, le soufre), on obtient donc :

Oxydant : Mn +7 (KMnO 4 )

Agent réducteur: S +4 (N / A 2 DONC 3 )

Ici, nous devons nous rappeler que nous indiquons l'état des particules dans lesquelles elles se trouvaient lorsqu'elles ont commencé à présenter les propriétés d'un agent oxydant ou réducteur, et non les états auxquels elles sont parvenues à la suite d'une réaction redox.

Maintenant, pour obtenir le dernier point, vous devez égaliser correctement l'équation (disposer les coefficients). En utilisant la balance, on voit que pour que ce soit du soufre +4, pour passer à l'état +6, il faut que deux manganèse +7 deviennent du manganèse +6, et ce qui compte c'est qu'on mette 2 devant le manganèse :

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + KOHà 2K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O

Nous voyons maintenant que nous avons 4 potassium à droite, et seulement trois à gauche, ce qui signifie qu'il faut mettre 2 devant l'hydroxyde de potassium :

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOHà 2K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O

En conséquence, la bonne réponse à la tâche n°30 ressemble à ceci :

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOHà 2K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O

Mn +7 +1e —à Mn+6	1	2
S +4 -2e —à S+6	2	1

Oxydant : Mn +7 (KMnO4)

Agent réducteur: S +4 (N / A 2 DONC 3 )

Solution à la tâche 31 de l'examen d'État unifié de chimie

Il s'agit d'une chaîne de transformations inorganiques. Pour mener à bien cette tâche, vous devez avoir une bonne compréhension des réactions caractéristiques des composés inorganiques. La tâche comprend quatre (4) réactions, pour chacune desquelles vous pouvez obtenir un (1) point, pour un total de quatre (4) points pour la tâche. Il est important de rappeler les règles pour réaliser le devoir : toutes les équations doivent être égalisées, même si un élève a écrit l'équation correctement mais n'a pas égalisé, il ne recevra pas de point ; il n'est pas nécessaire de résoudre toutes les réactions, vous pouvez en faire une et obtenir un (1) point, deux réactions et obtenir deux (2) points, etc., et il n'est pas nécessaire de compléter les équations strictement dans l'ordre, par exemple , un élève peut faire les réactions 1 et 3, ce qui signifie qu'il faut le faire et obtenir deux (2) points, l'essentiel est d'indiquer qu'il s'agit des réactions 1 et 3. Regardons la solution à la tâche n°31 de la version démo de l'examen d'État unifié de chimie 2018 :

Le fer a été dissous dans de l'acide sulfurique concentré chaud. Le sel résultant a été traité avec un excès de solution d'hydroxyde de sodium. Le précipité brun formé est filtré et calciné. La substance résultante a été chauffée avec du fer.
Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

Pour faciliter la solution, vous pouvez dresser le schéma suivant dans un brouillon :

Pour accomplir la tâche, vous devez bien entendu connaître toutes les réactions proposées. Cependant, il y a toujours des indices cachés dans l'état (concentrés acide sulfurique, excès de soude, précipité brun, calciné, chauffé au fer). Par exemple, un élève ne se souvient pas de ce qui arrive au fer lorsqu'il interagit avec conc. acide sulfurique, mais il se souvient que le précipité brun de fer après traitement avec un alcali est très probablement de l'hydroxyde de fer 3 ( Oui = Fe(OH) 3 ). Nous avons maintenant la possibilité, en remplaçant Y dans le diagramme écrit, d'essayer de créer les équations 2 et 3. Les étapes suivantes sont purement chimiques, nous ne les décrirons donc pas avec autant de détails. L'étudiant doit se rappeler que le chauffage de l'hydroxyde de fer 3 entraîne la formation d'oxyde de fer 3 ( Z = Fe 2 Ô 3 ) et de l'eau, et chauffer l'oxyde de fer 3 avec du fer pur les mènera à l'état intermédiaire - l'oxyde de fer 2 ( FeO). La substance X, qui est un sel obtenu après réaction avec l'acide sulfurique, donnant de l'hydroxyde de fer 3 après traitement avec un alcali, sera le sulfate de fer 3 ( X = Fe 2 (DONC 4 ) 3 ). Il est important de se rappeler d’équilibrer les équations. En conséquence, la bonne réponse à la tâche n°31 est la suivante :

1) 2Fe + 6H 2 SO 4 (k) une Fe2(SO4)3+ 3SO 2 + 6H 2 O

2) Fe2(SO4)3+ 6NaOH (g) à 2 Fe(OH)3+ 3Na2SO4

3) 2Fe(OH)3à Fe 2 Ô 3 + 3H 2 O

4) Fe 2 Ô 3 + Feà 3FeO

Tâche 32 Examen d'État unifié en chimie

Très similaire à la tâche n°31, sauf qu'elle contient une chaîne de transformations organiques. Les exigences de conception et la logique de solution sont similaires à celles de la tâche n° 31, la seule différence est que dans la tâche n° 32, cinq (5) équations sont données, ce qui signifie que vous pouvez marquer cinq (5) points au total. En raison de sa similitude avec la tâche n°31, nous ne l'examinerons pas en détail.

Solution à la tâche 33 en chimie 2018

Une tâche de calcul, pour la réaliser il faut connaître les formules de calcul de base, être capable d'utiliser une calculatrice et de faire des parallèles logiques. Le devoir 33 vaut quatre (4) points. Examinons une partie de la solution à la tâche n° 33 de la version démo de l'examen d'État unifié de chimie 2018 :

Déterminer les fractions massiques (en %) de sulfate de fer (II) et de sulfure d'aluminium dans le mélange si, lors du traitement de 25 g de ce mélange avec de l'eau, un gaz s'est dégagé qui a complètement réagi avec 960 g d'une solution à 5 % de sulfate de cuivre Dans votre réponse, notez les équations de réaction indiquées dans l'énoncé du problème et fournissez tous les calculs nécessaires (indiquez les unités de mesure de la valeur requise). grandeurs physiques).

Nous obtenons le premier (1) point pour écrire les réactions qui se produisent dans le problème. L'obtention de ce point particulier dépend des connaissances en chimie, les trois (3) points restants ne peuvent être obtenus que par des calculs, donc, si un élève a des problèmes en mathématiques, il doit recevoir au moins un (1) point pour avoir complété la tâche n°33. :

Al 2 S 3 + 6H 2 Oà 2Al(OH)3 + 3H2S

CuSO 4 + H 2 Sà CuS + H2SO4

Puisque les autres actions sont purement mathématiques, nous n’entrerons pas dans les détails ici. Vous pouvez voir une sélection sur notre Chaîne Youtube(lien vers l'analyse vidéo de la tâche n°33).

Formules qui seront nécessaires pour résoudre cette tâche :

Devoir de chimie 34 2018

Tâche de calcul, qui diffère de la tâche n°33 par les éléments suivants :

- - Si dans la tâche n° 33 nous savons entre quelles substances l'interaction se produit, alors dans la tâche n° 34 nous devons trouver ce qui a réagi ;
  - Dans la tâche n° 34, les composés organiques sont donnés, tandis que dans la tâche n° 33, les processus inorganiques sont le plus souvent donnés.

En fait, la tâche n°34 est l'inverse de la tâche n°33, ce qui signifie que la logique de la tâche est inversée. Pour la tâche n°34 vous pouvez obtenir quatre (4) points, et, comme pour la tâche n°33, un seul d'entre eux (dans 90% des cas) est obtenu pour la connaissance de la chimie, les 3 (moins souvent 2) points restants sont obtenus pour les calculs mathématiques. Pour réussir la tâche n°34 vous devez :

Connaître les formules générales de toutes les principales classes de composés organiques ;

Connaître les réactions basiques des composés organiques ;

Être capable d'écrire une équation sous forme générale.

Une fois de plus, je voudrais souligner que le nécessaire réussite La base théorique de l'examen d'État unifié de chimie en 2018 est restée pratiquement inchangée, ce qui signifie que toutes les connaissances que votre enfant a acquises à l'école l'aideront à réussir l'examen de chimie en 2018. Dans notre centre de préparation à l'examen d'État unifié et à l'hodographe de l'examen d'État unifié, votre enfant recevra Tous le matériel théorique nécessaire à la préparation, et en classe consolidera les connaissances acquises pour une mise en œuvre réussie tout le monde tâches d'examen. Les meilleurs professeurs ayant réussi un très grand concours et des tâches difficiles travailleront avec lui. tests d'entrée. Les cours se déroulent en petits groupes, ce qui permet à l'enseignant de consacrer du temps à chaque enfant et de formuler sa stratégie individuelle pour réaliser le travail d'examen.

Nous n'avons aucun problème avec le manque de tests dans le nouveau format, nos professeurs les rédigent eux-mêmes, sur la base de toutes les recommandations du codificateur, du spécificateur et de la version démo de l'examen d'État unifié de chimie 2018.

Appelez aujourd'hui et demain votre enfant vous remerciera !

Budget municipal établissement d'enseignement

"Moyenne école polyvalente N° 4, Shebekino, région de Belgorod"

Caractéristiques de la résolution et de l'évaluation des tâches 30 à 35 de l'examen d'État unifié en chimie

Préparé par : Arnautova Natalya Zakharovna,

professeur de chimie et de biologie

MBOU "École secondaire n°4, Shebekino, région de Belgorod"

2017

Méthodologie d'évaluation des tâches avec une réponse détaillée (principales approches pour déterminer les critères et les échelles de notation pour l'exécution des tâches)

La base de la méthodologie d'évaluation des tâches avec une réponse détaillée est un certain nombre de dispositions générales. Les plus importants d’entre eux sont les suivants :

Le test et l'évaluation des tâches avec une réponse détaillée sont effectués uniquement par le biais d'un examen indépendant basé sur la méthode d'analyse élément par élément des réponses des candidats.

Le recours à la méthode d'analyse élément par élément nécessite de s'assurer que la formulation des conditions de tâche correspond clairement aux éléments de contenu vérifiés. La liste des éléments de contenu testés par tout devoir est conforme aux exigences standard relatives au niveau de préparation des diplômés du secondaire.

Le critère d'évaluation de l'achèvement d'une tâche par la méthode d'analyse élément par élément est d'établir la présence dans les réponses des candidats des éléments de réponse donnés
dans le modèle de réponse. Cependant, un autre modèle de réponse proposé par le candidat peut être accepté s'il ne dénature pas l'essence de la composante chimique des conditions de la tâche.

L'échelle d'évaluation de l'exécution des tâches est établie en fonction du nombre d'éléments de contenu inclus dans le modèle de réponse et en tenant compte de facteurs tels que :

Niveau de complexité du contenu testé ;

Une séquence spécifique d'actions qui doivent être effectuées lors de l'exécution d'une tâche ;

Interprétation sans ambiguïté des conditions de la tâche et des options possibles pour formuler la réponse ;

Conformité des conditions d'attribution avec les critères d'évaluation proposés pour les différents éléments de contenu ;

Environ le même niveau de difficulté pour chacun des éléments de contenu testés par la tâche.

Lors de l'élaboration des critères d'évaluation, les caractéristiques des éléments de contenu des cinq tâches à réponse longue incluses dans l'épreuve d'examen sont prises en compte. Il est également tenu compte du fait que les enregistrements des réponses des candidats peuvent être soit très généraux, simplifiés et non spécifiques, soit trop brefs.
et insuffisamment motivé. Une attention particulière est portée à la mise en évidence des éléments de réponse valant un point. Cela prend en compte l'inévitabilité d'une augmentation progressive de la difficulté d'obtenir chaque point ultérieur
pour un élément de contenu correctement formulé.

Lors de l'élaboration d'une échelle de notation des problèmes de calcul (33 et 34), la possibilité de différentes manières de les résoudre est prise en compte et, par conséquent, la présence dans la réponse du candidat des principales étapes et résultats de la réalisation des tâches indiquées
dans les critères d’évaluation. Illustrons la méthodologie d'évaluation des tâches avec une réponse détaillée à l'aide d'exemples spécifiques.

2017-2018 année académique

Tâches

Note maximale

Le niveau d'emploi

Tâche 30

2016-2017

Les tâches 30 visent à tester la capacité à déterminer le degré d'oxydation éléments chimiques, déterminer l'agent oxydant et l'agent réducteur, prédire les produits des réactions redox, établir les formules des substances manquées dans le schéma réactionnel, établir une balance électronique et, sur cette base, attribuer des coefficients dans les équations de réaction.

L'échelle d'évaluation de l'exécution de ces tâches comprend les éléments suivants :

 un bilan électronique a été établi – 1 point ;

 l'agent oxydant et l'agent réducteur sont indiqués – 1 point.

 les formules des substances manquantes sont déterminées et des coefficients sont attribués
dans l’équation de la réaction redox – 1 point.

Exemple de tâche :

En utilisant la méthode de la balance électronique, créez une équation pour la réaction

Na 2 SO 3 + … + KOH K 2 MnO 4 + … + H 2 O

Identifiez l’agent oxydant et l’agent réducteur.

Points

Réponse possible

Mn +7 + ē → Mn +6

S +4 – 2ē → S +6

Le soufre à l'état d'oxydation +4 (ou le sulfite de sodium dû au soufre à l'état d'oxydation +4) est un agent réducteur.

Manganèse à l'état d'oxydation +7 (ou permanganate de potassium dû au manganèse
à l’état d’oxydation +7) – agent oxydant.

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH = Na 2 SO 4 + 2K 2 MnO 4 + H 2 O

La réponse est correcte et complète :

le degré d'oxydation des éléments qui sont respectivement un agent oxydant et un agent réducteur dans la réaction est déterminé ;

les processus d'oxydation et de réduction ont été enregistrés et une balance électronique (électron-ion) a été établie sur leur base ;

les substances manquantes dans l'équation de réaction sont déterminées, tous les coefficients sont placés

Note maximale

Lors de l’évaluation de la réponse du candidat, il est nécessaire de tenir compte du fait qu’il n’existe pas d’exigences uniformes pour le formatage de la réponse à cette tâche. En conséquence, la compilation des bilans électronique et électron-ion est acceptée comme la bonne réponse, et l'indication de l'agent oxydant et de l'agent réducteur peut être effectuée de toute manière clairement compréhensible. Cependant, si la réponse contient des éléments de réponse dont le sens s'exclut mutuellement, ils ne peuvent pas être considérés comme corrects.

Tâches de format 2018

1. Tâche 30 (2 points)

Pour effectuer la tâche, utilisez la liste de substances suivante : permanganate de potassium, chlorure d'hydrogène, chlorure de sodium, carbonate de sodium, chlorure de potassium. Il est permis d'utiliser des solutions aqueuses de substances.

Dans la liste de substances proposée, sélectionnez les substances entre lesquelles une réaction d'oxydo-réduction est possible et notez l'équation de cette réaction. Faire une balance électronique, indiquer l'agent oxydant et l'agent réducteur.

Explication.

Écrivons l'équation de réaction :

Créons une balance électronique :

Le chlore à l'état d'oxydation -1 est un agent réducteur. Le manganèse à l'état d'oxydation +7 est un agent oxydant.TOTAL 2 points

les substances sont sélectionnées, l'équation de la réaction redox est écrite et tous les coefficients sont définis.

les processus d'oxydation et de réduction ont été enregistrés et une balance électronique (électron-ion) a été établie sur leur base ; qui sont respectivement l'agent oxydant et l'agent réducteur dans la réaction ;

Une erreur s'est produite dans un seul des éléments de réponse répertoriés ci-dessus.

Il y a eu des erreurs dans deux des éléments de réponse ci-dessus

Tous les éléments de la réponse sont mal écrits

Note maximale

Tâches de format 2018

1. Tâche 31 (2 points)

Pour effectuer la tâche, utilisez la liste de substances suivante : permanganate de potassium, bicarbonate de potassium, sulfite de sodium, sulfate de baryum, hydroxyde de potassium. Il est permis d'utiliser des solutions aqueuses de substances.

Explication.

Réponse possible :

2. Tâche 31

Pour accomplir cette tâche, utilisez la liste de substances suivante : chlorure d’hydrogène, nitrate d’argent(I), permanganate de potassium, eau, acide nitrique. Il est permis d'utiliser des solutions aqueuses de substances.

Dans la liste de substances proposée, sélectionnez les substances entre lesquelles une réaction d'échange d'ions est possible. Notez les équations ioniques moléculaires, complètes et abrégées de cette réaction.

Explication.

Réponse possible :

Tâche 32. Tâches de format 2018

Dans le cadre de la tâche 32, testant les connaissances sur les relations génétiques de différentes classes de substances inorganiques, une description d'une expérience chimique spécifique est proposée, dont les candidats devront illustrer à l'aide des équations des réactions chimiques. L'échelle de notation de la tâche reste, comme en 2016, égale à 4 points : chaque équation de réaction correctement écrite vaut 1 point.

Exemple de tâche :

Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

Contenu de la bonne réponse et instructions d’évaluation(une autre formulation de la réponse est autorisée sans en dénaturer le sens)

Points

Réponse possible

Quatre équations pour les réactions décrites sont écrites :

1) 2Fe + 6H 2 SO 4
Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

2) Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

3) 2Fe(OH)3
Fe 2 O 3 + 3H 2 O

4) Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO

Toutes les équations de réaction sont mal écrites

Note maximale

Il convient de noter que l'absence de coefficients (au moins un) devant les formules des substances dans les équations de réaction est considérée comme une erreur. Aucun point n'est attribué pour une telle équation.

Tâche 33. Tâches de format 2018

Les tâches 33 testent l'assimilation des connaissances sur les relations entre les substances organiques et prévoient de vérifier cinq éléments de contenu : l'exactitude de l'écriture de cinq équations de réaction correspondant au diagramme - une « chaîne » de transformations. Lors de la rédaction d'équations de réaction, les candidats doivent utiliser formules développées substances organiques. La présence de chaque élément de contenu coché dans la réponse vaut 1 point. Quantité maximale points pour accomplir de telles tâches - 5.

Exemple de tâche :

Écrivez les équations de réaction qui peuvent être utilisées pour effectuer les transformations suivantes :

Lorsque vous écrivez des équations de réaction, utilisez les formules développées des substances organiques.

Contenu de la bonne réponse et instructions d’évaluation
Une autre formulation de la réponse est autorisée sans en déformer le sens)

Points

Réponse possible

Cinq équations de réaction ont été écrites correspondant au schéma de transformation :

Cinq équations de réaction écrites correctement

Quatre équations de réaction écrites correctement

Trois équations de réaction écrites correctement

Deux équations de réaction écrites correctement

Une équation de réaction écrite correctement

Tous les éléments de la réponse sont mal écrits

Note maximale

Notez que dans la réponse du candidat, il est permis d'utiliser des formules développées différents types(expansé, contracté, squelettique), reflétant sans ambiguïté l'ordre de connexion des atomes et arrangement mutuel substituants et groupes fonctionnels
dans une molécule de matière organique.

Tâche 34. Tâches de format 2018

Les tâches 34 sont des problèmes de calcul. Leur mise en œuvre nécessite une connaissance des propriétés chimiques des substances et implique la mise en œuvre d'un certain ensemble d'actions pour garantir l'obtention de la bonne réponse. Parmi ces actions, nous citons les suivantes :

– l'élaboration d'équations de réactions chimiques (selon les données des conditions problématiques) nécessaires pour effectuer des calculs stoechiométriques ;

– effectuer les calculs nécessaires pour trouver des réponses aux questions
dans l'énoncé du problème, il y a des questions ;

– formuler une réponse logiquement justifiée à toutes les questions posées dans les conditions de la tâche (par exemple, établir une formule moléculaire).

Cependant, il convient de garder à l'esprit que toutes les actions nommées ne doivent pas nécessairement être présentes lors de la résolution d'un problème de calcul et que, dans certains cas, certaines d'entre elles peuvent être utilisées plus d'une fois.

Le score maximum pour accomplir la tâche est de 4 points. Lors de la vérification, vous devez tout d'abord faire attention à la validité logique des actions effectuées, car certaines tâches peuvent être résolues de plusieurs manières. Cependant, afin de évaluation objective de la méthode proposée pour résoudre le problème, il est nécessaire de vérifier l'exactitude des résultats intermédiaires qui ont été utilisés pour obtenir la réponse.

Exemple de tâche :

Déterminer les fractions massiques (en %) de sulfate de fer(II) et de sulfure d'aluminium
dans un mélange si, lorsque 25 g de ce mélange sont traités avec de l'eau, un gaz se dégage qui réagit complètement avec 960 g d'une solution à 5 % de sulfate de cuivre.

Dans votre réponse, notez les équations de réaction indiquées dans l'énoncé du problème,
et fournir tous les calculs nécessaires (indiquer les unités de mesure des grandeurs physiques requises).

Points

Réponse possible

Les équations de réaction ont été compilées :

La quantité de sulfure d'hydrogène est calculée :

La quantité de substance et la masse de sulfure d'aluminium et de sulfate de fer (II) sont calculées :

Les fractions massiques de sulfate de fer (II) et de sulfure d'aluminium dans le mélange initial ont été déterminées :

ω(FeSO 4 ) = 10 / 25 = 0,4, soit 40 %

ω(Al 2 S 3 ) = 15 / 25 = 0,6, soit 6 0 %

La réponse est correcte et complète :

la réponse contient correctement les équations de réaction correspondant aux conditions de la tâche ;

les calculs ont été effectués correctement en utilisant les grandeurs physiques nécessaires spécifiées dans les conditions de la tâche ;

une relation logiquement justifiée entre les grandeurs physiques sur la base desquelles les calculs sont effectués est démontrée ;

conformément aux conditions de la tâche, la quantité physique requise est déterminée

Une erreur s'est produite dans un seul des éléments de réponse répertoriés ci-dessus.

Tous les éléments de la réponse sont mal écrits

Note maximale

Lors de la vérification de la réponse, le candidat doit tenir compte du fait que si la réponse contient une erreur de calcul dans l'un des trois éléments (deuxième, troisième ou quatrième), qui a conduit à une réponse incorrecte, la note pour l'achèvement de la tâche est réduit de seulement 1 point.

Tâche 35. Tâches de format 2018

Les tâches 35 consistent à déterminer la formule moléculaire d'une substance. L'accomplissement de cette tâche comprend les opérations séquentielles suivantes : effectuer les calculs nécessaires pour établir la formule moléculaire d'une substance organique, écrire la formule moléculaire d'une substance organique, établir une formule développée d'une substance qui reflète de manière unique l'ordre des liaisons des atomes dans sa molécule, écrire une équation de réaction qui répond aux conditions de la tâche.

L'échelle de notation pour la tâche 35 de la partie 2 de l'épreuve d'examen sera de 3 points.

Les tâches 35 utilisent une combinaison d'éléments de contenu testés - des calculs, sur la base desquels ils parviennent à déterminer la formule moléculaire d'une substance, à compiler une formule générale d'une substance, puis à déterminer la formule moléculaire et structurelle d'une substance sur sa base. .

Toutes ces actions peuvent être effectuées dans différentes séquences. En d'autres termes, le candidat peut parvenir à la réponse de n'importe quelle manière logique à sa disposition. Par conséquent, lors de l'évaluation d'une tâche, l'attention principale est portée à l'exactitude de la méthode choisie pour déterminer la formule moléculaire d'une substance.

Exemple de tâche :

En brûlant un échantillon d'un composé organique pesant 14,8 g, on obtient 35,2 g gaz carbonique et 18,0 g d'eau.

On sait que la densité relative de vapeur de cette substance par rapport à l'hydrogène est de 37. Au cours de l'étude des propriétés chimiques de cette substance, il a été établi que lorsque cette substance interagit avec l'oxyde de cuivre (II), une cétone se forme.

Sur la base des données des conditions de tâche :

1) effectuer les calculs nécessaires pour établir la formule moléculaire d'une substance organique (indiquer les unités de mesure des grandeurs physiques requises) ;

notez la formule moléculaire de la substance organique d'origine ;

2) établir une formule développée de cette substance, qui reflète sans ambiguïté l'ordre des liaisons des atomes dans sa molécule ;

3) Écrivez l’équation de la réaction de cette substance avec l’oxyde de cuivre (II) en utilisant la formule développée de la substance.

Contenu de la bonne réponse et instructions d’évaluation

(une autre formulation de la réponse est autorisée sans en dénaturer le sens)

Points

Réponse possible

La quantité de produit de combustion trouvée :

Formule générale substances – C x H y O z

n(CO2) = 35,2 / 44 = 0,8 mole ; n (C) = 0,8 mole

n(H 2 O) = 18,0/18 = 1,0 mole; n(H) = 1,0 ∙ 2 = 2,0 moles

m(O) = 14,8 – 0,8 ∙ 12 – 2 = 3,2 g ; n(O) = 3,2 ⁄ 16 = 0,2 mole

Défini formule moléculaire substances :

x:y:z = 0,8:2:0,2 = 4:10:1

La formule la plus simple est C 4 H 10 O

M simple (C 4 H 10 O) = 74 g/mol

Source M (C x H y O z ) = 37 ∙ 2 = 74 g/mol

Formule moléculaire de la substance de départ – C 4 H 10 O

La formule développée de la substance a été compilée :

L’équation de la réaction d’une substance avec l’oxyde de cuivre (II) s’écrit :

La réponse est correcte et complète :

les calculs nécessaires pour établir la formule moléculaire d'une substance ont été correctement effectués ; la formule moléculaire de la substance est écrite ;

la formule développée d'une substance organique est écrite, qui reflète l'ordre des liaisons et la disposition relative des substituants et des groupes fonctionnels dans la molécule conformément aux conditions d'affectation ;

l'équation de la réaction, qui est indiquée dans les conditions de la tâche, est écrite en utilisant la formule développée d'une substance organique

Une erreur s'est produite dans un seul des éléments de réponse répertoriés ci-dessus.

Il y a eu des erreurs dans deux des éléments de réponse ci-dessus

Il y avait des erreurs dans trois des éléments de réponse ci-dessus

Tous les éléments de la réponse sont mal écrits

Note maximale

TOTAL partie 2

2+2+ 4+5+4 +3=20 points

Bibliographie

1. Matériel méthodologique pour les présidents et les membres des commissions thématiques des sujets Fédération Russe pour vérifier l'achèvement des tâches avec des réponses détaillées à l'examen Travaux d'examen d'État unifié 2017. Article " Des lignes directrices pour évaluer l’achèvement des tâches de l’examen d’État unifié avec une question détaillée. Moscou, 2017.

2. Projet de contrôle et de mesure FIPI Matériel d'examen d'État unifié 2018.

3. Démos, spécifications, Codificateurs d'examen d'État unifié 2018. Site Internet de la FIPI.

4. Informations sur les changements prévus au CMM 2018. Site Internet de la FIPI.

5.Site « Je résoudrai l'examen d'État unifié » : chimie, pour un expert.

Tâche n°1

Un volume de 3,36 litres d'hydrogène a été passé à travers de la poudre d'oxyde de cuivre (II) lorsqu'il était chauffé, et l'hydrogène a complètement réagi. La réaction a donné 10,4 g d'un résidu solide. Ce résidu a été dissous dans de l'acide sulfurique concentré pesant 100 g. Déterminez la fraction massique de sel dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 25,4 %

Explication:

ν(H 2) = V(H 2)/V m = 3,36 l/22,4 l/mol = 0,15 mol,

ν(H 2) = ν(Cu) = 0,15 mol, donc m(Cu) = 0,15 mol 64 g/mol = 9,6 g

m(CuO) = m(résidu solide) – m(Cu) = 10,4 g – 9,6 g = 0,8 g

ν(CuO) = m(CuO)/M(CuO) = 0,8 g/80 g/mol = 0,01 mol

D'après l'équation (I) ν(Cu) = ν I (CuSO 4), selon l'équation (II) ν(CuO) = ν II (CuSO 4), donc ν total. (CuSO 4) = ν I (CuSO 4) + ν II (CuSO 4) = 0,01 mol + 0,15 mol = 0,16 mol.

m au total (CuSO 4) = ν total. (CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,16 mol 160 g/mol = 25,6 g

ν(Cu) = ν(SO 2), donc ν(SO 2) = 0,15 mol et m(SO 2) = ν(SO 2) M(SO 2) = 0,15 mol 64 g/mol = 9,6 g

m(solution) = m(résidu solide) + m(solution H 2 SO 4) – m(SO 2) = 10,4 g + 100 g – 9,6 g = 100,8 g

ω(CuSO 4) = m(CuSO 4)/m(solution) 100 % = 25,6 g/100,8 g 100 % = 25,4 %

Tâche n°2

De l'hydrogène d'un volume de 3,36 l (n.s.) a été traversé lorsqu'il a été chauffé sur une poudre d'oxyde de cuivre (II) pesant 16 g. Le résidu formé à la suite de cette réaction a été dissous dans 535,5 g d'acide nitrique à 20 %, ce qui a donné un produit incolore. gaz qui devient brun dans l'air. Déterminez la fraction massique d'acide nitrique dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Dans votre réponse, notez les équations de réaction indiquées dans l'énoncé du problème et fournissez tous les calculs nécessaires (indiquez les unités de mesure des grandeurs physiques d'origine).

Réponse : 13,84 %

Explication:

Lorsque l’hydrogène passe sur l’oxyde de cuivre (II), le cuivre est réduit :

CuO + H 2 → Cu + H 2 O (chauffage) (I)

Le résidu solide, constitué de cuivre métallique et d'oxyde de cuivre (II), réagit avec une solution d'acide nitrique selon les équations :

3Cu + 8HNO 3 (solution à 20 %) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O (II)

CuO + 2HNO 3 (solution à 20 %) → Cu(NO 3) 2 + H 2 O (III)

Calculons la quantité d'hydrogène et d'oxyde de cuivre (II) impliquée dans la réaction (I) :

ν(H 2) = V(H 2)/V m = 3,36 l/22,4 l/mol = 0,15 mol, ν(CuO) = 16 g/80 g/mol = 0,2 mol

D'après l'équation de réaction (I) ν(H 2) = ν(CuO), et selon les conditions du problème, la quantité de substance hydrogène est insuffisante (0,15 mole de H 2 et 0,1 mole de CuO), donc du cuivre (II) l'oxyde n'a pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν(Cu) = ν(H 2) = 0,15 mol et ν rest. (CuO) = 0,2 mole – 0,15 mole = 0,05 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution, il est nécessaire de connaître les masses du cuivre formé et de l'oxyde de cuivre (II) n'ayant pas réagi :

Je me repose. (CuO) = ν(CuO) M(CuO) = 0,05 mol 80 g/mol = 4 g

La masse totale du résidu solide est égale à : m(résidu solide) = m(Cu) + m résidu. (CuO) = 9,6 g + 4 g = 13,6 g

Calculez la masse et la quantité initiales d’acide nitrique :

m réf. (HNO 3) = m(solution de HNO 3) ω(HNO 3) = 535,5 g 0,2 = 107,1 g

D'après l'équation de réaction (II) ν II (HNO 3) = 8/3ν(Cu), d'après l'équation de réaction (III) ν III (HNO 3) = 2ν(CuO), donc ν total. (HNO 3) = ν II (HNO 3) + ν III (HNO 3) = 8/3 · 0,15 mol + 2 · 0,05 molmo = 0,5 l.

La masse totale ayant réagi à la suite des réactions (II) et (III) est égale à :

Je me repose. (HNO 3) = m réf. (HNO 3) – m au total. (HNO3) = 107,1 g – 31,5 g = 75,6 g

Afin de calculer la masse de la solution résultante, il faut prendre en compte la masse d'oxyde d'azote (II) libérée lors de la réaction (II) :

ν(NO) = 2/3ν(Cu), donc ν(NO) = 2/3 0,15 mol = 0,1 mol et m(NO) = ν(NO) M(NO) = 0, 1 mol · 30 g/ mole = 3 g

Calculons la masse de la solution résultante :

m(solution) = m(résidu solide) + m(solution de HNO 3) – m(NO) = 13,6 g + 535,5 g – 3 g = 546,1 g

ω(HNO 3) = m repos. (HNO 3)/m(solution) 100 % = 75,6 g/546,1 g 100 % = 13,84 %

Tâche n°3

A une solution saline à 20 % obtenue en dissolvant 12,5 g de sulfate de cuivre (CuSO 4 5H 2 O) dans l'eau, 5,6 g de fer ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 117 g d'une solution de sulfure de sodium à 10 % ont été ajoutés à la solution. Déterminer la fraction massique de sulfure de sodium dans la solution finale (négliger les processus d'hydrolyse).

Réponse : 5,12 %

Explication:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu (I)

ν(CuSO 4 5H 2 O) = m(CuSO 4 5H 2 O)/M(CuSO 4 5H 2 O) = 12,5 g/250 g/mol = 0,05 mol

ν réf. (Fe) = m réf. (Fe)/M(Fe) = 5,6 g/56 g/mol = 0,1 mole

D'après l'équation de réaction (I) ν(Fe) = ν(CuSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de sulfate de cuivre est insuffisante (0,05 mol CuSO 4 5H 2 O et 0,1 mol Fe) , donc le fer n'a pas réagi complètement.

Seul le sulfate de fer (II) réagit avec le sulfure de sodium :

FeSO 4 + Na 2 S → FeS↓ + Na 2 SO 4 (II)

Nous calculons donc en fonction du manque de substance ν(CuSO 4 · 5H 2 O) = ν(Cu) = ν(FeSO 4) = 0,05 mol et ν reste. (Fe) = 0,1 mole – 0,05 mole = 0,05 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître les masses de cuivre formé, de fer n'ayant pas réagi (réaction (I)) et de la solution initiale de sulfate de cuivre :

m(Cu) = ν(Cu) M(Cu) = 0,05 mol 64 g/mol = 3,2 g

Je me repose. (Fe) = ν repos. (Fe) M(Fe) = 0,05 mol 56 g/mol = 2,8 g

ν(CuSO 4 5H 2 O) = ν(CuSO 4) = 0,05 mol, donc m(CuSO 4) = ν(CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,05 mol 160 g/mol = 8 g

m réf. (solution CuSO 4) = m(CuSO 4)/ω(CuSO 4) 100 % = 8 g/20 % 100 % = 40 g

Seul le sulfate de fer (II) réagit avec le sulfure de sodium (le sulfate de cuivre (II) a complètement réagi selon la réaction (I)).

m réf. (Na 2 S) = m réf. (solution Na 2 S) ω(Na 2 S) = 117 g 0,1 = 11,7 g

ν réf. (Na 2 S) = m réf. (Na 2 S)/M(Na 2 S) = 11,7 g/78 g/mol = 0,15 mol

D'après l'équation réactionnelle (II) ν(Na 2 S) = ν(FeSO 4), et selon les conditions de réaction, le sulfure de sodium est en excès (0,15 mole de Na 2 S et 0,05 mole de FeSO 4). Nous calculons en fonction du déficit, c'est-à-dire par la quantité de sulfate de fer (II)).

Calculons la masse de sulfure de sodium n'ayant pas réagi :

je me repose. (Na 2 S) = ν dehors. (Na 2 S) – ν réagissent. (Na 2 S) = 0,15 mole – 0,05 mole = 0,1 mole

Je me repose. (Na 2 S) = ν(Na 2 S) M(Na 2 S) = 0,1 mol 78 g/mol = 7,8 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse de sulfure de fer (II) précipité par la réaction (II) :

ν(FeSO 4) = ν(FeS) et m(FeS) = ν(FeS) M(FeS) = 0,05 mol 88 g/mol = 4,4 g

m(solution) = msortir. (solution CuSO 4) + m réf. (Fe) - m repos. (Fe) – m(Cu) + m réf. (Solution Na 2 S) – m(FeS) = 40 g + 5,6 g – 3,2 g – 2,8 g + 117 g – 4,4 g = 152,2 g

ω(Na 2 S) = m(Na 2 S)/m(solution) 100 % = 7,8 g/152,2 g 100 % = 5,12 %

Tâche n°4

A une solution saline à 20 % obtenue en dissolvant 37,5 g de sulfate de cuivre (CuSO 4 5H 2 O) dans l'eau, 11,2 g de fer ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 100 g d'une solution d'acide sulfurique à 20 % ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique de sel dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 13,72 %

Explication:

Lorsque le sulfate de cuivre (II) réagit avec le fer, une réaction de substitution se produit :

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu (I)

L'acide sulfurique à 20 % réagit avec le fer selon l'équation :

Fe + H 2 SO 4 (dil.) → FeSO 4 + H 2 (II)

Calculons la quantité de sulfate de cuivre et de fer qui réagissent (I) :

ν(CuSO 4 5H 2 O) = m(CuSO 4 5H 2 O)/M(CuSO 4 5H 2 O) = 37,5 g/250 g/mol = 0,15 mol

ν réf. (Fe) = m réf. (Fe)/M(Fe) = 11,2 g/56 g/mol = 0,2 mole

D'après l'équation de réaction (I) ν(Fe) = ν(CuSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de sulfate de cuivre est insuffisante (0,15 mol CuSO 4 5H 2 O et 0,2 mol Fe) , donc le fer n'a pas réagi complètement.

Nous calculons donc en fonction du manque de substance ν(CuSO 4 · 5H 2 O) = ν(Cu) = ν(FeSO 4) = 0,15 mol et ν reste. (Fe) = 0,2 mole – 0,15 mole = 0,05 mole.

m(Cu) = ν(Cu) M(Cu) = 0,15 mol 64 g/mol = 9,6 g

ν(CuSO 4 5H 2 O) = ν(CuSO 4) = 0,15 mol, donc m(CuSO 4) = ν(CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,15 mol 160 g/mol = 24 g

m réf. (solution CuSO 4) = m(CuSO 4)/ω(CuSO 4) 100 % = 24 g/20 % 100 % = 120 g

L'acide sulfurique dilué ne réagit pas avec le cuivre, mais réagit avec le fer selon la réaction (II).

Calculons la masse et la quantité d'acide sulfurique :

m réf. (H 2 SO 4) = m réf. (solution H 2 SO 4) ω(H 2 SO 4) = 100 g 0,2 = 20 g

ν réf. (H 2 SO 4) = m réf. (H 2 SO 4)/M(H 2 SO 4) = 20 g/98 g/mol ≈ 0,204 mol

Depuis ν reste. (Fe) = 0,05 mol, et ν réf. (H 2 SO 4) ≈ 0,204 mol, par conséquent, le fer est rare et est complètement dissous par l'acide sulfurique.

D'après l'équation de la réaction (II) ν(Fe) = ν(FeSO 4), alors la quantité totale de sulfate de fer (II) est la somme des quantités formées par les réactions (I) et (II), et sont égal à:

ν(FeSO 4) = 0,05 mole + 0,15 mole = 0,2 mole ;

m(FeSO 4) = ν(FeSO 4) M(FeSO 4) = 0,2 mol 152 g/mol = 30,4 g

je me repose. (Fe) = ν(H 2) = 0,05 mol et m(H 2) = ν(H 2) M(H 2) = 0,05 mol 2 g/mol = 0,1 g

On calcule la masse de la solution résultante à l'aide de la formule (on ne prend pas en compte la masse de fer qui n'a pas réagi dans la réaction (I), puisque dans la réaction (II) il passe en solution) :

m(solution) = msortir. (solution CuSO 4) + m réf. (Fe) - m(Cu) + m réf. (solution H 2 SO 4) – m(H 2) = 120 g + 11,2 g – 9,6 g + 100 g – 0,1 g = 221,5 g

La fraction massique de sulfate de fer (II) dans la solution obtenue est égale à :

ω(FeSO 4) = m(FeSO 4)/m(solution) 100 % = 30,4 g/221,5 g 100 % = 13,72 %

Tâche n°5

A une solution saline à 20 % obtenue en dissolvant 50 g de sulfate de cuivre (CuSO 4 5H 2 O) dans l'eau, 14,4 g de magnésium ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 146 g d'une solution d'acide chlorhydrique à 25 % ont été ajoutés au mélange résultant. Calculez la fraction massique de chlorure d'hydrogène dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 2,38 %

Explication:

Lorsque le sulfate de cuivre (II) réagit avec le magnésium, une réaction de substitution se produit :

Mg + CuSO 4 → MgSO 4 + Cu(I)

L'acide chlorhydrique à 25 % réagit avec le magnésium selon l'équation :

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2 (II)

Calculons la quantité de sulfate de cuivre et de magnésium qui réagissent (I) :

D'après l'équation de réaction (I) ν(Mg) = ν(CuSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de sulfate de cuivre est insuffisante (0,2 mol CuSO 4 5H 2 O et 0,6 mol Mg) , donc le magnésium n'a pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν(CuSO 4 · 5H 2 O) = ν(Cu) = ν réagissent. (Mg) = 0,2 mol et ν reste. (Mg) = 0,6 mole – 0,2 mole = 0,4 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître la masse du cuivre formé (réaction (I)) et de la solution initiale de sulfate de cuivre :

m réf. (solution CuSO 4) = m(CuSO 4)/ω(CuSO 4) 100 % = 32 g/20 % 100 % = 160 g

L'acide chlorhydrique ne réagit pas avec le cuivre, mais interagit avec le magnésium via la réaction (II).

Calculons la masse et la quantité d'acide chlorhydrique :

m réf. (HCl) = m réf. (solution HCl) ω(HCl) = 146 g 0,25 = 36,5 g

Depuis ν reste. (Mg) = 0,4 mole, ν réf. (HCl) = 1 mol et ν réf. (HCl) > 2ν repos. (Mg), alors le magnésium est déficient et est complètement dissous dans l'acide chlorhydrique.

Calculons la quantité d'acide chlorhydrique qui n'a pas réagi avec le magnésium :

je me repose. (HCl) = ν dehors. (HCl) – ν réagissent. (HCl) = 1 mole – 2 0,4 mole = 0,2 mole

Je me repose. (HCl) = ν repos. (HCl) M(HCl) = 0,2 mol 36,5 g/mol = 7,3 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite de la réaction (II) :

je me repose. (Mg) = ν(H 2) = 0,4 mol et m(H 2) = ν(H 2) M(H 2) = 0,4 mol 2 g/mol = 0,8 g

On calcule la masse de la solution résultante à l'aide de la formule (on ne prend pas en compte la masse de magnésium n'ayant pas réagi dans la réaction (I), puisque dans la réaction (II) il passe en solution) :

m(solution) = m out (solution CuSO 4) + m out. (Mg) - m(Cu) + m réf. (Solution HCl) – m(H 2) = 160 g + 14,4 g – 12,8 g + 146 g – 0,8 g = 306,8 g

La fraction massique d'acide chlorhydrique dans la solution obtenue est égale à :

ω(HCl) = m repos. (HCl)/m(solution) 100 % = 7,3 g/306,8 g 100 % = 2,38 %

Tâche n°6

A une solution saline à 10 % obtenue en dissolvant 25 g de sulfate de cuivre (CuSO 4 5H 2 O) dans l'eau, 19,5 g de zinc ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 240 g d'une solution d'hydroxyde de sodium à 30 % ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique d'hydroxyde de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 9,69 %

Explication:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu (I)

D'après l'équation de réaction (I) ν(Zn) = ν(CuSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de sulfate de cuivre est insuffisante (0,1 mol CuSO 4 5H 2 O et 0,3 mol Zn) , le zinc n'a donc pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν(CuSO 4 · 5H 2 O) = ν(ZnSO 4) = ν(Cu) = ν réagissent. (Zn) = 0,1 mol et ν reste. (Zn) = 0,3 mole – 0,1 mole = 0,2 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître la masse du cuivre formé (réaction (I)) et de la solution initiale de sulfate de cuivre :

m réf. (solution CuSO 4) = m(CuSO 4)/ω(CuSO 4) 100 % = 16 g/10 % 100 % = 160 g

m réf. (NaOH) = m réf. (Solution NaOH) ω(NaOH) = 240 g 0,3 = 72 g

ν réf. (NaOH) = m réf. (NaOH)/M(NaOH) = 72 g/40 g/mol = 1,8 mole

ν total (NaOH) = ν II (NaOH) + ν III (NaOH) = 2 0,2 mol + 4 0,1 mol = 0,8 mol

Je réagis. (NaOH) = ν réagit. (NaOH) M(NaOH) = 0,8 mole 40 g/mole = 32 g

Je me repose. (NaOH) = m réf. (NaOH) - je réagis. (NaOH) = 72 g – 32 g = 40 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite de la réaction (II) :

je me repose. (Zn) = ν(H 2) = 0,2 mol et m(H 2) = ν(H 2) M(H 2) = 0,2 mol 2 g/mol = 0,4 g

m(solution) = msortir. (solution CuSO 4) + m réf. (Zn) - m(Cu) + m réf. (Solution NaOH) – m(H 2) = 160 g + 19,5 g – 6,4 g + 240 g – 0,4 g = 412,7 g

ω(NaOH) = m reste. (NaOH)/m(solution) 100 % = 40 g/412,7 g 100 % = 9,69 %

Tâche n°7

Une poudre obtenue par frittage de 2,16 g d'aluminium et 6,4 g d'oxyde de fer (III) a été ajoutée à une solution saline à 20 % obtenue en dissolvant 25 g de sulfate de cuivre (II) pentahydraté dans l'eau. Déterminez la fraction massique de sulfate de cuivre (II) dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 4,03 %

Explication:

Lorsque l'aluminium est fritté avec de l'oxyde de fer (III), le métal le plus actif déplace le métal le moins actif de son oxyde :

2Al + Fe 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Fe (I)

Calculons la quantité d'oxyde d'aluminium et de fer (III) entrant dans la réaction (I) :

ν réf. (Al) = m réf. (Al)/M(Al) = 2,16 g /27 g/mol = 0,08 mol

ν réf. (Fe 2 O 3) = m réf. (Fe 2 O 3)/M(Fe 2 O 3) = 6,4 g/160 g/mol = 0,04 mol

Selon l'équation de réaction (I) ν(Al) = 2ν(Fe 2 O 3) = 2ν(Al 2 O 3) et selon les conditions du problème, la quantité de substance aluminium est doublée plus de quantité substances d'oxyde de fer (III), par conséquent, aucune substance n'ayant pas réagi ne reste dans la réaction (I).

La quantité de substance et la masse de fer formée sont égales :

ν(Fe) = 2ν dehors. (Fe 2 O 3) = 2 0,04 mole = 0,08 mole

m(Fe) = ν(Fe) M(Fe) = 0,08 mol 56 g/mol = 4,48 g

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître la masse de la solution initiale de sulfate de cuivre :

ν(CuSO 4 5H 2 O) = m(CuSO 4 5H 2 O)/M(CuSO 4 5H 2 O) = 25 g / 250 g/mol = 0,1 mol

ν(CuSO 4 5H 2 O) = ν(CuSO 4) = 0,1 mol, donc m(CuSO 4) = ν(CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,1 mol 160 g/mol = 16 g

m réf. (solution CuSO 4) = m(CuSO 4)/ω(CuSO 4) 100 % = 16 g/20 % 100 % = 80 g

Le fer formé par la réaction (I) réagit avec une solution de sulfate de cuivre :

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu (II)

D'après l'équation de réaction (II) ν(Fe) = ν(CuSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de substance ferreuse est de (0,1 mole CuSO 4 · 5H 2 O et 0,08 mol Fe), donc le fer a complètement réagi.

Calculons la quantité de substance et la masse de sulfate de cuivre (II) n'ayant pas réagi :

je me repose. (CuSO 4) = ν réf. (CuSO 4) - ν réagissent. (CuSO 4) = 0,1 mole – 0,08 mole = 0,02 mole

Je me repose. (CuSO 4) = ν repos. (CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,02 mol 160 g/mol = 3,2 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse du cuivre formé :

ν(Fe) = ν(Cu) = 0,08 mol et m(Cu) = ν(Cu) M(Cu) = 0,08 mol 64 g/mol = 5,12 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule (le fer formé par la réaction (I) passe ensuite en solution) :

m(solution) = msortir. (solution CuSO 4) + m(Fe) - m(Cu) = 80 g + 4,48 g – 5,12 g = 79,36 g

Fraction massique de sulfate de cuivre (II) dans la solution obtenue :

ω(CuSO 4) = m repos. (CuSO 4)/m(solution) 100 % = 3,2 g/79,36 g 100 % = 4,03 %

Tâche n°8

18,2 g de phosphure de calcium ont été ajoutés à 182,5 g d'une solution d'acide chlorhydrique à 20 %. Ensuite, à la solution résultante, 200,2 g de Na 2 CO 3 · 10H 2 O ont été ajoutés. Déterminez la fraction massique de carbonate de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 5,97 %

Explication:

L'acide chlorhydrique et le phosphure de calcium réagissent pour former du chlorure de calcium et libèrent de la phosphine :

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3 (I)

Calculons la quantité d'acide chlorhydrique et de phosphure de calcium qui réagissent (I) :

m réf. (HCl) = m(HCl solution) ω(HCl) = 182,5 g 0,2 = 36,5 g, donc

ν réf. (HCl) = m réf. (HCl)/M(HCl) = 36,5 g/36,5 g/mol = 1 mol

ν réf. (Ca 3 P 2) = m réf. (Ca 3 P 2)/M(Ca 3 P 2) = 18,2 g/182 g/mol = 0,1 mol

Selon l'équation de réaction (I) ν(HCl) = 6ν(Ca 3 P 2) = 2ν(CaCl 2), et selon les conditions du problème, la quantité de substance acide chlorhydrique est 10 fois supérieure à la quantité de substance de phosphure de calcium, par conséquent, l'acide chlorhydrique ne réagit pas.

je me repose. (HCl) = ν dehors. (HCl) - 6ν(Ca 3 P 2) = 1 mole - 6 0,1 mole = 0,4 mole

La quantité de substance et la masse de phosphine formée sont égales :

ν(PH 3) = 2ν sorti. (Ca 3 P 2) = 2 0,1 mole = 0,2 mole

m(PH 3) = ν(PH 3) M(PH 3) = 0,2 mol 34 g/mol = 6,8 g

Calculons la quantité de carbonate de sodium hydraté :

ν réf. (Na 2 CO 3 10H 2 O) = m réf. (Na 2 CO 3 10H 2 O)/M(Na 2 CO 3 10H 2 O) = 200,2 g/286 g/mol = 0,7 mol

Le chlorure de calcium et l'acide chlorhydrique réagissent dans le carbonate de sodium :

Na 2 CO 3 + CaCl 2 → CaCO 3 ↓ + 2NaCl (II)

Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O (III)

Calculons la quantité totale de substance carbonate de sodium interagissant avec l'acide chlorhydrique et le chlorure de calcium :

je réagis. (Na 2 CO 3) = ν(CaCl 2) + 1/2ν reste. (HCl) = 3ν réf. (Ca 3 P 2) + 1/2ν repos. (HCl) = 3 0,1 mol + 1/2 0,4 mol = 0,3 mol + 0,2 mol = 0,5 mol

La quantité totale de substance et la masse de carbonate de sodium n'ayant pas réagi sont égales à :

je me repose. (Na 2 CO 3) = ν réf. (Na 2 CO 3) - ν réagissent. (Na 2 CO 3) = 0,7 mole – 0,5 mole = 0,2 mole

Je me repose. (Na 2 CO 3) = ν reste. (Na 2 CO 3) M(Na 2 CO 3) = 0,2 mol 106 g/mol = 21,2 g

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître les masses de carbonate de calcium précipité par la réaction (II) et de dioxyde de carbone libéré par la réaction (III) :

ν(CaCl 2) = ν(CaCO 3) = 3ν réf. (Ca 3 P 2) = 0,3 mole

m(CaCO 3) = ν(CaCO 3) M(CaCO 3) = 0,3 mol 100 g/mol = 30 g

ν(CO 2) = 1/2ν repos. (HCl) = ½ 0,4 mole = 0,2 mole

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution HCl) + m réf. (Ca 3 P 2) - m(PH 3) + m réf. (Na 2 CO 3 10H 2 O) - m(CaCO 3) - m(CO 2) = 182,5 g + 18,2 g – 6,8 g + 200,2 g – 30 g – 8,8 g = 355,3 g

La fraction massique de carbonate de sodium est égale à :

ω(Na 2 CO 3) = m reste. (Na 2 CO 3)/m(solution) 100 % = 21,2 g/355,3 g 100 % = 5,97 %

Tâche n°9

Du nitrure de sodium pesant 8,3 g a réagi avec 490 g d'acide sulfurique à 20 %. Une fois la réaction terminée, 57,2 g de soude cristalline (Na 2 CO 3 · 10H 2 O) ont été ajoutés à la solution résultante. Déterminez la fraction massique d'acide sulfurique dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 10,76 %

Explication:

Le nitrure de sodium et l'acide sulfurique dilué réagissent pour former deux sels moyens : le sulfate d'ammonium et le sulfate de sodium :

2Na 3 N + 4H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + (NH 4) 2 SO 4 (I)

Calculons la quantité d'acide sulfurique et de nitrure de sodium réagissant entre eux :

m réf. (H 2 SO 4) = m(solution H 2 SO 4) ω(H 2 SO 4) = 490 g 0,2 = 98 g, d'ici

ν réf. (H 2 SO 4) = m réf. (H 2 SO 4)/M(H 2 SO 4) = 98 g/98 g/mol = 1 mol

ν réf. (Na 3 N) = m réf. (Na 3 N)/M(Na 3 N) = 8,3 g/83 g/mol = 0,1 mol

Calculons la quantité d'acide sulfurique qui n'a pas réagi dans la réaction (I) :

je me repose. I (H 2 SO 4) = ν réf. (H 2 SO 4) - 2ν réf. (Na 3 N) = 1 mole - 2 0,1 mole = 0,8 mole

Calculons la quantité de substance soude cristalline :

ν réf. (Na 2 CO 3 10H 2 O) = m réf. (Na 2 CO 3 10H 2 O)/M(Na 2 CO 3 10H 2 O) = 57,2 g/286 g/mol = 0,2 mol

Puisque, selon les conditions du problème, ν reste. I (H 2 SO 4) = 3ν réf. (Na 2 CO 3 10H 2 O), c'est-à-dire diluer l'acide sulfurique en excès, par conséquent, la réaction suivante se produit entre ces substances :

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O (II)

ν rest.II (H 2 SO 4) = ν rest.I (H 2 SO 4) - ν out. (Na 2 CO 3) = 0,8 mole - 0,2 mole = 0,6 mole

m rest.II (H 2 SO 4) = ν rest.II (H 2 SO 4) M(H 2 SO 4) = 0,6 mol 98 g/mol = 58,8 g

ν(CO 2) = ν(Na 2 CO 3) = 0,2 mole

m(CO 2) = ν(CO 2) M(CO 2) = 0,2 mol 44 g/mol = 8,8 g

m(solution) = msortir. (solution H 2 SO 4) + m réf. (Na 3 N) + m(Na 2 CO 3 10H 2 O) - m(CO 2) = 490 g + 8,3 g + 57,2 g – 8,8 g = 546,7 g

La fraction massique de l'acide sulfurique est égale à :

ω repos. II (H 2 SO 4) = m repos. II (H 2 SO 4)/m(solution) 100 % = 58,8 g/546,7 g 100 % = 10,76 %

Tâche n°10

Du nitrure de lithium pesant 3,5 g a été dissous dans 365 g d'acide chlorhydrique à 10 %. 20 g de carbonate de calcium ont été ajoutés à la solution. Déterminez la fraction massique d'acide chlorhydrique dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 1,92 %

Explication:

Le nitrure de lithium et l'acide chlorhydrique réagissent pour former deux sels : les chlorures de lithium et d'ammonium :

Li 3 N + 4HCl → 3LiCl + NH 4 Cl (I)

Calculons la quantité d'acide chlorhydrique et de nitrure de lithium réagissant entre eux :

m réf. (HCl) = m(HCl solution) ω(HCl) = 365 g 0,1 = 36,5 g, donc

ν réf. (HCl) = m réf. (HCl)/M(HCl) = 36,5 g/36,5 g/mol = 1 mol

ν réf. (Li 3 N) = m réf. (Li 3 N)/M(Li 3 N) = 3,5 g/35 g/mol = 0,1 mol

Calculons la quantité d'acide chlorhydrique qui n'a pas réagi dans la réaction (I) :

je me repose. I (HCl) = ν réf. (HCl) - 4ν réf. (Li 3 N) = 1 mole - 4 0,1 mole = 0,6 mole

Calculons la quantité de carbonate de calcium :

ν réf. (CaCO 3) = m réf. (CaCO 3)/M(CaCO 3) = 20 g/100 g/mol = 0,2 mol

Puisque, selon les conditions du problème, ν reste. I (HCl) = 3ν réf. (CaCO 3), l'excès d'acide chlorhydrique réagit avec le carbonate de calcium, libérant du dioxyde de carbone et formant du chlorure de calcium :

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + H 2 O (II)

ν rest.II (HCl) = ν rest.I (HCl) - ν out. (CaCO 3) = 0,6 mole - 2 0,2 mole = 0,2 mole

m rest.II (HCl) = ν rest.II (HCl) M(HCl) = 0,2 mol 36,5 g/mol = 7,3 g

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître la masse de dioxyde de carbone libéré par la réaction (II) :

ν(CO 2) = ν(CaCO 3) = 0,2 mole

m(CO 2) = ν(CO 2) M(CO 2) = 0,2 mol 44 g/mol = 8,8 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution HCl) + m réf. (Li 3 N) + m(CaCO 3) - m(CO 2) = 365 g + 3,5 g + 20 g – 8,8 g = 379,7 g

La fraction massique d'acide chlorhydrique est égale à :

ω repos. II (HCl) = m repos. II (HCl)/m(solution) 100 % = 7,3 g/379,7 g 100 % = 1,92 %

Tâche n°11

Le résidu solide obtenu en faisant réagir 2,24 litres d'hydrogène avec 12 g d'oxyde de cuivre (II) a été dissous dans 126 g d'une solution d'acide nitrique à 85 %. Déterminez la fraction massique d'acide nitrique dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 59,43 %

Explication:

Lorsque l’hydrogène passe sur l’oxyde de cuivre (II), le cuivre est réduit :

CuO + H 2 → Cu + H 2 O (chauffage) (I)

Calculons la quantité d'hydrogène impliquée dans la réduction de l'oxyde de cuivre (II) :

ν réf. (H 2) = V(H 2)/V m = 2,24 l/22,4 l/mol = 0,1 mol,

ν réf. (CuO) = 12 g/80 g/mol = 0,15 mole

Selon l'équation (I) ν(CuO) = ν(H 2) = ν(Cu), donc 0,1 mole de cuivre se forme et ν reste. (CuO) = ν(sol. résidu) - ν out. (H 2) = 0,15 mole – 0,1 mole = 0,05 mole

Calculons les masses du cuivre formé et de l'oxyde de cuivre (II) n'ayant pas réagi :

Je me repose. (CuO) = ν repos. (CuO) M(CuO) = 0,05 mol 80 g/mol = 4 g

m(Cu) = ν(Cu) M(Cu) = 0,1 mol 64 g/mol = 6,4 g

Le résidu solide, constitué de cuivre métallique et d'oxyde de cuivre (II) n'ayant pas réagi, réagit avec l'acide nitrique selon les équations :

Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O (II)

CuO + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + H 2 O (III)

Calculons la quantité d'acide nitrique :

m réf. (HNO 3) = m(solution de HNO 3) ω(HNO 3) = 126 g 0,85 = 107,1 g, d'ici

ν réf. (HNO 3) = m réf. (HNO 3)/M(HNO 3) = 107,1 g/63 g/mol = 1,7 mol

D'après l'équation (II) ν II (HNO 3) = 4ν(Cu), selon l'équation (III) ν III (HNO 3) = 2ν rest. (CuO), donc ν total. (HNO 3) = ν II (HNO 3) + ν III (HNO 3) = 4 0,1 mol + 2 0,05 mol = 0,5 mol.

Calculons la masse totale d'acide nitrique réagissant selon les réactions (II) et (III) :

m au total (HNO 3) = ν total. (HNO 3) M(HNO 3) = 0,5 mol 63 g/mol = 31,5 g

Calculons la masse d'acide nitrique n'ayant pas réagi :

Je me repose. (HNO 3) = m réf. (HNO 3) - m au total. (HNO3) = 107,1 g – 31,5 g = 75,6

Afin de calculer la masse de la solution résultante, il faut prendre en compte la masse de dioxyde d'azote libéré lors de la réaction (II) :

ν(NO 2) = 2m(Cu), donc ν(NO 2) = 0,2 mol et m(NO 2) = ν(NO 2) M(NO 2) = 0,2 mol 46 g/ mol = 9,2 g

Calculons la masse de la solution résultante :

m(solution) = m(solution HNO 3) + m(Cu) + m(CuO) - m(NO 2) = 126 g + 6,4 g + 4 g - 9,2 g = 127, 2 g

La fraction massique d'acide nitrique dans la solution obtenue est égale à :

ω(HNO 3) = m repos. (HNO 3)/m(solution) 100 % = 75,6 g/127,2 g 100 % = 59,43 %

Tâche n°12

7,2 g de magnésium ont été ajoutés à une solution saline à 10 % obtenue en dissolvant 28,7 g de sulfate de zinc (ZnSO 4 · 7H 2 O) dans l'eau. Une fois la réaction terminée, 120 g d'une solution d'hydroxyde de sodium à 30 % ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique d'hydroxyde de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 7,21 %

Explication:

Mg + ZnSO 4 → MgSO 4 + Zn (I)

ν réf. (ZnSO 4 7H 2 O) = ν(ZnSO 4) = m réf. (ZnSO 4 7H 2 O)/M(ZnSO 4 7H 2 O) = 28,7 g / 287 g/mol = 0,1 mol

ν réf. (Mg) = m réf. (Mg)/M(Mg) = 7,2 g/24 g/mol = 0,3 mole

D'après l'équation de réaction (I) ν réf. (Mg) = ν(ZnSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de substance sulfate de zinc (0,1 mole de ZnSO 4 · 7H 2 O et 0,3 mole de Mg), donc le magnésium n'a pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. (ZnSO 4 7H 2 O) = ν(MgSO 4) = ν(Zn) = ν réagit. (Mg) = 0,1 mol et ν reste. (Mg) = 0,3 mole – 0,1 mole = 0,2 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître la masse de magnésium n'ayant pas réagi (réaction (I)) et la solution initiale de sulfate de zinc :

Je me repose. (Mg) = ν repos. (Mg) M(Mg) = 0,2 mol 24 g/mol = 4,8 g

ν réf. (ZnSO 4 · 7H 2 O) = ν out. (ZnSO 4) = 0,1 mol, donc m(ZnSO 4) = ν(ZnSO 4) M(ZnSO 4) = 0,1 mol 161 g/mol = 16,1 g

m réf. (solution ZnSO 4) = m(ZnSO 4)/ω(ZnSO 4) 100 % = 16,1 g/10 % 100 % = 161 g

Le sulfate de magnésium et le magnésium formés par la réaction (I) réagissent avec une solution de soude :

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (II)

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 (III)

Calculons la masse et la quantité d'hydroxyde de sodium :

m réf. (NaOH) = m réf. (Solution NaOH) ω(NaOH) = 120 g 0,3 = 36 g

ν réf. (NaOH) = m réf. (NaOH)/M(NaOH) = 36 g/40 g/mol = 0,9 mole

Selon les équations de réaction (II) et (III) ν II (NaOH) = 2ν(Zn) et ν III (NaOH) = 2ν(MgSO 4), par conséquent, la quantité et la masse totales de l'alcali réagissant sont égales :

ν total (NaOH) = ν II (NaOH) + ν III (NaOH) = 2ν(Zn) + 2ν(MgSO 4) = 2 0,1 mol + 2 0,1 mol = 0,4 mol

Pour calculer la solution finale, calculez la masse d'hydroxyde de magnésium :

ν(MgSO 4) = ν(Mg(OH) 2) = 0,1 mole

m(Mg(OH) 2) = ν(Mg(OH) 2) M(Mg(OH) 2) = 0,1 mol 58 g/mol = 5,8 g

Calculez la masse d'alcali n'ayant pas réagi :

Je me repose. (NaOH) = m réf. (NaOH) - je réagis. (NaOH) = 36 g – 16 g = 20 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite de la réaction (II) :

ν(Zn) = ν(H 2) = 0,1 mol et m(H 2) = ν(H 2) M(H 2) = 0,1 mol 2 g/mol = 0,2 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution ZnSO 4) + m réf. (Mg) - je me repose. (Mg)+ m réf. (Solution NaOH) – m(Mg(OH) 2) - m(H 2) = 161 g + 7,2 g - 4,8 g + 120 g – 5,8 g - 0,2 g = 277, 4 g

La fraction massique d'alcali dans la solution résultante est égale à :

ω(NaOH) = m reste. (NaOH)/m(solution) 100 % = 20 g/277,4 g 100 % = 7,21 %

Tâche n°13

A une solution saline à 20 % obtenue en dissolvant 57,4 g de sulfate de zinc hydraté cristallin (ZnSO 4 7H 2 O) dans l'eau, 14,4 g de magnésium ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 292 g d'acide chlorhydrique à 25 % ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique de chlorure d'hydrogène dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 6,26 %

Explication:

Lorsque le sulfate de zinc interagit avec le magnésium, une réaction de substitution se produit :

Mg + ZnSO 4 → MgSO 4 + Zn (I)

Calculons la quantité de sulfate de zinc et de magnésium qui réagissent (I) :

ν réf. (ZnSO 4 7H 2 O) = ν(ZnSO 4) = m réf. (ZnSO 4 7H 2 O)/M(ZnSO 4 7H 2 O) = 57,4 g / 287 g/mol = 0,2 mol

ν réf. (Mg) = m réf. (Mg)/M(Mg) = 14,4 g/24 g/mol = 0,6 mole

D'après l'équation de réaction (I) ν réf. (Mg) = ν(ZnSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de substance sulfate de zinc (0,2 mole de ZnSO 4 · 7H 2 O et 0,6 mole de Mg), donc le magnésium n'a pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. (ZnSO 4 7H 2 O) = ν(MgSO 4) = ν(Zn) = ν réagit. (Mg) = 0,2 mol et ν reste. (Mg) = 0,6 mole – 0,2 mole = 0,4 mole.

ν réf. (ZnSO 4 · 7H 2 O) = ν out. (ZnSO 4) = 0,2 mol, donc m(ZnSO 4) = ν(ZnSO 4) ·

M(ZnSO 4) = 0,2 mol 161 g/mol = 32,2 g

m réf. (solution ZnSO 4) = m(ZnSO 4)/ω(ZnSO 4) 100 % = 32,2 g/20 % 100 % = 161 g

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 (II)

Calculons la masse et la quantité de chlorure d'hydrogène :

m réf. (HCl) = m réf. (Solution HCl) ω(HCl) = 292 g 0,25 = 73 g

ν réf. (HCl) = m réf. (HCl)/M(HCl) = 73 g/36,5 g/mol = 2 mol

ν total (HCl) = ν II (HCl) + ν III (HCl) = 2ν(Zn) + 2ν(Mg) = 2 0,2 mol + 2 0,4 mol = 1,2 mol

Je réagis. (HCl) = ν réagit. (HCl) M(HCl) = 1,2 mol 36,5 g/mol = 43,8 g

Je me repose. (HCl) = m réf. (HCl) - je réagis. (HCl) = 73 g – 43,8 g = 29,2 g

ν(Zn) = ν II (H 2) = 0,2 mol et m II (H 2) = ν II (H 2) M(H 2) = 0,2 mol 2 g/mol = 0,4 G

m au total (H 2) = m II (H 2) + m III (H 2) = 0,4 g + 0,8 g = 1,2 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution ZnSO 4) + m réf. (Mg) + m réf. (Solution HCl) – m total. (H 2) = 161 g + 14,4 g + 292 g – 1,2 g = 466,2 g

La fraction massique de chlorure d'hydrogène dans la solution obtenue est égale à :

ω(HCl) = m repos. (HCl)/m(solution) 100 % = 29,2 g/466,2 g 100 % = 6,26 %

Tâche n°14

De l'oxyde de zinc pesant 16,2 g a été chauffé et du monoxyde de carbone d'un volume de 1,12 litre y a été fait passer. Le monoxyde de carbone a complètement réagi. Le résidu solide résultant a été dissous dans 60 g d'une solution d'hydroxyde de sodium à 40 %. Déterminez la fraction massique d'hydroxyde de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 10,62 %

Explication:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (II)

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (III)

ν réf. (ZnO) = m réf. (ZnO)/M(ZnO) = 16,2 g / 81 g/mol = 0,2 mol

ν réf. (CO) = V réf. (CO)/Vm = 1,12 L/22,4 L/mol = 0,05 mol

D'après l'équation de réaction (I) ν . (ZnO) = ν(CO), et selon les conditions du problème, la quantité de substance monoxyde de carbone 4 fois moins que la quantité de substance oxyde de zinc (0,05 mole de CO et 0,2 mole de ZnO), donc l'oxyde de zinc n'a pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. (ZnO) = 0,2 mol et ν reste. (ZnO) = 0,2 mole – 0,05 mole = 0,15 mole.

Je me repose. (ZnO) = ν repos. (ZnO) M(ZnO) = 0,15 mol 81 g/mol = 12,15 g

m(Zn) = ν(Zn) M(Zn) = 0,05 mol 65 g/mol = 3,25 g

Calculons la masse et la quantité d'hydroxyde de sodium :

m réf. (NaOH) = m réf. (Solution NaOH) ω(NaOH) = 60 g 0,4 = 24 g

ν réf. (NaOH) = m réf. (NaOH)/M(NaOH) = 24 g/40 g/mol = 0,6 mole

D'après les équations de réaction (II) et (III) ν II (NaOH) = 2ν(Zn) et ν III (NaOH) = 2ν reste. (ZnO), par conséquent, la quantité et la masse totales de l'alcali réagissant sont égales à :

ν total (NaOH) = ν II (NaOH) + ν III (NaOH) = 2ν(Zn) + 2ν reste. (ZnO) = 2 0,05 mole + 2 0,15 mole = 0,4 mole

Je réagis. (NaOH) = ν réagit. (NaOH) M(NaOH) = 0,4 mole 40 g/mole = 16 g

Je me repose. (NaOH) = m réf. (NaOH) - je réagis. (NaOH) = 24 g – 16 g = 8 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite de la réaction (II) :

je me repose. (Zn) = ν(H 2) = 0,05 mol et m(H 2) = ν(H 2) M(H 2) = 0,05 mol 2 g/mol = 0,1 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (Solution NaOH) + m(Zn) + m reste. (ZnO) – m(H 2) = 60 g + 12,15 g + 3,25 g – 0,1 g = 75,3 g

La fraction massique d'alcali dans la solution résultante est égale à :

ω(NaOH) = m reste. (NaOH)/m(solution) 100 % = 8 g/75,3 g 100 % = 10,62 %

Tâche n°15

A une solution saline à 10 % obtenue en dissolvant 37,9 g de sucre de plomb ((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O) dans l'eau, 7,8 g de zinc ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 156 g d'une solution à 10 % de sulfure de sodium ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique de sulfure de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 1,71 %

Explication:

Lorsque le sulfate de zinc interagit avec le magnésium, une réaction de substitution se produit :

ν réf. ((CH 3 COO) 2 Pb · 3H 2 O) = ν out. ((CH 3 COO) 2 Pb) = m réf. ((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O)/M((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O) = 37,9 g /379 g/mol = 0,1 mol

ν réf. (Zn) = m réf. (Zn)/M(Zn) = 7,8 g/65 g/mol = 0,12 mole

Selon l'équation de réaction (I) ν(Zn) = ν((CH 3 COO) 2 Pb), et selon la condition du problème, la quantité de substance acétate de plomb est inférieure à la quantité de substance zinc (0,1 mol (CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O et 0,12 mole de Zn), le zinc n'a donc pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. ((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O) = ν((CH 3 COO) 2 Zn) = ν(Pb) = ν réagir. (Zn) = 0,1 mol et ν reste. (Zn) = 0,12 mole – 0,1 mole = 0,02 mole.

m(Pb) = ν(Pb) M(Pb) = 0,1 mol 207 g/mol = 20,7 g

Je me repose. (Zn) = ν repos. (Zn) M(Zn) = 0,02 mol 65 g/mol = 1,3 g

ν réf. ((CH 3 COO) 2 Pb · 3H 2 O) = ν out. ((CH 3 COO) 2 Pb) = 0,1 mol, donc,

m((CH 3 COO) 2 Pb) = ν((CH 3 COO) 2 Pb) M((CH 3 COO) 2 Pb) = 0,1 mol 325 g/mol = 32,5 g

m réf. (solution CH 3 COO) 2 Pb) = m((CH 3 COO) 2 Pb)/ω((CH 3 COO) 2 Pb) 100 % = 32,5 g/10 % 100 % = 325 g

Calculons la masse et la quantité de sulfure de sodium :

m réf. (Na 2 S) = m réf. (solution Na 2 S) ω(Na 2 S) = 156 g 0,1 = 15,6 g

ν réf. (Na 2 S) = m réf. (Na 2 S)/M(Na 2 S) = 15,6 g/78 g/mol = 0,2 mol

je me repose. (Na 2 S) = ν dehors. (Na 2 S) – ν réagissent. (Na 2 S) = 0,2 mole – 0,1 mole = 0,1 mole

Je me repose. (Na 2 S) = ν réagit. (Na 2 S) M(Na 2 S) = 0,1 mol 78 g/mol = 7,8 g

ν((CH 3 COO) 2 Zn) = ν(ZnS) = 0,1 mol et m(ZnS) = ν(ZnS) M(ZnS) = 0,1 mol 97 g/mol = 9,7 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution (CH 3 COO) 2 Pb) + m réf. (Zn) – m repos. (Zn) – m(Pb) + m réf. (Solution Na 2 S) – m(ZnS) = 325 g + 7,8 g – 1,3 g – 20,7 g + 156 g - 9,7 g = 457,1 g

La fraction massique de sulfure de sodium dans la solution obtenue est égale à :

ω(Na 2 S) = m reste. (Na 2 S)/m(solution) 100 % = 7,8 g/457,1 g 100 % = 1,71 %

Tâche n°16

De l'oxyde de zinc pesant 32,4 g a été chauffé et du monoxyde de carbone d'un volume de 2,24 litres y a été fait passer. Le monoxyde de carbone a complètement réagi. Le résidu solide résultant a été dissous dans 224 g d'une solution d'hydroxyde de potassium à 40 %. Déterminez la fraction massique d'hydroxyde de potassium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 17,6 %

Explication:

Lorsque l'oxyde de zinc interagit avec le monoxyde de carbone, une réaction d'oxydo-réduction se produit :

ZnO + CO → Zn + CO 2 (chauffage) (I)

Le zinc formé et l'oxyde de zinc n'ayant pas réagi réagissent avec une solution d'hydroxyde de sodium :

ZnO + 2KOH + H 2 O → K 2 (III)

Calculons la quantité d'oxyde de zinc et de monoxyde de carbone qui réagissent (I) :

ν réf. (ZnO) = m réf. (ZnO)/M(ZnO) = 32,4 g / 81 g/mol = 0,4 mol

ν réf. (CO) = V réf. (CO)/Vm = 2,24 l/22,4 l/mol = 0,1 mol

D'après l'équation de réaction (I) ν . (ZnO) = ν(CO), et selon les conditions du problème, la quantité de substance monoxyde de carbone est 4 fois inférieure à la quantité de substance oxyde de zinc (0,1 mole de CO et 0,4 mole de ZnO), donc l'oxyde de zinc a fait pas réagir complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. (ZnO) = 0,4 mol et ν reste. (ZnO) = 0,4 mole – 0,1 mole = 0,3 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître les masses de zinc formé et d'oxyde de zinc n'ayant pas réagi :

Je me repose. (ZnO) = ν repos. (ZnO) M(ZnO) = 0,3 mol 81 g/mol = 24,3 g

m(Zn) = ν(Zn) M(Zn) = 0,1 mol 65 g/mol = 6,5 g

Calculons la masse et la quantité d'hydroxyde de sodium :

m réf. (KOH) = m réf. (Solution de KOH) ω(KOH) = 224 g 0,4 = 89,6 g

ν réf. (KOH) = m réf. (KOH)/M(KOH) = 89,6 g/56 g/mol = 1,6 mole

D'après les équations de réaction (II) et (III) ν II (KOH) = 2ν(Zn) et ν III (KOH) = 2ν rest. (ZnO), par conséquent, la quantité et la masse totales de l'alcali réagissant sont égales à :

ν total (KOH) = ν II (KOH) + ν III (KOH) = 2ν(Zn) + 2ν reste. (ZnO) = 2 0,1 mole + 2 0,3 mole = 0,8 mole

Je réagis. (KOH) = ν réagit. (KOH) M(KOH) = 0,8 mole 56 g/mole = 44,8 g

Calculons la masse d'alcali n'ayant pas réagi :

Je me repose. (KOH) = m réf. (KOH) - je réagis. (KOH) = 89,6 g – 44,8 g = 44,8 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite de la réaction (II) :

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (Solution KOH) + m(Zn) + m repos. (ZnO) – m(H 2) = 224 g + 6,5 g + 24,3 g – 0,2 g = 254,6 g

La fraction massique d'alcali dans la solution résultante est égale à :

ω(KOH) = m repos. (KOH)/m(solution) 100 % = 44,8 g/254,6 g 100 % = 17,6 %

Tâche n°17

A une solution saline à 10 % obtenue en dissolvant 75,8 g de sucre de plomb ((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O) dans l'eau, 15,6 g de zinc ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 312 g d'une solution à 10 % de sulfure de sodium ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique de sulfure de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 1,71 %

Explication:

Lorsque le sulfate de zinc interagit avec le magnésium, une réaction de substitution se produit :

Zn + (CH 3 COO) 2 Pb → (CH 3 COO) 2 Zn + Pb↓ (I)

Calculons la quantité d'acétate de plomb et de zinc qui réagit (I) :

ν réf. ((CH 3 COO) 2 Pb · 3H 2 O) = ν out. ((CH 3 COO) 2 Pb) = m réf. ((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O)/M((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O) = 75,8 g /379 g/mol = 0,2 mol

ν réf. (Zn) = m réf. (Zn)/M(Zn) = 15,6 g/65 g/mol = 0,24 mole

Selon l'équation de réaction (I) ν(Zn) = ν((CH 3 COO) 2 Pb), et selon la condition du problème, la quantité de substance acétate de plomb est inférieure à la quantité de substance zinc (0,2 mol (CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O et 0,24 mole de Zn), le zinc n'a donc pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. ((CH 3 COO) 2 Pb 3H 2 O) = ν((CH 3 COO) 2 Zn) = ν(Pb) = ν réagir. (Zn) = 0,2 mol et ν reste. (Zn) = 0,24 mole – 0,2 mole = 0,04 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître les masses du plomb formé, du zinc n'ayant pas réagi et de la solution initiale de sucre de plomb :

Je me repose. (Pb) = ν repos. (Pb) M(Pb) = 0,2 mol 207 g/mol = 41,4 g

Je me repose. (Zn) = ν repos. (Zn) M(Zn) = 0,04 mol 65 g/mol = 2,6 g

ν réf. ((CH 3 COO) 2 Pb · 3H 2 O) = ν out. ((CH 3 COO) 2 Pb) = 0,2 mol, donc,

m((CH 3 COO) 2 Pb) = ν((CH 3 COO) 2 Pb) M((CH 3 COO) 2 Pb) = 0,2 mol 325 g/mol = 65 g

m réf. (solution CH 3 COO) 2 Pb) = m((CH 3 COO) 2 Pb)/ω((CH 3 COO) 2 Pb) 100 % = 65 g/10 % 100 % = 650 g

L'acétate de zinc formé par la réaction (I) réagit avec une solution de sulfure de sodium :

(CH 3 COO) 2 Zn + Na 2 S → ZnS↓ + 2CH 3 COONa (II)

Calculons la masse et la quantité de sulfure de sodium :

m réf. (Na 2 S) = m réf. (solution Na 2 S) ω(Na 2 S) = 312 g 0,1 = 31,2 g

ν réf. (Na 2 S) = m réf. (Na 2 S)/M(Na 2 S) = 31,2 g/78 g/mol = 0,4 mol

Selon l'équation de réaction (II) ν((CH 3 COO) 2 Zn) = ν(Na 2 S), donc la quantité de sulfure de sodium n'ayant pas réagi est égale à :

je me repose. (Na 2 S) = ν dehors. (Na 2 S) – ν réagissent. (Na 2 S) = 0,4 mole – 0,2 mole = 0,2 mole

Je me repose. (Na 2 S) = ν réagit. (Na 2 S) M(Na 2 S) = 0,2 mol 78 g/mol = 15,6 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse de sulfure de zinc :

ν((CH 3 COO) 2 Zn) = ν(ZnS) = 0,2 mol et m(ZnS) = ν(ZnS) M(ZnS) = 0,2 mol 97 g/mol = 19,4 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution (CH 3 COO) 2 Pb) + m réf. (Zn) – m repos. (Zn) – m(Pb) + m réf. (Solution Na 2 S) – m(ZnS) = 650 g + 15,6 g – 2,6 g – 41,4 g + 312 g - 19,4 g = 914,2 g

La fraction massique de sulfure de sodium dans la solution obtenue est égale à :

ω(Na 2 S) = m repos. (Na 2 S)/m(solution) 100 % = 15,6 g/914,2 g 100 % = 1,71 %

Tâche n°18

A une solution saline à 10 % obtenue en dissolvant 50 g de sulfate de cuivre (CuSO 4 5H 2 O) dans l'eau, 19,5 g de zinc ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 200 g d'une solution d'hydroxyde de sodium à 30 % ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique d'hydroxyde de sodium dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 3,8 %

Explication:

Lorsque le sulfate de cuivre (II) réagit avec le zinc, une réaction de substitution se produit :

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu (I)

Calculons la quantité de sulfate de cuivre et de zinc qui réagissent (I) :

ν(CuSO 4 5H 2 O) = m(CuSO 4 5H 2 O)/M(CuSO 4 5H 2 O) = 50 g / 250 g/mol = 0,2 mol

ν(Zn) = m(Zn)/M(Zn) = 19,5 g/65 g/mol = 0,3 mol

D'après l'équation de réaction (I) ν(Zn) = ν(CuSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de sulfate de cuivre est insuffisante (0,2 mole de CuSO 4, 5H 2 O et 0,3 mole de Zn) , le zinc n'a donc pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν(CuSO 4 · 5H 2 O) = ν(ZnSO 4) = ν(Cu) = ν réagissent. (Zn) = 0,2 mol et ν reste. (Zn) = 0,3 mole – 0,2 mole = 0,1 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution finale, il est nécessaire de connaître la masse du cuivre formé (réaction (I)) et de la solution initiale de sulfate de cuivre :

m(Cu) = ν(Cu) M(Cu) = 0,2 mol 64 g/mol = 12,8 g

ν(CuSO 4 5H 2 O) = ν(CuSO 4) = 0,2 mol, donc m(CuSO 4) = ν(CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,2 mol 160 g/mol = 32 g

m réf. (solution CuSO 4) = m(CuSO 4)/ω(CuSO 4) 100 % = 32 g/10 % 100 % = 320 g

Le zinc et le sulfate de zinc qui n'ont pas complètement réagi dans la réaction (I) réagissent avec une solution d'hydroxyde de sodium pour former un sel complexe - le tétrahydroxozincate de sodium :

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (II)

ZnSO 4 + 4NaOH → Na 2 + Na 2 SO 4 (III)

Calculons la masse et la quantité d'hydroxyde de sodium :

m réf. (NaOH) = m réf. (Solution NaOH) ω(NaOH) = 200 g 0,3 = 60 g

ν réf. (NaOH) = m réf. (NaOH)/M(NaOH) = 60 g/40 g/mol = 1,5 mole

D'après les équations de réaction (II) et (III) ν II (NaOH) = 2ν reste. (Zn) et ν III (NaOH) = 4ν(ZnSO 4), par conséquent, la quantité et la masse totales de l'alcali réagissant sont égales :

ν total (NaOH) = ν II (NaOH) + ν III (NaOH) = 2 0,1 mol + 4 0,2 mol = 1 mol

Je réagis. (NaOH) = ν réagit. (NaOH) M(NaOH) = 1 mole 40 g/mole = 40 g

Calculez la masse d'alcali n'ayant pas réagi :

Je me repose. (NaOH) = m réf. (NaOH) - je réagis. (NaOH) = 60 g – 40 g = 20 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite de la réaction (II) :

je me repose. (Zn) = ν(H 2) = 0,1 mol et m(H 2) = ν(H 2) M(H 2) = 0,1 mol 2 g/mol = 0,2 g

On calcule la masse de la solution résultante à l'aide de la formule (on ne prend pas en compte la masse de zinc qui n'a pas réagi dans la réaction (I), puisqu'il passe en solution dans les réactions (II) et (III) :

m(solution) = msortir. (solution CuSO 4) + m réf. (Zn) - m(Cu) + m réf. (Solution NaOH) – m(H 2) = 320 g + 19,5 g – 12,8 g + 200 g – 0,2 g = 526,5 g

La fraction massique d'alcali dans la solution résultante est égale à :

ω(NaOH) = m reste. (NaOH)/m(solution) 100 % = 20 g/526,5 g 100 % = 3,8 %

Tâche n°19

À la suite de la dissolution d'un mélange de poudres de cuivre et d'oxyde de cuivre (II) dans de l'acide sulfurique concentré, du dioxyde de soufre gazeux d'un volume de 8,96 litres a été libéré et une solution pesant 400 g s'est formée avec une fraction massique de sulfate de cuivre (II) de 20%. Calculez la fraction massique d’oxyde de cuivre (II) dans le mélange initial.

Réponse : 23,81 %

Explication:

Lorsque le cuivre et l'oxyde de cuivre (II) réagissent avec l'acide sulfurique concentré, les réactions suivantes se produisent :

Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O (I)

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O (II)

Calculons la masse et la quantité de sulfate de cuivre (II) :

m(CuSO 4) = m(CuSO 4) ω(CuSO 4) = 400 g 0,2 = 80 g

ν(CuSO 4) = m(CuSO 4)/M(CuSO 4) = 80 g /160 g/mol = 0,5 mol

Calculons la quantité de dioxyde de soufre :

ν(SO 2) = V(SO 2)/V m = 8,96 l/22,4 l/mol = 0,4 mol

D'après l'équation de réaction (I), ν(Cu) = ν(SO 2) = ν I (CuSO 4), donc ν(Cu) = ν I (CuSO 4) = 0,4 mol.

Puisque ν total. (CuSO 4) = ν I (CuSO 4) + ν II (CuSO 4), puis ν II (CuSO 4) = ν total. (CuSO 4) - ν I (CuSO 4) = 0,5 mol – 0,4 mol = 0,1 mol.

D'après l'équation de réaction (II) ν II (CuSO 4) = ν(CuO), donc ν(CuO) = 0,1 mol.

Calculons les masses de cuivre et d'oxyde de cuivre (II) :

m(Cu) = M(Cu) ∙ ν(Cu) = 64 g/mol ∙ 0,4 mol = 25,6 g

m(CuO) = M(CuO) ∙ ν(CuO) = 80 g/mol ∙ 0,1 mol = 8 g

Le mélange total constitué de cuivre et d’oxyde de cuivre(II) est :

m(mélanges) = m(CuO) + m(Cu) = 25,6 g + 8 g = 33,6 g

Calculons la fraction massique d'oxyde de cuivre (II) :

ω(CuO) = m(CuO)/m(mélanges) ∙ 100 % = 8 g/33,6 g ∙ 100 % = 23,81 %

Tâche n°20

Suite au chauffage de 28,4 g d'un mélange de poudres de zinc et d'oxyde de zinc dans l'air, sa masse a augmenté de 4 g. Calculez le volume d'une solution d'hydroxyde de potassium avec une fraction massique de 40 % et une densité de 1,4 g/ml qui sera nécessaire pour dissoudre le mélange initial.

Réponse : 80 ml

Explication:

Lorsque le zinc est chauffé dans l’air, le zinc s’oxyde et se transforme en oxyde :

2Zn + O2 → 2ZnO(I)

Puisque la masse du mélange a augmenté, cette augmentation s'est produite en raison de la masse d'oxygène :

ν(O 2) = m(O 2)/M(O 2) = 4 g /32 g/mol = 0,125 mol, donc la quantité de zinc est le double de la quantité de substance et de la masse d'oxygène, donc

ν(Zn) = 2ν(O 2) = 2 0,125 mole = 0,25 mole

m(Zn) = M(Zn) ν(Zn) = 0,25 mol 65 g/mol = 16,25 g

Calculons la masse et la quantité de substance d'oxyde de zinc égale à :

m(ZnO) = m(mélanges) – m(Zn) = 28,4 g – 16,25 g = 12,15 g

ν(ZnO) = m(ZnO)/M(ZnO) = 12,15 g/81 g/mol = 0,15 mol

Le zinc et l'oxyde de zinc réagissent avec l'hydroxyde de potassium :

Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2 (II)

ZnO + 2KOH + H 2 O → K 2 (III)

D'après les équations des réactions (II) et (III), ν I (KOH) = 2ν(Zn) et ν II (KOH) = 2ν(ZnO), par conséquent, la quantité totale de substance et la masse d'hydroxyde de potassium sont égal:

ν(KOH) = 2ν(Zn) + 2ν(ZnO) = 2 ∙ 0,25 mol + 2 ∙ 0,15 mol = 0,8 mol

m(KOH) = M(KOH) ∙ ν(KOH) = 56 g/mol ∙ 0,8 mol = 44,8 g

Calculons la masse de la solution d'hydroxyde de potassium :

m(solution de KOH) = m(KOH)/ω(KOH) ∙ 100 % = 44,8 g/40 % ∙ 100 % = 112 g

Le volume de solution de potasse est égal à :

V(solution de KOH) = m(KOH)/ρ(KOH) = 112 g/1,4 g/mol = 80 ml

Tâche n°21

Un mélange d'oxyde magique et de carbonate de magnésium pesant 20,5 g a été chauffé jusqu'à poids constant, tandis que la masse du mélange a diminué de 5,5 g. Après cela, le résidu solide a complètement réagi avec une solution d'acide sulfurique avec une fraction massique de 28 % et une densité de 1,2 g/ml . Calculez le volume de solution d’acide sulfurique nécessaire pour dissoudre ce résidu.

Réponse : 109,375 ml

Explication:

Lorsqu'il est chauffé, le carbonate de magnésium se décompose en oxyde de magnésium et en dioxyde de carbone :

MgCO 3 → MgO + CO 2 (I)

L'oxyde de magnésium réagit avec une solution d'acide sulfurique selon l'équation :

MgO + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O (II)

La masse du mélange d'oxyde de magnésium et de carbonate a diminué en raison du dioxyde de carbone libéré.

Calculons la quantité de dioxyde de carbone formée :

ν(CO 2) = m(CO 2)/M(CO 2) = 5,5 g /44 g/mol = 0,125 mol

D'après l'équation de réaction (I) ν(CO 2) = ν I (MgO), donc ν I (MgO) = 0,125 mol

Calculons la masse de carbonate de magnésium ayant réagi :

m(MgCO 3) = ν(MgCO 3) ∙ M(MgCO 3) = 84 g/mol ∙ 0,125 mol = 10,5 g

Calculons la masse et la quantité d'oxyde de magnésium dans le mélange initial :

m(MgO) = m(mélange) - m(MgCO 3) = 20,5 g – 10,5 g = 10 g

ν(MgO) = m(MgO)/M(MgO) = 10 g/40 g/mol = 0,25 mol

La quantité totale d’oxyde de magnésium est :

ν total (MgO) = ν I (MgO) + ν(MgO) = 0,25 mol + 0,125 mol = 0,375 mol

D'après l'équation de réaction (II) ν total. (MgO) = ν(H 2 SO 4), donc ν(H 2 SO 4) = 0,375 mol.

Calculons la masse d'acide sulfurique :

m(H 2 SO 4) = ν(H 2 SO 4) ∙ M(H 2 SO 4) = 0,375 mol ∙ 98 g/mol = 36,75 g

Calculons la masse et le volume de la solution d'acide sulfurique :

m(solution H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4)/ω(H 2 SO 4) ∙ 100 % = 36,75 g/28 % ∙ 100 % = 131,25 g

V(solution H 2 SO 4) = m(solution H 2 SO 4)/ρ(solution H 2 SO 4) = 131,25 g/1,2 g/ml = 109,375 ml

Tâche n°22

Un volume de 6,72 L (n.s.) d'hydrogène a été passé sur de la poudre d'oxyde de cuivre (II) chauffée, et l'hydrogène a complètement réagi. Le résultat était 20,8 g de résidu solide. Ce résidu a été dissous dans de l'acide sulfurique concentré pesant 200 g. Déterminez la fraction massique de sel dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 25,4 %

Explication:

Lorsque l’hydrogène passe sur l’oxyde de cuivre (II), le cuivre est réduit :

CuO + H 2 → Cu + H 2 O (chauffage) (I)

Le résidu solide, constitué de cuivre métallique et d'oxyde de cuivre (II) n'ayant pas réagi, réagit avec l'acide sulfurique concentré selon les équations :

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O (II)

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O (III)

Calculons la quantité d'hydrogène impliquée dans la réduction de l'oxyde de cuivre (II) :

ν(H 2) = V(H 2)/V m = 6,72 l/22,4 l/mol = 0,3 mol,

ν(H 2) = ν(Cu) = 0,3 mol, donc m(Cu) = 0,3 mol 64 g/mol = 19,2 g

Calculons la masse de CuO n'ayant pas réagi, connaissant la masse du résidu solide :

m(CuO) = m(résidu solide) – m(Cu) = 20,8 g – 19,2 g = 1,6 g

Calculons la quantité d'oxyde de cuivre (II) :

ν(CuO) = m(CuO)/M(CuO) = 1,6 g/80 g/mol = 0,02 mol

D'après l'équation (I) ν(Cu) = ν I (CuSO 4), selon l'équation (II) ν(CuO) = ν II (CuSO 4), donc ν total. (CuSO 4) = ν II (CuSO 4) + ν III (CuSO 4) = 0,3 mol + 0,02 mol = 0,32 mol.

Calculons la masse totale de sulfate de cuivre (II) :

m au total (CuSO 4) = ν total. (CuSO 4) M(CuSO 4) = 0,32 mol 160 g/mol = 51,2 g

Afin de calculer la masse de la solution résultante, il faut prendre en compte la masse de dioxyde de soufre libéré lors de la réaction (II) :

ν(Cu) = ν(SO 2), donc ν(SO 2) = 0,3 mol et m(SO 2) = ν(SO 2) M(SO 2) = 0,3 mol 64 g/ mol = 19,2 g

Calculons la masse de la solution résultante :

m(solution) = m(résidu solide) + m(solution H 2 SO 4) – m(SO 2) = 20,8 g + 200 g – 19,2 g = 201,6 g

La fraction massique de sulfate de cuivre (II) dans la solution obtenue est égale à :

ω(CuSO 4) = m(CuSO 4)/m(solution) 100 % = 51,2 g/201,6 g 100 % = 25,4 %

Tâche n°23

A une solution saline à 10 % obtenue en dissolvant 114,8 g de sulfate de zinc cristallisé hydraté (ZnSO 4.7H 2 O) dans l'eau, 12 g de magnésium ont été ajoutés. Une fois la réaction terminée, 365 g d'acide chlorhydrique à 20 % ont été ajoutés au mélange résultant. Déterminez la fraction massique de chlorure d'hydrogène dans la solution résultante (négligez les processus d'hydrolyse).

Réponse : 3,58 %

Explication:

Lorsque le sulfate de zinc interagit avec le magnésium, une réaction de substitution se produit :

Mg + ZnSO 4 → MgSO 4 + Zn (I)

Calculons la quantité de sulfate de zinc et de magnésium qui réagissent (I) :

ν réf. (ZnSO 4 7H 2 O) = ν(ZnSO 4) = m réf. (ZnSO 4 7H 2 O)/M(ZnSO 4 7H 2 O) = 114,8 g / 287 g/mol = 0,4 mol

ν réf. (Mg) = m réf. (Mg)/M(Mg) = 12 g/24 g/mol = 0,5 mole

D'après l'équation de réaction (I) ν réf. (Mg) = ν(ZnSO 4), et selon les conditions du problème, la quantité de substance sulfate de zinc (0,4 mole de ZnSO 4 · 7H 2 O et 0,5 mole de Mg), donc le magnésium n'a pas réagi complètement.

Nous effectuons le calcul basé sur le manque de substance, donc ν réf. (ZnSO 4 7H 2 O) = ν(MgSO 4) = ν(Zn) = ν réagit. (Mg) = 0,4 mol et ν reste. (Mg) = 0,5 mole – 0,4 mole = 0,1 mole.

Pour calculer davantage la masse de la solution initiale de sulfate de zinc :

ν réf. (ZnSO 4 · 7H 2 O) = ν out. (ZnSO 4) = 0,4 mol, donc m(ZnSO 4) = ν(ZnSO 4) M(ZnSO 4) = 0,4 mol 161 g/mol = 64,4 g

m réf. (solution ZnSO 4) = m(ZnSO 4)/ω(ZnSO 4) 100 % = 64,4 g/10 % 100 % = 644 g

Le magnésium et le zinc peuvent réagir avec une solution d'acide chlorhydrique :

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 (II)

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2 (III)

Calculons la masse de chlorure d'hydrogène en solution :

m réf. (HCl) = m réf. (solution HCl) ω(HCl) = 365 g 0,2 = 73 g

Selon les équations de réaction (II) et (III), ν II (HCl) = 2ν(Zn) et ν III (HCl) = 2ν(Mg), par conséquent, la quantité et la masse totales de chlorure d'hydrogène réagissant sont :

je réagis. (HCl) = ν II (HCl) + ν III (HCl) = 2ν(Zn) + 2ν(Mg) = 2 0,1 mol + 2 0,4 mol = 1 mol

Je réagis. (HCl) = ν réagit. (HCl) M(HCl) = 1 mol 36,5 g/mol = 36,5 g

Calculons la masse d'acide chlorhydrique n'ayant pas réagi :

Je me repose. (HCl) = m réf. (HCl) - je réagis. (HCl) = 73 g – 36,5 g = 36,5 g

Pour calculer la masse de la solution finale, il faut calculer la masse d'hydrogène libérée à la suite des réactions (II) et (III) :

ν(Zn) = ν II (H 2) = 0,1 mol et m II (H 2) = ν II (H 2) M(H 2) = 0,1 mol 2 g/mol = 0,2 G

je me repose. (Mg) = ν III (H 2) = 0,4 mol et m III (H 2) = ν III (H 2) M(H 2) = 0,4 mol 2 g/mol = 0,8 g

m au total (H 2) = m II (H 2) + m III (H 2) = 0,2 g + 0,8 g = 1 g

La masse de la solution résultante est calculée à l'aide de la formule :

m(solution) = msortir. (solution ZnSO 4) + m réf. (Mg) + m réf. (Solution HCl) – m total. (H 2) = 644 g + 12 g + 365 g – 1 g = 1020 g

La fraction massique d'acide chlorhydrique dans la solution obtenue est égale à :

ω(HCl) = m repos. (HCl)/m(solution) 100 % = 36,5 g/1 020 g 100 % = 3,58 %

Contenu du bloc " Matière organique» constitue un système de connaissances sur les concepts et théories les plus importants de la chimie organique, caractéristique propriétés chimiques a étudié des substances appartenant à diverses classes de composés organiques, la relation entre ces substances. Ce bloc comprend 9 tâches. La maîtrise des éléments de contenu de ce bloc est testée par des tâches de niveaux de complexité de base (tâches 11 à 15 et 18), avancé (tâches 16 et 17) et élevé (tâche 33). Ces tâches testaient également le développement de compétences et de types d'activités similaires à celles qui ont été nommées en relation avec les éléments de contenu du bloc « Substances inorganiques ».

Regardons les tâches du bloc « Substances organiques ».

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Considérez la tâche 33 haut niveau complexité, testant l'assimilation de la relation entre des composés organiques de différentes classes.

Tâche 33

Écrivez les équations de réaction qui peuvent être utilisées pour effectuer les transformations suivantes :

Lorsque vous écrivez des équations de réaction, utilisez les formules développées des substances organiques.

Réponse possible :

À une température de 180 °C en présence d'acide sulfurique concentré, le 1-propanol subit une déshydratation pour former du propène :

Le propène, en interaction avec le chlorure d'hydrogène, forme, conformément à la règle de Markovnikov, principalement du 2-chloropropane :

Sous l'influence d'une solution aqueuse d'alcali, le 2-chloropropane est hydrolysé pour former du propanol-2 :

Ensuite, à partir du propanol-2, il faut à nouveau obtenir du propène (X 1), ce qui peut être obtenu à la suite d'une réaction de déshydratation intramoléculaire à une température de 180°C sous l'action d'acide sulfurique concentré :

Le produit de l'oxydation du propène avec une solution aqueuse de permanganate de potassium à froid est le dialcool propanediol-1,2 ; le permanganate de potassium est réduit en oxyde de manganèse (IV), formant un précipité brun :

En 2018, 41,1 % des candidats ont pu accomplir cette tâche de manière parfaitement correcte.

Le manuel contient des tâches de formation pour les bases et niveaux accrus difficultés regroupées par thème et par type. Les tâches sont organisées dans le même ordre que celui proposé lors de l'examen. version de l'examen d'État unifié. Au début de chaque type de devoir, il y a des éléments de contenu à tester, des sujets que vous devez étudier avant de commencer. Le manuel sera utile aux professeurs de chimie, car il permet d'organiser efficacement le processus éducatif en classe, de mener contrôle actuel connaissances, ainsi que la préparation des étudiants à l'examen d'État unifié.

Mon secret

Examen d'analyse chimique de 33 tâches. En utilisant la méthode de la balance électronique, créez une équation pour la réaction

Exemple de tâche 30 de l'examen d'État unifié de chimie 2018

En utilisant la méthode de la balance électronique, créez une équation pour la réaction

Solution à la tâche 31 de l'examen d'État unifié de chimie

Tâche 32 Examen d'État unifié en chimie

Solution à la tâche 33 en chimie 2018

Devoir de chimie 34 2018

Méthodologie d'évaluation des tâches avec une réponse détaillée (principales approches pour déterminer les critères et les échelles de notation pour l'exécution des tâches)

Tâche 33

Réponse possible :

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