Seconde · Physique-chimie

Transformations chimiques et stœchiométrie

Chapitre 8

15 questions originales à réponses multiples pour vérifier les notions, les méthodes et les points de vigilance du chapitre.

Ces 15 questions sur Transformations chimiques et stœchiométrie alternent observations, calculs et décisions expérimentales. Plusieurs propositions peuvent être exactes. Prévois du papier et un stylo.

Comment répondre ?

Prévois une feuille et un stylo pour poser tes calculs et rédiger tes étapes. Chaque QCM propose cinq affirmations. Une ou plusieurs réponses peuvent être exactes. Coche-les, vérifie, puis ouvre la correction pour comprendre chaque proposition. Tu obtiens un point seulement si tu coches toutes les bonnes réponses, sans cocher de réponse fausse.

0 question vérifiée sur 15

Question 1

Eau issue de dihydrogène

Un mélange gazeux réagit dans un récipient adapté. On modélise une transformation totale par 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g). Initialement, n(H₂) = 0,4 mol et n(O₂) = 0,3 mol, sans produit. Quelles conclusions sont correctes ?

Le réactif limitant est H₂. Les deux réactifs H₂ et O₂ ont obligatoirement disparu à l’état final. On forme 0,4 mol de H₂O dans ce modèle total. Le réactif limitant est O₂, car on compare simplement les nombres de moles initiaux. À l’état final, il reste 0,1 mol de O₂.

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Réponse attendue : A, C, E

A — Vrai. Oui. Pour consommer 0,4 mol de H₂, le rapport des coefficients 2:1 exige (1/2) × 0,4 mol = 0,2 mol de O₂. Or 0,3 mol de O₂ sont disponibles : H₂ est épuisé en premier.
B — Faux. Non. Le réactif H₂ est épuisé, tandis que O₂ reste en excès : il reste 0 mol de H₂ et 0,1 mol de O₂.
C — Vrai. Oui. Pour 2 mol de H₂ consommées, l’équation donne 2 mol de H₂O. La quantité de H₂O formée vaut donc (2/2) × 0,4 mol = 0,4 mol, puisque le produit est initialement absent.
D — Faux. Non. Il faut tenir compte du rapport 2:1 des coefficients : 0,4 mol de H₂ demandent 0,2 mol de O₂, moins que les 0,3 mol disponibles. H₂ s’épuise en premier.
E — Vrai. Oui. Les 0,4 mol de H₂ consommées nécessitent 0,2 mol de O₂, selon le rapport 2:1 de l’équation. Il reste 0,3 mol − 0,2 mol = 0,1 mol de O₂.

Méthode à retenir. Tenir compte des coefficients de l’équation pour identifier le réactif épuisé ; calculer ensuite les quantités formées et restantes par proportionnalité.

Question 2

Combustion du charbon

On brûle une portion de carbone pur. On modélise une transformation totale par C(s) + O₂(g) → CO₂(g). Initialement, n(C) = 0,3 mol et n(O₂) = 0,2 mol, sans produit. Quelles conclusions sont correctes ?

Le réactif limitant est O₂. Les deux réactifs C et O₂ ont obligatoirement disparu à l’état final. Le réactif limitant est C, car on compare simplement les nombres de moles initiaux. On forme 0,2 mol de CO₂ dans ce modèle total. À l’état final, il reste 0,1 mol de C.

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Réponse attendue : A, D, E

A — Vrai. Oui. Pour consommer 0,2 mol de O₂, le rapport des coefficients 1:1 exige (1/1) × 0,2 mol = 0,2 mol de C. Or 0,3 mol de C sont disponibles : O₂ est épuisé en premier.
B — Faux. Non. Le réactif O₂ est épuisé, tandis que C reste en excès : il reste 0,1 mol de C et 0 mol de O₂.
C — Faux. Non. Il faut tenir compte du rapport 1:1 des coefficients : 0,2 mol de O₂ demandent 0,2 mol de C, moins que les 0,3 mol disponibles. O₂ s’épuise en premier.
D — Vrai. Oui. Pour 1 mol de O₂ consommées, l’équation donne 1 mol de CO₂. La quantité de CO₂ formée vaut donc (1/1) × 0,2 mol = 0,2 mol, puisque le produit est initialement absent.
E — Vrai. Oui. Les 0,2 mol de O₂ consommées nécessitent 0,2 mol de C, selon le rapport 1:1 de l’équation. Il reste 0,3 mol − 0,2 mol = 0,1 mol de C.

Méthode à retenir. Tenir compte des coefficients de l’équation pour identifier le réactif épuisé ; calculer ensuite les quantités formées et restantes par proportionnalité.

Question 3

Brûleur au méthane

On suit le dioxyde de carbone produit par un brûleur. On modélise une transformation totale par CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g). Initialement, n(CH₄) = 0,15 mol et n(O₂) = 0,2 mol, sans produit. Quelles conclusions sont correctes ?

À l’état final, il reste 0,15 mol de CH₄. Le réactif limitant est O₂. Le réactif limitant est CH₄, car on compare simplement les nombres de moles initiaux. Les deux réactifs CH₄ et O₂ ont obligatoirement disparu à l’état final. On forme 0,1 mol de CO₂ dans ce modèle total.

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Réponse attendue : B, E

A — Faux. Non. Les 0,20 mol de O₂ disponibles peuvent consommer 0,10 mol de CH₄, selon le rapport 1:2. Il reste 0,15 mol − 0,10 mol = 0,05 mol de CH₄.
B — Vrai. Oui. Pour consommer 0,2 mol de O₂, le rapport des coefficients 2:1 exige (1/2) × 0,2 mol = 0,1 mol de CH₄. Or 0,15 mol de CH₄ sont disponibles : O₂ est épuisé en premier.
C — Faux. Non. Il faut tenir compte du rapport 1:2 des coefficients : 0,2 mol de O₂ demandent 0,1 mol de CH₄, moins que les 0,15 mol disponibles. O₂ s’épuise en premier.
D — Faux. Non. Le réactif O₂ est épuisé, tandis que CH₄ reste en excès : il reste 0,05 mol de CH₄ et 0 mol de O₂.
E — Vrai. Oui. Pour 2 mol de O₂ consommées, l’équation donne 1 mol de CO₂. La quantité de CO₂ formée vaut donc (1/2) × 0,2 mol = 0,1 mol, puisque le produit est initialement absent.

Méthode à retenir. Tenir compte des coefficients de l’équation pour identifier le réactif épuisé ; calculer ensuite les quantités formées et restantes par proportionnalité.

Question 4

Formation de magnésie

Du magnésium brûle dans un système modèle. On modélise une transformation totale par 2 Mg(s) + O₂(g) → 2 MgO(s). Initialement, n(Mg) = 0,12 mol et n(O₂) = 0,08 mol, sans produit. Quelles conclusions sont correctes ?

À l’état final, il reste 0,02 mol de O₂. Le réactif limitant est Mg. Le réactif limitant est O₂, car on compare simplement les nombres de moles initiaux. Les deux réactifs Mg et O₂ ont obligatoirement disparu à l’état final. On forme 0,12 mol de MgO dans ce modèle total.

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Réponse attendue : A, B, E

A — Vrai. Oui. Les 0,12 mol de Mg consommées nécessitent 0,06 mol de O₂, selon le rapport 2:1 de l’équation. Il reste 0,08 mol − 0,06 mol = 0,02 mol de O₂.
B — Vrai. Oui. Pour consommer 0,12 mol de Mg, le rapport des coefficients 2:1 exige (1/2) × 0,12 mol = 0,06 mol de O₂. Or 0,08 mol de O₂ sont disponibles : Mg est épuisé en premier.
C — Faux. Non. Il faut tenir compte du rapport 2:1 des coefficients : 0,12 mol de Mg demandent 0,06 mol de O₂, moins que les 0,08 mol disponibles. Mg s’épuise en premier.
D — Faux. Non. Le réactif Mg est épuisé, tandis que O₂ reste en excès : il reste 0 mol de Mg et 0,02 mol de O₂.
E — Vrai. Oui. Pour 2 mol de Mg consommées, l’équation donne 2 mol de MgO. La quantité de MgO formée vaut donc (2/2) × 0,12 mol = 0,12 mol, puisque le produit est initialement absent.

Méthode à retenir. Tenir compte des coefficients de l’équation pour identifier le réactif épuisé ; calculer ensuite les quantités formées et restantes par proportionnalité.

Question 5

Oxydation de monoxyde de carbone

On étudie une réaction gazeuse dans un dispositif fermé. On modélise une transformation totale par 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g). Initialement, n(CO) = 0,3 mol et n(O₂) = 0,1 mol, sans produit. Quelles conclusions sont correctes ?

On forme 0,3 mol de CO₂ si la réaction est totale. À l’état final, il reste 0,1 mol de O₂. Le réactif limitant est CO, car on compare simplement les nombres de moles initiaux. Les deux réactifs CO et O₂ ont obligatoirement disparu à l’état final. Le réactif limitant est O₂.

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Réponse attendue : E

A — Faux. Les 0,10 mol de O₂ disponibles réagissent avec 0,20 mol de CO, selon le rapport 2:1. Le même rapport donne 0,20 mol de CO₂, pas 0,30 mol.
B — Faux. Non. O₂ est le réactif limitant : les 0,10 mol initiales sont entièrement consommées. Il reste en revanche 0,10 mol de CO, puisque 0,20 mol des 0,30 mol initiales ont réagi.
C — Faux. Non. Il faut tenir compte du rapport 2:1 des coefficients : 0,1 mol de O₂ demandent 0,2 mol de CO, moins que les 0,3 mol disponibles. O₂ s’épuise en premier.
D — Faux. Non. Le réactif O₂ est épuisé, tandis que CO reste en excès : il reste 0,1 mol de CO et 0 mol de O₂.
E — Vrai. Oui. Pour consommer 0,1 mol de O₂, le rapport des coefficients 1:2 exige (2/1) × 0,1 mol = 0,2 mol de CO. Or 0,3 mol de CO sont disponibles : O₂ est épuisé en premier.

Méthode à retenir. Tenir compte des coefficients de l’équation pour identifier le réactif épuisé ; calculer ensuite les quantités formées et restantes par proportionnalité.

Question 6

Synthèse de sulfure de fer

On mélange du fer et du soufre dans des conditions de réaction. On modélise une transformation totale par Fe(s) + S(s) → FeS(s). Initialement, n(Fe) = 0,08 mol et n(S) = 0,11 mol, sans produit. Quelles conclusions sont correctes ?

On forme 0,08 mol de FeS dans ce modèle total. Le réactif limitant est S, car on compare simplement les nombres de moles initiaux. Le réactif limitant est Fe. À l’état final, il reste 0,03 mol de S. Les deux réactifs Fe et S ont obligatoirement disparu à l’état final.

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Réponse attendue : A, C, D

A — Vrai. Oui. Pour 1 mol de Fe consommées, l’équation donne 1 mol de FeS. La quantité de FeS formée vaut donc (1/1) × 0,08 mol = 0,08 mol, puisque le produit est initialement absent.
B — Faux. Non. Il faut tenir compte du rapport 1:1 des coefficients : 0,08 mol de Fe demandent 0,08 mol de S, moins que les 0,11 mol disponibles. Fe s’épuise en premier.
C — Vrai. Oui. Pour consommer 0,08 mol de Fe, le rapport des coefficients 1:1 exige (1/1) × 0,08 mol = 0,08 mol de S. Or 0,11 mol de S sont disponibles : Fe est épuisé en premier.
D — Vrai. Oui. Les 0,08 mol de Fe consommées nécessitent 0,08 mol de S, selon le rapport 1:1 de l’équation. Il reste 0,11 mol − 0,08 mol = 0,03 mol de S.
E — Faux. Non. Le réactif Fe est épuisé, tandis que S reste en excès : il reste 0 mol de Fe et 0,03 mol de S.

Méthode à retenir. Tenir compte des coefficients de l’équation pour identifier le réactif épuisé ; calculer ensuite les quantités formées et restantes par proportionnalité.

Question 7

Ajuster une combustion complète

Un brûleur utilise du méthane CH₄(g) avec du dioxygène O₂(g) et forme CO₂(g) et H₂O(g). Quelle équation et quels contrôles conviennent ?

Les coefficients ajustés ne changent pas les indices de CH₄ et de H₂O. CH₄(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(g) est ajustée. CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g) est ajustée. L’équation ajustée conserve le nombre d’atomes de chaque élément. Il faut compter séparément C, H et O pour contrôler l’équation.

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Réponse attendue : A, C, D, E

A — Vrai. Oui. Un indice appartient à la formule de l’espèce ; changer H₂O en H₄O modifierait la nature du produit.
B — Faux. Non. Elle donne 2 O à gauche, mais 3 O à droite, et 4 H à gauche contre 2 H à droite ; les coefficients doivent être ajustés.
C — Vrai. Oui. On conserve 1 atome C, 4 H et 4 O de chaque côté : 1 + 2 molécules réactives donnent 1 + 2 molécules produites, avec leurs coefficients.
D — Vrai. On compte un C, quatre H et quatre O de chaque côté de l’équation correctement ajustée.
E — Vrai. Oui. Les bilans atomiques 1 C, 4 H et 4 O valent de part et d’autre avec les coefficients 1, 2, 1, 2.

Méthode à retenir. Conserver les formules des espèces, modifier seulement les coefficients, puis compter chaque élément de part et d’autre.

Question 8

La réaction n’est pas l’observation

Dans un tube, un solide s’effervesce au contact d’un liquide acide et un gaz se dégage. Quelles étapes permettent de passer d’une observation à une réaction chimique modélisée ?

Le seul mot « effervescence » suffit à écrire les formules de tous les produits. Tout ce qui figure dans la solution est nécessairement un réactif consommé. Identifier les espèces initiales avant d’écrire une équation. On ajuste l’équation avant d’avoir identifié les espèces participantes. Tester le gaz peut aider à identifier un produit.

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Réponse attendue : C, E

A — Faux. Non. Une observation visible indique une formation de gaz, sans donner à elle seule ses constituants.
B — Faux. Non. Des espèces spectatrices peuvent être présentes avant et après sans être consommées par la réaction étudiée.
C — Vrai. Oui. Une effervescence seule ne nomme ni le solide ni l’espèce acide : il faut décrire les réactifs présents.
D — Faux. L’ajustement porte sur des formules d’espèces établies ; il ne peut pas remplacer leur identification.
E — Vrai. Oui. Par exemple, le dioxyde de carbone trouble l’eau de chaux, mais la nature du gaz doit être établie expérimentalement.

Méthode à retenir. Séparer observation, identification des espèces, bilan initial/final et équation ajustée.

Question 9

Ion spectateur d’une précipitation

Après mélange de deux solutions, on observe la formation de AgCl(s). Le bilan ionique simplifié est Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s), tandis que des ions Na⁺(aq) restent en solution avant et après. Que dire ?

On doit écrire Na⁺ comme réactif limitant parce qu’il est présent dans le bécher. Le solide AgCl est une espèce formée. La charge est conservée dans l’équation simplifiée. Na⁺ est spectateur dans la réaction modélisée. Des ions Na⁺ peuvent rester dans la solution sans figurer dans le bilan ionique simplifié.

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Réponse attendue : B, C, D, E

A — Faux. Non. Sa présence ne suffit pas : il demeure avant et après et n’intervient pas dans les proportions de l’équation de précipitation.
B — Vrai. Oui. Il figure uniquement parmi les produits dans ce modèle et correspond au précipité observé.
C — Vrai. Oui. +e et −e à gauche donnent une charge totale nulle, comme le solide AgCl(s) à droite.
D — Vrai. Oui. Il figure dans le système réel avant et après mais n’apparaît pas dans l’équation ionique simplifiée, car il ne réagit pas ici.
E — Vrai. Les ions Na⁺ présents avant et après sont spectateurs ; le bilan simplifié omet ces ions sans les faire disparaître.

Méthode à retenir. Comparer les espèces de l’état initial et final ; ne garder dans l’équation simplifiée que celles qui réagissent ou se forment.

Question 10

Réaction totale et état final

On modélise A + B → C avec 0,20 mol de A et 0,30 mol de B. On suppose la transformation totale et C absent au départ. Quelles quantités finales suivent ?

A et B disparaissent tous deux entièrement. A est limitant. On forme 0,50 mol de C en additionnant les deux réactifs. Il reste 0,10 mol de B. Il se forme 0,20 mol de C.

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Réponse attendue : B, D, E

A — Faux. Non. Seul A est épuisé dans ce modèle total ; B subsiste à hauteur de 0,10 mol.
B — Vrai. Oui. Les coefficients sont 1:1 ; pour consommer 0,20 mol de A, on utilise 0,20 mol de B, quantité disponible.
C — Faux. Non. On suit les coefficients de l’équation, pas la somme des quantités initiales : seules 0,20 mol de A sont disponibles.
D — Vrai. Oui. n_final(B) = 0,30 mol − 0,20 mol = 0,10 mol. L’équation A + B → C consomme une mole de B pour chaque mole de A transformée.
E — Vrai. Oui. Le rapport des coefficients 1:1:1 indique que 0,20 mol de A consommées donnent 0,20 mol de C.

Méthode à retenir. Pour des coefficients 1:1, comparer les quantités, choisir la plus petite, puis soustraire la quantité consommée de chacun des réactifs.

Question 11

Métal et solution acide

On étudie Mg(s) + 2 H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g), avec 0,10 mol de Mg et 0,12 mol de H⁺. La transformation est supposée totale. Quelles conclusions sont justifiées ?

On peut produire 0,06 mol de H₂. H⁺ est limitant dans ce modèle. Il reste 0,04 mol de Mg. Le magnésium est limitant car 0,10 < 0,12. La charge totale n’est pas conservée par l’équation.

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Réponse attendue : A, B, C

A — Vrai. Oui. D’après les coefficients, 2 mol de H⁺ consommées donnent 1 mol de H₂ ; 0,12 mol de H⁺ produisent donc 0,12/2 = 0,06 mol de H₂.
B — Vrai. Oui. Le coefficient 2 de H⁺ impose 2 mol de H⁺ pour 1 mol de Mg ; 0,12 mol de H⁺ peuvent donc réagir avec 0,12/2 = 0,06 mol de Mg, moins que les 0,10 mol disponibles.
C — Vrai. Oui. Les 0,12 mol de H⁺ disponibles consomment 0,12/2 = 0,06 mol de Mg ; il reste 0,10 mol − 0,06 mol = 0,04 mol de Mg.
D — Faux. Non. Le coefficient de H⁺ vaut 2 ; il faudrait 0,20 mol de H⁺ pour consommer les 0,10 mol de Mg, mais 0,12 mol seulement sont disponibles.
E — Faux. Non. À gauche, 2 H⁺ portent +2e ; à droite, Mg²⁺ porte +2e tandis que H₂ est neutre. Les charges sont équilibrées.

Méthode à retenir. Dans un milieu ionique, contrôler éléments et charges, puis employer les rapports des coefficients pour les réactifs.

Question 12

Carbonate et acide

Pour une expérience de détartrage, on utilise CaCO₃(s) + 2 H⁺(aq) → Ca²⁺(aq) + H₂O(l) + CO₂(g). On dispose de 0,050 mol de CaCO₃ et 0,080 mol de H⁺ ; modèle total. Quelles prévisions sont correctes ?

L’équation crée un atome de carbone supplémentaire. Le solide est forcément intégralement dissous parce que des bulles apparaissent. Il reste 0,010 mol de CaCO₃. On forme 0,040 mol de CO₂. Les ions H⁺ limitent à 0,040 mol la quantité de CaCO₃ qui peut réagir.

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Réponse attendue : C, D, E

A — Faux. Non. On compte un C dans CaCO₃ à gauche et un C dans CO₂ à droite ; l’élément carbone est conservé.
B — Faux. Non. L’effervescence prouve qu’une réaction produit du gaz, mais le calcul montre un excès de CaCO₃ de 0,010 mol.
C — Vrai. Oui. Les 0,080 mol de H⁺ consomment 0,040 mol de CaCO₃ selon le rapport 2:1 ; il reste donc 0,050 mol − 0,040 mol = 0,010 mol de CaCO₃.
D — Vrai. Oui. Il se forme 1 mol de CO₂ par mole de CaCO₃ consommée : 0,040 mol de carbonate donnent 0,040 mol de CO₂.
E — Vrai. Oui. Il faut 2 mol de H⁺ pour 1 mol de CaCO₃ ; 0,080 mol de H⁺ peuvent consommer 0,080/2 = 0,040 mol de CaCO₃, moins que les 0,050 mol disponibles.

Méthode à retenir. Ne pas déduire la consommation totale du solide d’une simple observation ; calculer le limitant avec les coefficients.

Question 13

Observer un réchauffement

Deux solutions réagissent dans un gobelet et le thermomètre monte de 20 °C à 27 °C. On considère les espèces qui réagissent comme système et le gobelet comme une partie de l’extérieur. Que peut-on inférer ?

La différence 7 °C suffit à calculer une énergie en joules sans autre donnée. L’extérieur reçoit de l’énergie thermique dans cette observation. La température seule ne donne pas l’équation de réaction. Une hausse de température signifie que le système réactif est nécessairement endothermique. On décrit cette transformation comme exothermique pour le système réactif dans ce modèle.

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Réponse attendue : B, C, E

A — Faux. Non. Il faudrait notamment une masse et une capacité thermique, ainsi que le modèle d’échange retenu, pour convertir cette différence de température en énergie.
B — Vrai. Oui. La hausse de température du milieu du gobelet est compatible avec de l’énergie reçue des espèces qui réagissent.
C — Vrai. Oui. Elle informe sur le transfert mais n’identifie ni les réactifs ni les produits de la transformation.
D — Faux. Non. Un système endothermique prélèverait de l’énergie à l’extérieur ; ici l’extérieur se réchauffe.
E — Vrai. Oui. Le système chimique cède de l’énergie à son environnement, ce qui accompagne le réchauffement mesuré.

Méthode à retenir. Fixer le système avant de qualifier endothermique ou exothermique ; une variation de température n’est pas directement une énergie.

Question 14

Une réaction non achevée

Pour A + B → C, n₀(A) = 0,20 mol, n₀(B) = 0,20 mol et C absent au départ. Une mesure montre finalement n(C) = 0,08 mol. Que peut-on établir sans supposer la totalité ?

Une transformation totale pourrait former au maximum 0,20 mol de C ici. Il reste 0,12 mol de chaque réactif dans ce modèle. Tous les réactifs ont disparu puisqu’on a formé C. La formation de C a consommé 0,08 mol de A et 0,08 mol de B. Puisque les deux réactifs sont encore présents, aucune transformation n’a eu lieu.

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Réponse attendue : A, B, D

A — Vrai. Oui. Avec les coefficients 1:1:1 et 0,20 mol de chaque réactif disponibles, 0,20 mol de C seraient produites si les deux réactifs étaient consommés entièrement.
B — Vrai. Oui. Pour chacun, n_final = 0,20 mol − 1 × 0,08 mol = 0,12 mol.
C — Faux. Non. Les 0,08 mol de C formées ont consommé 0,08 mol de chaque réactif ; il en reste 0,12 mol de chaque espèce.
D — Vrai. Oui. Les coefficients de A, B et C valent tous 1 ; former 0,08 mol de C consomme 0,08 mol de chacun des deux réactifs.
E — Faux. Non. On a mesuré 0,08 mol de C et consommé autant de A et B ; la transformation a eu lieu sans être totale.

Méthode à retenir. Comparer la quantité de C effectivement mesurée avec celle permise par les réactifs initiaux ; calculer ce qui reste sans supposer la totalité.

Question 15

Conserver aussi la charge

Une équipe propose Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s), puis Ag⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq) → AgCl(s) comme seconde écriture du même processus. Quel contrôle permet de les départager ?

La conservation des éléments et celle de la charge sont toutes deux nécessaires. La seconde conserve le chlore puisqu’on peut ignorer les coefficients devant les ions. La seconde porte aussi −e de charge totale à gauche et zéro à droite. La première conserve un Ag, un Cl et la charge totale nulle. Modifier l’indice de AgCl en AgCl₂ rend automatiquement la seconde correcte.

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Réponse attendue : A, C, D

A — Vrai. Oui. Une équation ionique doit satisfaire les deux bilans pour être une écriture possible.
B — Faux. Non. Elle présente deux ions Cl⁻ à gauche mais un seul Cl dans AgCl à droite ; le chlore n’est pas conservé.
C — Vrai. Oui. +e + 2 × (−e) = −e à gauche, alors que le solide AgCl est neutre.
D — Vrai. Oui. Les nombres d’atomes valent 1 de chaque côté, et +e − e = 0 à gauche comme à droite.
E — Faux. Non. Changer un indice modifie la formule du composé annoncé ; on ne corrige pas une équation en inventant un autre produit.

Méthode à retenir. Faire deux contrôles séparés : compter les éléments, puis additionner algébriquement les charges de chaque côté.

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