Concentration molaire

Ecrire une équation bilan
(révision 2°)
Concentration molaire-dissolution
Dissolution-dilution
(révision 2°)
Solutions électrolytiques
Conductimétrie
Réactions acide-base
Oxydo-réduction
Dosage
Chimie organique
Energies de réaction
(révision 2°)
Etablir une équation chimique à partir d’un texte
retour index
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Ex 1 : C6H12O6(aq) + 6O2(g) = 6H2O(l) + 6CO2(g)
Ex 2 : 4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s)
Ex 3 : 2Al(s) + Fe2O3(s) = Al2O3(s) + 2Fe(s)
Ex 4 : C3H6O2(l) + C2H6O(l) = C5H10O2(l) + H2O
H2SO n’est pas consommé. C’est un catalyseur.
Il permet d’augmenter la vitesse de réaction sans intervenir dans le bilan
global de la réaction.
Ex 5 : 2NaN3(s) = 2Na(s) + 3N2(g)
Ex 6 : N2H4 +O2 = 2H2O (g) + N2(g)
Ex 7 : CuSFe2S3(s) + 4O2(g) = Cu(s) + 2Fe(s) + 4SO2(g)
Ex 8 : 3MgO(s) + 2Al(s) = Al2O3(s) + 3Mg(s)
Ex 9 : 2 C7H5N3O6(s) = 3 N2(g) + 5 H2O(g) + 7 CO(g) + 7 C(s)
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Révision seconde : Concentration molaire – Dissolution
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Ex 1 : Une boîte d’aspirine 500 vitaminé est constituée de comprimés qui contiennent chacun 500mg
d’aspirine(acide acétylsalicylique C9H8O4) et 200mg de vitamine C (C6H8O6)
1° Déterminer les masses molaires de l’aspirine et de la vitamine C (acide ascorbique C6H8O6).
M(C9H8O4) = 9.12 + 8 + 4.16 = 180 g/mol
M(C6H8O6) = 6.12 + 8 + 6.16 = 176 g/mol
2° On dissout 1 comprimé dans 1 verre d’eau. On obtient une solution de 200mL. Déterminer la
concentration molaire en aspirine et en vitamine C dans la solution préparée.
[C9H8O4] = n(C9H8O4)/V
n(C9H8O4) = m(C9H8O4)/ M(C9H8O4)
A.N. : n(C9H8O4) = 0,5/180 = 2,8.10-3 mol
d’où [C9H8O4] = 2,8.10-3/0,2 = 1,4.10-2 mol/L
De même on trouve [C6H8O6] = 5,7.10-3 mol/L
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Ex 2 : Le vin est une solution dont le solvant est l’eau. Il renferme de nombreux solutés dont l’éthanol
C2H6O. Un vin est tel que [C2H6O] = 2,1 mol/L
a) Quelle masse d’éthanol trouve-t-on dans une bouteille de 75cl ?
n(C2H6O) = [C2H6O].volume
n(C2H6O) = 2,1.0,75 = 1,6 mol
m(C2H6O) = n(C2H6O). MC2H6O)
m(C2H6O) = 1,6.(2.12+6+16) = 1,6.46 = 74g
b) Sachant que la densité de l’éthanol est de 0,8 calculer le volume d’éthanol présent dans une bouteille
de 75cl.
La densité de l’éthanol est de 0,8 donc 800g d ’éthanol représente un volume de 1L.
donc 74g d’éthanol représente un volume de 74/800 = 0,092L
c) Le pourcentage en volume dans un vin représente le degré d’alcool de ce vin. Déterminer le degré
alcoolique de ce vin.
Le pourcentage en volume dans un vin représente le degré d’alcool de ce vin.
On a donc 0,092 L d’éthanol pour un volume total de 0,75 L
soit un pourcentage en volume de (0,092/0,75)100 = 12,3°
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Ex 3 : Le vinaigre à 7° est une solution aqueuse contenant de l’acide éthanoïque(ou acide acétique)
C2H4O2. L’appellation « vinaigre à 7° » signifie qu’une solution de 100mL contient 7 mL d’acide acétique
(le reste étant essentiellement de l’eau).
1mL = 1cm3
a) Quelle masse de l’acide acétique trouve-t-on dans un litre de vinaigre sachant que la masse volumique
de l’acide acétique est de 1,05 g/cm3 ?
Dans un litre on trouve 70mL d’acide éthanoïque soit 70 fois1,05 = 73,5g
b) Quelle
n(C2H4O2)
n(C2H4O2)
n(C2H4O2)
quantité de matière trouve-t-on dans 1L de vinaigre ?
= m(C2H4O2)/M(C2H4O2)
= 73,5/60
= 1,22 mol
c) Déterminer la concentration molaire en acide acétique dans du vinaigre à 7°.
[C2H4O2] = 1,22 mol/L
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Concentration - Dissolution – Dilution
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Ex 1 : Le chlorure de sodium (sel de table) est un solide ionique, c'est à dire qu'il est
constitué d'ions Na+ et Cl- . Il se trouve dissout dans l'eau de mer à raison de 26 g/L en
moyenne. Sa limite de solubilité dans l'eau est de 6,15 mol/L, c'est à dire qu'à partir de cette
concentration, il précipite.
1° Quelle quantité de matière représente 26g de sel ? En déduire la concentration molaire
moyenne du sel dans l'eau de mer.
n(NaCl) = mNaCl/MNaCl .nNaCl = 26/58,5 nNaCl = 0,44 mol
[NaCl] = n(NaCl)/V ici V = 1L donc [NaCl] = 0,44 mol/L
2° Quelle masse de sel doit-on dissoudre pour obtenir 250 mL d'une solution aussi salée que
l'eau de mer ?
250 mL représente un quart de litre
on à donc 26/4 = 6,5 g de NaCl pour 250mL
3° On prélève 100mL d'eau de mer dans un récipient puis on ajoute 400mL d'eau douce.
Qu'elle est la nouvelle concentration molaire ? En déduire la nouvelle concentration
massique.
La quantité de matière en sel est restée la même mais la concentration a diminuée
puisque la solution a été diluée.
Dans 100mL d’eau de mer on trouve 0,044 mole de NaCl soit
nNaCl = 0,044mol
[NaCl] = nNaCl/V
[NaCl] = 0,044/0,5
[NaCl] = 0,088 mol/L
Le rapport de dilution est de 5 : 0,44/5 = 0,088.
On dit que la solution a été diluée 5 fois.
4° On cherche à dissoudre totalement 200g de sel dans un litre d'eau douce.
Est-ce possible ?
nNaCl = 200/58,5 = 3,4 d’où [NaCl] = 3,4 mol/L
3,4 mol/L < 6,15 mol/L
Nous sommes en dessous de la limite de solubilité du sel dans l’eau.
Il est donc possible de dissoudre 200g de sel par litre d’eau.
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Ex 2 :Une boisson au cola comporte l'équivalent de 20 morceaux de sucre par litre. Le sucre
est un solide moléculaire : le saccharose de formule C12H22O11. Un paquet de 1kg de sucre
contient 4 rangées de 14 morceaux de sucre sur 3 couches.
1° Déterminer le nombre de mole de saccharose dans un morceau de sucre.
masse d’un morceau = 1000/(4.14.3) = 5,95g
n(C12H22O11) = m(C12H22O11)/M(C12H22O11)
n(C12H22O11) = 5,95/342 = 1,74.10-2 mol
2° Calculer la concentration massique du sucre dans la boisson
C(C12H22O11) = 20.5,95
C(C12H22O11) = 120 g/L
3° Calculer la concentration molaire du sucre dans la boisson
[C12H22O11] = n(C12H22O11)/V
ici n(C12H22O11) =20.1,74.10-2 = 0,35 mol pour V = 1L
[C12H22O11] = 20.1,74.10-2 = 0,35 mol/L
4° L'aspartame (C14H18O5N2) a un pouvoir sucrant environ 200 fois supérieur a celui du
saccharose et est utilisé dans les boisson "light".
Quelle concentration molaire en aspartame faut-il pour obtenir une boisson au cola aussi
"sucrée" que la boisson normale ?
Il y a 200 fois moins de molécules d’aspartame que de sucre
[C14H18O5N2] = 0,35/200 = 1,7.10-3 mol/L
Quelle masse d'aspartame a-t-il fallu dissoudre ?
Pour 1 litre il faut n(C14H18O5N2) = 1,7.10-3 mol
m(C14H18O5N2) = n(C14H18O5N2).M(C14H18O5N2)
m(C14H18O5N2) = 0,50g
5° Un verre contenant 33cl de la boisson au cola sucrée "normale" est laissé au soleil. On
observe l'évaporation d'environ 100mL d'eau. Quelle est la nouvelle concentration molaire
en saccharose ?
n(C12H22O11) = [C12H22O11].V n(C12H22O11) = 0,35.0,33 = 0,11 mole
[C12H22O11] = 0,11/(0,33-0,1) = 0,50 mol/L
La concentration a bien augmentée.
Ex 3 : Un chimiste dispose d'une solution d'eau iodée à 2 mol/L. On lui demande de préparer
100mL d'une solution d'eau iodée à 0,5 mol/L
1° Que signifie de la verrerie jaugée ? Donner des exemples de verrerie jaugée.
Verrerie jaugée = verrerie de précision utilisée pour les mesures de volume dans les
préparation de solutions, les dilutions et les dosages
Verrerie jaugée = burette graduée, pipette jaugée ou graduée, fiole jaugée
Voir page d'introduction du site sur la verrerie :
http://www.ac-versailles.fr/pedagogi/physique-chimie/ressources/site_verrerie/
Verrerie non jaugée : bécher, erlenmeyer, éprouvette graduée, ...
2° Calculer le rapport de dilution.
R = Cm/Cf
R = 2/0,5 = 4
3° Décrire le mode opératoire de la dilution utilisant du matériel jaugé. Schématiser la
verrerie utilisée.
(à savoir) La solution de départ, c’est à dire la solution la plus concentrée est la solution mère.
La solution diluée, c’est à dire la solution à préparer (donc la moins concentrée) est la solution
fille.
Il faut utiliser une fiole jaugée de 100mL pour préparer les 100mL de solution fille.
La difficulté est de calculer le volume Vm de solution mère que l’on doit diluer.
Sachant que la quantité de matière de l’espèce dissoute reste inchangée on peut écrire nmère =
nfille. Donc Cmère.Vmère = Cfille.Vfille ou encore
Cm.Vm = Cf.Vf
(formule importante à savoir)
finalement Vm = CfVf/Cm
dans le cas présent Vm = 0,5.0,1/2 = 0,1/4 = Vm/(rapport de dilution) = 0,025 L
Comment rédiger la réponse à la question ?: On prélève 25 mL de la solution à 2 mol/L avec
une pipette jaugée de 25 mL. On introduit ces 25 mL dans une fiole jaugée de 100mL. On
complète d’eau distillée jusqu’au trait de jauge. On homogénéise.
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Ex 4 : 1° Calculer la concentration molaire de l'eau.
Dans un litre d'eau on trouve 1kg d'eau
n(H2O) = 55/18 = 56 mol
[H2O] = 56/1 = 56 mol/L
2° En déduire le volume molaire de l'eau. Le comparer avec celui des gaz et expliquer.
Comme son nom l’indique, le volume molaire de l’eau représente le volume occupé par une
mole d’eau. 56 mol d’eau représente 1L donc une mol d’eau occupe 1/56 = 0,018L.
Le volume molaire de l’eau est de 0,018 L/mol
A 20°C et à pression ambiante le volume molaire des gaz est : Vm = 22 L/mol.
Pour une même température 20°C, l’eau sous forme vapeur occupe un volume1220 fois plus
important que sous forme liquide.
3° Mêmes questions avec l'éthanol C2H6O2 sachant que sa densité par rapport à l'eau est de
0,8.
n(C2H6O2) = m(C2H6O2)/M(C2H6O2)
n(C2H6O2) = 800/62 =
On trouve un volume molaire de 0,077mol/L
On trouve un volume molaire de 0,077mol/L
Ex 5 : Une solution commerciale d'acide sulfurique H2SO4 a une densité d = 1,84 et contient
95% en masse d'acide pur.
1° En déduire la masse de 1L de cette solution.
densité étant de 1,84 un litre de solution a une masse de 1,84kg
2° Calculer la masse d'acide sulfurique pur contenu dans une bouteille de 1L.
L’acide étant pur à 95% la masse d’acide sulfurique est de 1,84.0,95 = 1,75 kg = 1750 g
3° Calculer la concentration molaire en acide de cette solution.
n(H2SO4) = m(H2SO4)/M(H2SO4)
n(H2SO4) = 1750/98 = 18 moles
donc [H2SO4] = 18 mol/L
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(pour 1L)
SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES
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Ex1 : On introduit dans une fiole jaugée de 250 mL une masse de 1,19g de chlorure de cobalt (II)
hexahydraté CoCl2, 6H2O et on remplit avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.
1° Calculer la concentration molaire de la solution S obtenue.
C = n/V
n = m/M
AN: n(CoCl2, 6H2O) = 1,19/238 = 5.10-3 mol.
C(CoCl2) = 5.10-3 /0,25
C(CoCl2) = 2,0.10-2 mol/L
2° Ecrire l’équation de dissolution.
CoCl2,6H2O(s) = Co2+(aq) + 2Cl-(aq) + 6H2O(l)
ou bien si on ne tient pas compte du fait que le chlorure de cobalt est hydraté :
CoCl2(s) = Co2+(aq) + 2Cl-(aq)
3° En déduire les concentrations molaires des ions présents dans la solution.
M(Co) = 58,9 g/mol ; M(Cl) = 35,5 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(H) = 1g/mol
Ici il faut utiliser la notation entre crochets car il sagit des espèces chimiques
effectivement présentent dans la solution
CoCl2 n'existe plus, on ne trouve que des Co2+(aq) et des Cl-(aq)
[Co2+] = C(CoCl2)
mais
[Cl-] = 2.C(CoCl2)
[Co2+] = 2,0.10-2 mol/L
[Cl-] = 4,0.10-2 mol/L
Remarque : on peut raisonner avec un tableau d'avancement sur 1 litre :
état
avancement
CoCl2(s)
=
Co2+(aq)
+
initial
En cours
final
0
2,0.10-2 mol
-2
x
2,0.10 mol - x
xmax
0
2Cl-(aq)
0
0
x
2x
2,0.10-2
4,0.10-2
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Ex2 :
1° Donner les formules des ions suivants : Sulfate ; Carbonate ; Phosphate ; Nitrate (A savoir par coeur)
Sulfate SO42Carbonate CO32Phosphate PO43Nitrate NO32° Donner les formules statistiques des composés suivants :a :
Chlorure d'aluminium (III) ; donc fait d'ions Al3+ donc AlCl3
b : nitrate de fer (III) : donc fait d'ions Fe3+ donc Al(NO3)3
c : Sulfate de potassium : K2SO4
d :Hydroxyde de sodium. NaOH
3° Ecrire les réactions de dissolution des composés ioniques suivants : Na2SO4 ; Cu(NO3)2
Na2SO4(s) = 2Na+(aq)+ SO42-(aq)
Cu(NO3)2(s) = Cu2+(aq) + 2NO3-(aq)
4°On mélange 50 mL (V1) d’une solution de Na2SO4 à C1=0,1 mol.L–1 avec 100mL (V2) d’une solution de
CuSO4 à C2=5.10-2 mol.L -1. Déterminer la concentration des différents ions présents dans le mélange.
Na2SO4(s) = 2Na+(aq)+ SO42-(aq)
CuSO4(s) = Cu2+(aq) + SO42-(aq)
La seule solution est de calculer les différentes quantités de matière provenant des deux solutions puis
on divise par le volume total de la solution pour obtenir la concentration.
On a à la fois un effet de mélange et un effet de dilution.
n(Na+) = 2.C1.V1
n(Na+) =2.0,1.50.10-3 = 10-2 mol/L
2n(SO4 ) = C1.V1 + C2.V2
n(SO42-) = 0,1.50.10-3 + 5.10-2.100.10-3 = 5.10-3 + 5.10-3 = 10-2 mol/L
2+
n(Cu ) = C2.V2
n(Cu2+) = 5.10-2.100.10-3 = 5.10-3 mol/L
Calculons les différentes concentrations sachant que le volume total est de 150 mL soit 0,150L:
[Na+] = 10-2 /(0,150) = 0,067 mol/L
[SO42-] = 10-2 /(0,150) = 0,067 mol/L
[Cu2+] = 5.10-3 /(0,150) = 0,033 mol/L
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Conductimétrie
retour index
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Exercice 1 : 1° Ecrire l’équation bilan de la dissolution du nitrate de calcium dans l’eau
Ca(NO3)2 (s) =Ca2+(aq) + 2 NO3-(aq).
2° Calculer la concentration molaire des ions d'une solution de nitrate de calcium à 1,5 g/L.
M( Ca(NO3)2) = 40 + 2*(14+3*16)= 164 g/mol
n(Ca(NO3)2) = 1,5/164 = 9,15.10-3 mol
donc la concentration du soluté est : C(Ca(NO3)2) = = 9,15.10-3 mol/L
[Ca2+ ] = 9,15.10-3 mol/L = 9,15 mol/m3
[NO3-] = 2* 9,15.10-3 = 1,83.10-2 mol /L = 18,3 mol/m3
3° Calculer sa conductivité de cette solution à 25°C à partir des conductivités molaires :
σ = λCa2+.[Ca2+ ] + λNO3-.[NO3-]
σ = 9,15.λCa2+ +18,3.λNO3σ = 9,15 .11,9 +18,3 .7,14 = 240 mS/m
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Exercice 2 : 1° A partir des conductances mesurées, déterminer la conductivité σ des solutions 1, 2 et 3.
Les unités doivent être précisées à chaque étape.
4,00 cm² = 4,00.10-4m²
L = 12,5 mm = 1,25.10-2 m
G = σ.S/L donc σ = G.L/S donc σ = G.(1,25.10-2)/(4,00.10-4) = 31,25.G
σ1 = 31,25.795,8.10-6 = 0,0239 S/m
σ2 = 0,0126 S/m
σ3 = 0,0150 S/m
2° A partir des conductivités molaires ioniques, déterminer la conductivité σ des trois solutions aqueuses de
concentration c = 1,0 . 10 –3 mol.L-1 à 25 °C
Transformer les mol/L en mol/m3 : c = 1,0 . 10 –3 mol.L-1 = 1,0 mol.m-3
σ(NaCl) = λNa+.[Na+ ] + λCl-.[Cl-]
σ(NaCl) = 50,1.10-4.1,0 + 76,3.10-4.1,0 = 126.10-4 S/m = 0,0126 S/m
σ(KCl) = λK+.[K+ ] + λCl-.[Cl-]
σ(KCl) = 0,0150 S/m
+
σ(NaOH) = λNa+.[Na ] + λOH-.[OH ]
σ(NaOH) = 0,0249 S/m
3° Indiquer pour chaque flacon, l’étiquette qui lui correspond.
Falcon 1 : NaOH
flacon 2 : NaCl
Flacon 3 : KCl
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Exercice 3 : 1° Rappeler la formule du fluorure de calcium et écrire l’équation bilan de sa dissolution dans
l’eau CaF2(s) = Ca2+(aq) + 2F-(aq).
2° Calculer sa conductivité molaire à 18 degrés celcius :
La conductivité molaire Λ représente le conductivité de la solution pour une
concentration C de une mole de soluté dissout dans un m3 solution.
σ =λ(F ).[F-] + λ(Ca ).[Ca2+]
la solution reste électriquement neutre : [Ca2+] = C et [F-] = 2 [Ca2+] = 2.C
σ =λ(F ).2C + λ(Ca ).C
puisque l'on prend C = 1 mol/m3 pour calculer Λ
Λ = 2.λ(F ) + λ(Ca ).
Λ = 2.4,04 + 10,50 = 18,58 mS.m².mol-1.
Λ = 0,01858 S.m².mol-1.
-
2+
-
2+
-
2+
3° La conductivité à 18 degrés celcius d'une solution saturée de fluorure de calcium est de 3,71 mS/m .
En déduire les concentrations molaires des ions de la solution.
En déduire la solubilité du fluorure de calcium à 18 degrés celcius.
σ = λ(F ).2C + λ(Ca ).C = (2.λ(F ) + λ(Ca )).C = Λ.C
C = σ / Λ (attention aux unités)
C = 3,71.10-3/ 0,01858 = 0,200 mol/m3.= 2.10-4 mol/L
La solubilité de CaF2 est de 2.10-4mol/L
-
2+
-
2+
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Exercice 4 : « mesure d’une conductance »
Aux bornes d’une cellule plongée dans une solution de chlorure de potassium et branchée sur un générateur
alternatif, on a mesuré une tension efficace de 13,7 V et une intensité efficace de 89,3 mA.
1° Calculer la résistance R de la portion d’électrolyte comprise entre les électrodes.
R = U/I
R = 13,7/0,0893
R = 153 ohms
2° Calculer la conductance G en S.
G = 1/R
G = 1/153
G = 6,5.10-3 Siémens
3° La conductivité de cette solution est de 0,512 mS.cm-1 à 20°C. Calculer la valeur de la constante k de
cellule définie par : σ = k.G
G est proportionnel à la conductivité. En effet G = σ.(S/L) donc σ = (L/S).G
On constate que L/S = k
S est la surface des électrodes, L est la distance entre les électrodes
k ne dépend donc que des caractéristiques de l'électrode. Ces caractéristiques sont des constantes. K est donc
bien une constante. La valeur de k est souvent inscrite sur l'électrode ou bien indiquée sur le mode d'emploi du
constructeur.
k = σ/G
Pour le calcul il faut être dans les U.S.I. donc σ = 0,512.10-3 S.(10-2m)-1 = 0,0512 S/m
k = 0,0512/6,5.10-3 = 7,9 m-1
lLunité correspond bien à une surface que divise une longueur.
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Exercice 5 : « dosage par étalonnage, d’une solution de chlorure de potassium »
L’hypokaliémie désigne une carence de l’organisme en élément potassium ; pour compenser rapidement cette
carence, on peut utiliser une solution de chlorure de potassium, injectable par voie intraveineuse : le chlorure
de potassium Lavoisier, par exemple, est proposé en ampoules de 20 mL contenant m g de KCl. Pour
déterminer cette masse m, on dispose d’une solution étalon de chlorure de potassium Se à 10 mmol.L-1 et d’un
montage conductimètrique.
1° Pour étalonner la cellule conductimètrique, on prépare à partir de la solution étalon Se, cinq solutions filles
Si de volume V = 50,0 mL et de concentrations respectives 8,0 ; 6,0 ; 4,0 ; 2,0 ; et 1,0 mmol.L-1.
C ( mmol.L-1 )
G (mS )
1,0
0,28
2,0
0,56
4,0
1,16
6,0
1,70
8,0
2,28
Tracer la courbe G = f ( c ) à l’aide des données du tableau ci-dessus. Conclure.
3
2,5
2
1,5
G(mS)
1
0,5
0
0
2
4
6
8
10
12
10,0
2,78
2° a) On mesure, avec ce montage et à la même température, la conductance de la solution de l’ampoule. On
obtient : Ga = 293 mS. Peut-on déterminer directement la concentration en chlorure de potassium de l’ampoule
injectable grâce à cette courbe ? Justifier la réponse.
La mesure de la conductance est hors courbe d'étalonnage. On pourrait prolonger la courbe d'étalonnage mais
on ne sait pas comment se comporte cette courbe pour de fortes concentrations. On ne peut donc pas en
déduire directement la concentration de la solution.
La solution est de dilué la solution de départ d'un facteur de dilution connu puis de faire la mesure de
conductivité, d'en déduire la concentration de la solution diluée puis de remonter à la concentration de la
solution de départ.
Remarques :
-la conductance est proportionnelle à la conductivité elle même proportionnelle à la concentration. La
conductance est donc bien proportionnelle à concentration. (cela est vrai pour des solutions pas trop
concentrées)
-le facteur de proportionnalité est d'environ 3,6 : G = 0,28.C
b) Compte tenu des valeurs de Ge = 2,78 mS et Ga = 293 mS, quel est le facteur minimal de dilution à utiliser ?
En divisant par 100 la conductance (c'est à dire en diluant par 100) on pourra alors utiliser la courbe
d'étaonnage.
3° Le contenu d’une ampoule a été dilué 200 fois. La mesure de sa conductance donne : Gd = 1,89 mS. En
déduire la valeur de la concentration cd de la solution diluée, puis celle de la solution de l’ampoule. Calculer la
masse m.
Pour une mesure de G = 1,89 mS on obtient C = 6,7 mmol/L (C = 1,89/0,28)
La solution de départt est 200 fois plus concentrée c'est à dire C' = 6,7.200 =1340 mmol/L soit 1,34 mol/L
La concentration de Kcl dans l'ampoule est donc de 1,34 mol/L
Le nombre de mole de KCl dans l'ampoule de 20 mL est de 1,34.0,02 = 2,68.10-2 mol .
La masse de KCl dans l'ampoule est m = 2,68.10-2.(39+35,5) = 2 grammes
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Exercice 6 :
1° La conductance d’une solution de chlorure de sodium, de concentration c1 = 0,150 mol.L-1, est
G1 = 2,188.10-2 S. On mesure la conductance G2 d’une deuxième solution de chlorure de sodium avec le même
conductimètre. On obtient G2 = 2,947.10-2 S. Calculer la concentration molaire c2 de cette deuxième solution.
G = (S/L).σ où bien G = a.σ avec a = S/L
G et σ sont donc des grandeurs proportionnelles. Puisque l’on utilise le même conductimètre on peut écrire
que G1 = a.σ1 et G2 = a.σe
De plus la conductivité est proportionnelle à la concentration pour des solutions de même nature donc la
conductance et la concentration sont proportionnelles :
On peut soit effectuer un produit en croix : c2/G2 = c1/G1
soit écrire G = (S/L).σ d’où G = (S/L).[λ(Na+) + λ(Cl-)].c
(S/L).[λ(Na+) + λ(Cl-)] est le facteur de proportionnalité entre G et c d’où G1/c1 = G2/c2
On obtient c2 = 0,200 mol/L
2° La constante de la cellule du conductimètre est k = 86,7 m-1. La distance entre les électrodes de la cellule est
L = 12,0 mm. Calculer l’aire S de chaque électrode.
La constante de cellule du conductimètre caractérise les électrodes du conductimetre.
k dépend donc de l’écartement L entre les électrodes et de la surface des électrodes S
Il faut faire une analyse dimensionnelle : k est en m-1 donc k ne peut être que le rapport de L sur S.
Donc k = L/S d’où S = L/k on obtient S = (12,0.10-3)/86,7 = 1,38.10-4 m2 soit 1,38 cm2.
3° a) Calculer la conductivité σ de la première solution.
G1 = (S/L).σ1 donc σ1 = (L/S).G1 = k.G1 d’où σ1 = 86,7.G1 on obtient σ1 = 1,90 S.m-1.
On vérifiera la cohérence de nos résultats par l’analyse dimensionnelle.
b) La conductivité molaire ionique de l’ion sodium Na+ est λNa+ = 50,1.10-4 S.m2.mol-1.
Déterminer la conductivité molaire ionique λCl- de l’ion chlorure Cl-.
La conductivité de la solution est le produit de la conductivité molaire par la concentration.
σ = [λNa+ + λCl-].c donc λCl- = (σ /c) - λNa+
d’où
λCl- = 1,90/(0,150.103) - 50,1.10-4 = 7,67.10-3 S.m2.mol-1
Ce résultat est confirmé par le tableau des données.
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Exercice 7 :
1° Calculer la conductivité molaire d’une solution de permanganate de potassium KMnO4, à 25 °C sachant
qu’à cette température : λK+ = 7,35 mS.m2.mol-1 et λMnO4- = 6,10 mS.m2.mol-1.
L’équation de dissolution s’écrit : KMnO4(s) = K+(aq) + MnO4-(aq)
Donc la conductivité molaire c’est à dire la conductivité pour une concentration de une mole par m3 devient :
Λ = λK+ + λMnO4- = 6,10 + 7,35 = 13,45 mS.m2.mol-1.
2° Une solution de permanganate de potassium a une conductivité de 85,1 mS.m-1, à 25 degrés celcius.
Déterminer sa concentration massique tKMnO4 :
σ = Λ.c donc c = σ/(λK+ + λMnO4-)
d’où c = 85,1.10-3/(13,45.10-3) = 6,32 mol/m3 = 6,32.10-3 mol/L
Pour obtenir la concentration massique il suffit de multiplier par la masse molaire KMnO4.
tKMnO4 = 6,32.10-3.( 39 + 55 + 4.16) = 1,0 g/L.
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Exercice 8 :
1° On mélange 200 mL de solution de chlorure de potassium à 5,0.10-3 mol.L-1 et 800 mL de solution de
chlorure de sodium à 1,25.10-3 mol.L-1. Quelle est la conductivité de la solution obtenue ?
Il faut d’abord déterminer les quantités de matière dans la solution pour ensuite calculer la concentration de
chacun des ions :
n(Cl-) = 0,2. 5,0.10-3 + 0,8. 1,25.10-3 = 2.10-3 mol d’où [Cl-] = n(Cl-)/V = 2.10-3/(0,2+0,8) = 2.10-3mol/L
n(K+) = 0,2. 5,0.10-3 = 1.10-3 mol d’où [K+] =1.10-3mol/L = 1 mol/m3
n(Na+) = 0,8. 1,25.10-3 = 1.10-3 mol d’où [Na+] =1.10-3mol/L = 1 mol/m3
σ = λCl-[Cl-] + λK+[K+] + λ Na+[Na+]
σ = 76,3.10 -4.2 + 73,5.10 -4.1 + 50,1.10 -4.1 = 2,76.10-2 mol.m-1.
2° Dans le mélange précédent, on place la cellule d’un conductimetre. La surface des électrodes est de 1,0 cm2
et la distance les séparant de 1,1 cm. Quelle est la valeur de la conductance ?
G = (S/L).σ G = (10-4/0,011). 2,76.10-2 = 2,5.10-4 S
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Réactions acido-basiques ( chap 5)
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Remarque : Les réactions acide base sont l'échange de l'ion H+(équivalent à un
proton) Une base réagit avec un acide : L'acide cède un H+, la base capte un H+.
Un acide ne réagit pas avec un acide. Une base ne réagit pas avec une base
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Exercice 1 : Ecriture des demi-équations :
HSO4- = SO42- + H+
HCN = CN- + H+
NH4+ = NH3 + H+
HS- = S2- + H+
CO2 + H2O = HCO3- + H+
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Exercice 2 :
H2O / OH- , HSO3- / SO32- , HC2O4- /C2O42- , H3O+/ H2O ,
HCOOH / HCOO-
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Exercice 3 :
L’acide malique C3H5O3COOH, présent en grande quantité dans les pommes vertes, réagit avec les ions hydroxyde
de la soude ( hydroxyde de sodium ) selon une réaction acido-basique.
1° Identifier les couples acide / base mis en jeu : C3H5O3COOH / C3H5O3COO2° Ecrire les demi-équations acido-basiques entre chaque acide et sa base conjuguée.
La matière organique tel que le corps humain ou les pommes sont principalement contitués d'eau.
Les réactions chimiques se déroulent donc en milieu aqueux.
La soude en solution aqueuse est contituée des ions Na+ et des ions OH-.
Les ions OH- sont la base du couple H2O/OH-. La demi équation s'écrit OH- + H+ = H2O
Pour l'acide malique : C3H5O3COOH = C3H5O3COO- + H+
3° Ecrire l’équation de la réaction.
On prend les deux demi équation que l'on additionne. Dans l'équation globale, aucun H+ ne doit plus apparaître.
OH- + H+
= H2O
C3H5O3COOH = C3H5O3COO- + H+
_________________________
C3H5O3COOH + OH- + H+ = C3H5O3COO- + H+ + H2O
équation globale :
C3H5O3COOH(aq) + OH-(aq) = C3H5O3COO- (aq) + H2O(l)
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Exercice 4 : « un coup de calcaire »
1° Sur un sol calcaire, l’acidité des pluies est neutralisée par la présence de l’ion carbonate CO32-. C’est la base
conjuguée de l’ion hydrogénocarbonate HCO3-.
a) Ecrire le couple acide / base correspondant : HCO3-/CO32-.
b) Ecrire l’équation de la réaction entre les ions carbonate et la solution d'acide chlorhydrique.
Dans l'acide chlorhydrique H3O+ est l'espèce acide.
CO32-(aq) + H3O+= HCO3- (aq) + H2O(l)
2° L’ion hydrogénocarbonate peut également être la base d’un couple acide / base.
a) Quelle propriété possède l’ion hydrogénocarbonate ?
Les ions HCO3- peut à la fois se comporter comme une base et comme un acide .
On dit qu'ils sont amphotères
b) Quel est l’acide conjugué à l’ion hydrogénocarbonate ? H2CO3
Couple : H2CO3 /HCO3c) Ecrire l’équation de la réaction entre les ions hydrogénocarbonate HCO3- et l’acide chlorhydrique.
Dans la solution d 'acide chlorhydrique l'espèce qui réagit est H3O+.
H3O+(aq) + HCO3-(aq) = H2O(l) + H2CO3(aq)
On vérifie bien l'échange de proton. On aurait pu écrire les demi équation puis ensuite écrire l'équation globale.
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Exercice 5 : « Réactions acido-basiques mettant en jeu l’ammoniac »
1° Donner le couple acide / base, et la demi-équation acido-basique, mettant en jeu :
a) l’acide acétique CH3COOH
Nous verons en chimie organique que c'est l'hydrogène lié à latome d'oxygène qui
détache. Ceci est lié à la faiblesse de sa liaison avec l'oxygène par rapport aux
autres H qui sont eux liés à des atomes de carbone.
CH3COOH/ CH3COO-
se
b) la base ammoniac NH3
(espèce très importante en chimie : faire une recherche sur wikipédia)
NH4+/NH3
2° En déduire l’équation de la réaction qui se produit entre ces deux espèces.
NH3(aq) + CH3COOH(aq) = NH4+(aq) + CH3COO-(aq)
3° Quelle est la composition, en concentrations, de la solution obtenue lorsqu’on introduit des quantités n1 = 12,0
mmol d’acide acétique et n2 = 14,5 mmol d’ammoniac dans de l’eau distillée de manière à obtenir un volume V =
250,0 mL de solution.
avancement
x=0
x
Xmax =12,0 mmol
NH3(aq)
+
CH3COOH(aq) =
NH4+(aq)
+ CH3COO-(aq)
14,5 mmol
12,0 mmol
0
0
14,5 mmol - x
12,0 mmol - x
x
x
2,5 mmol
0
12,0 mmol
12,0 mmol
Le volume est de0,25L
[NH3] = 0,010 mol/L
[NH4+] = [CH3COO-] = 0,048 mol/L
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Exercice 6 : L’acide benzoïque C6H5COOH et le benzoate de sodium NaC6H5COO sont utilisés comme
conservateurs, notamment dans les boissons dites « light ». Ils portent les codes respectifs E210 et E211.
1° Ecrire l’équation de dissolution du benzoate de sodium dans l’eau.
NaC6H5COO(s) = Na+(aq) + C6H5COO-(aq)
2° Identifier le couple acide / base mettant en jeu l’acide benzoïque et écrire la demi-équation acido-basique
correspondante.
C6H5COOH/ C6H5COO3° On fait réagir une masse m = 3,00 g d’acide benzoïque avec 150 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de
concentration c = 2,50.10-1 mol.L-1.
a) Identifier les couples acide / base mis en jeu, puis écrire l’équation de la réaction envisagée.
La solution d'hydroxyde est contituée d'ion Na+ et d'ions OH-.
Le couple acide base qui intervient est ici H2O/OHL'autre couple est évidemment C6H5COOH/ C6H5COOEcrivons les demi équations bilan puis l'équation globale :
C6H5COOH
= C6H5COO- + H+
+
OH
+ H
= H2O
--------------------------------------------------------C6H5COOH(aq) + OH-(aq) = C6H5COO-(aq) + H2O(l)
b) Etablir un tableau d’avancement et déterminer l’avancement maximal de la réaction. Quel est le réactif
limitant ?
n(C6H5COOH) = 3,00/122 = 0,0246 mol
n(OH-) = n(NaOH) = n(Na+) = 0,250.0,150 = 0,0375mol
état
avancement
C6H5COOH(aq) + OH-(aq) = C6H5COO-(aq) + H2O(l)
initial
0
0,0246
0,0375
0
0
En cours
x
0,0246 - x
0,0375 - x
x
x
final
Xmax = 0,0246
0
0,0129
0,0246
0,0246
L'acide benzoïque est le réactif limitant
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Exercice 7 : « cuisiner sans odeur »
Une odeur nauséabonde se dégage lorsque des poissons sont cuits au court bouillon. Cette odeur provient de la
présence en solution de composés de la famille des amines tel que l’éthylamine( C2H5-NH2). Comme l’ammoniac,
l’éthylamine est une base.
1° Ecrire la formule développée puis le schéma de Lewis de l’éthylamine. A votre avis, ou un proton peut-il se fixer
sur cette molécule ?
Numéro atomique Z
Strcture électronique
Valence (doublet liant)
Doublet non liant
hydrogene
1
(K)1
1
0
carbone
6
(K)²(L)4
4
0
azote
7
(K)²(L)
3
1
5
L'atome d'azote possède un doublet non liant, c'est donc sur cet atome que vient se fixer H+.
2° Quel est la formule de l’ion éthylammonium, acide conjugué de l’éthylamine.
L'acide conjugué est donc C2H5-NH3+
Le couple acide base corresponjdant est C2H5-NH3+/C2H5-NH2
3° Pour éviter les odeurs nauséabondes, il est conseillé d’ajouter au court-bouillon du vinaigre. Expliquer ce
procédé en faisant appel à une réaction acido-basique dont on écrira l’équation.
Le vinaigre est une solution diluée d’acide éthanoïque CH3COOH(aq).
C2H5-NH2(aq) + CH3COOH(aq) = C2H5-NH3+(aq) + CH3COO-(aq)
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Réaction d'oxydo-réduction
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La liste des couples oxydo-réducteur se trouve en fin de livre ou sur mon site ou CDRom dans le menu de démarrage « données ».
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Exercice 1 :
Ag+ est l’oxydant il subit une réduction ; Cu est le réducteur, il subit une oxydation.
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Exercice 2 :
Ion cuivre II / cuivre
Ion zinc II / zinc
Ion fer II / fer
Ion fer III / Ion fer II
Ion hydrogène / dihydrogène
Diiode / ion iodure
Dichlore / ion chlorure
Ion permanganate / ion manganèse II
Ion dichromate / ion chrome III
Ion tétrathionate / ion thiosulfate
Dioxygène / peroxyde d’hydrogène
Peroxyde d’hydrogène / eau
Ion sulfate / dioxyde de soufre
Cu2+ / Cu
Zn2+ / Zn
Fe2+ / Fe
Fe3+ / Fe2+
H+ / H2
I2 / ICl2 / ClMnO4- / Mn2+
Cr2O72- / Cr3+
S4O62- / S2O32O2 / H2O2
H2O2 / H2O
SO42- / SO2
Cu2+ + 2e- = Cu
Zn2+ + 2e- = Zn
Fe2+ + 2e- = Fe
Fe3+ + e- = Fe2+
2H+ + 2e- = H2
I2 + 2e- = 2ICl2 + 2e- = 2ClMnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
S4O62- + 2e- = 2S2O32O2 + 2H+ + 2e- = H2O2
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O
SO42- + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O
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Exercice3:
Dans un tube à essai, on mélange quelques gouttes d’une solution aqueuse orangée de dibrome Br 2 avec une
solution d’iodure de potassium ( K+ + I- ).
A la fin de la réaction, on ajoute 1 mL de cyclohexane dans le tube à essai. Après agitation, la phase organique
prend
une
teinte
violette.
1° Le dibrome constitue l’oxydant du couple Br2 / Br-. Ecrire la demi-équation électronique correspondante.
Br2 + 2e- = 2Br 2° a) Que montre la seconde partie de l’expérience ?
Comme nous l’avons vu en TP la couleur violette dans le cyclohexane signale la présence de I2.
b) A quel couple d’oxydo-réduction appartient l’ion iodure ? I2/I c) Ecrire la demi-équation électronique correspondante. I2 + 2e- = 2I 3° Ecrire l’équation de la réaction d’oxydo-réduction entre le dibrome et l’ion iodure.
Br2(aq) + 2I -(aq) = 2Br -(aq) + I2(aq)
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Exercice 4 :
Le principe actif de l’eau de Javel, l’ion hypochlorite ClO- peut subir une réaction de dismutation, c’est à dire
une réaction au cours de laquelle ClO- joue le rôle d’oxydant et le rôle de réducteur. Cette réaction lente est
accélérée par la lumière.
L’équation de cette dismutation est : 3 ClO-(aq)
ClO3- (aq) + 2 Cl-(aq)
1° Identifier les couples oxydant / réducteur qui interviennent dans cette réaction et écrire les demi-équations
électroniques.
Réaction de dismutation : couples ClO-/Cl- (ClO- oxydant) et ClO3-/ClO- (ClO- réducteur)
ClO- + 2H+ + 2e- = Cl- +H2O
ClO- + 2H2O = ClO3- + 4H+ + 4e_______________________
3 ClO-(aq) = ClO3- (aq) + 2 Cl-(aq)
2° Expliquer pourquoi une date limite d’utilisation est inscrite sur les berlingots d’eau de Javel.
En fait, la dismutation des ClO- une réaction lente. Cette réaction est d’autant plus rapide que la température
est élevée puisque la vitesse de réaction augmente avec la température. C’est pourquoi le fabriquant écrit « A
utiliser dans les trois mois « . La lumière jouant un rôle dans la vitesse de la réaction, on utilisera un récipient
opaque et non une bouteille en verre.
3° Pourquoi ne faut-il pas conserver l’eau de Javel dans une bouteille en verre.
La lumière jouant un rôle dans la vitesse de la réaction, on utilisera un récipient opaque et non une bouteille en
verre.
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Exercice 5 :
Un fil de nickel Ni de masse m = 0,50 g est placé dans un bécher contenant 0,25 L d’une solution d’acide
chlorhydrique de concentration c = 2,0.10-2 mol.L-1.
Au cours de la réaction, on observe un dégagement gazeux de dihydrogène et des ions nickel Ni2+ apparaissent
dans la solution.
1° Quels sont les couples d’oxydo-réduction mis en jeu ? Ni2+/Ni
L’acide chlorhydrique est constituée d’ions H3O+ et Cl-. En TP nous avons observé un dégagement de H2 lors
de la réaction de l’acide chlorhydrique avec certains métaux. L’autre couple est donc H3O+/H2.
2° Ecrire l’équation de la réaction d’oxydo-réduction
Ni
= Ni2+ + 2e+
2H3O + 2e- = H2 + 2H2O
finalement : Ni(s) + 2H3O+(aq) = Ni2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l)
3° Déterminer les quantités initiales de réactifs et établir un tableau d’avancement.
n(Ni) = m(Ni)/M(Ni)
n(Ni) = 0,50/58,7 = 8,5.10-3 mol
n(H3O+) = C.V
n(H3O+) = 2,0.10-2.0,25 = 5.10-3 mol
avancement
Ni(s)
+ 2H3O+(aq) =
Ni2+(aq) +
H2(g) +
initial
x=0
8,5.10-3
5.10-3
0
0
En cours
x
8,5.10-3 - x
5.10-3 - 2x
x
x
-3
-3
final
xmax
6.10
0
2,5.10
2,5.10-3
-3
-3
Xmax = 5.10 /2 = 2,5.10 mol
2H2O(l)
solvant
Solvant
solvant
4° Quel est le volume de gaz dégagé au cours de cette expérience ?
V = n(H2).Vm
V = 2,5.10-3.24
V = 6,0.10-2L = 60 mL
5° Déterminer la masse de nickel ayant réagi.
mNi = nNi.MNi mNi = 2,5.10-3.58,7 = 0,15 g
6° Quelle est la masse du fil de nickel à la fin de la réaction ?
Il reste 0,5 – 0,15 = 0,35g (ou bien : 6.10-3. 58,7 = 0,35 g)
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Exercice 6 :
Le bronze est un alliage de cuivre Cu et d’étain Sn. Un échantillon de bronze de masse m = 3,00 g est plongé
dans un excès d’acide chlorhydrique. Au cours de cette réaction, on observe un dégagement gazeux de H2.
L’étain donne les ions Sn2+.
1° Sachant que l’acide chlorhydrique n’a aucune action sur le cuivre, quels sont les couples mis en jeu lors de
la réaction ?
Comme pour l’exercice précédent nous avons l’action des ions H3O+ sur un métal. Les ions H3O+ n’agissent
pas sur le cuivre mais sur l’étain. L’étain fait appartient à la catégorie des métaux. Il se trouve dans la 14°
colonne du tableau périodique. L’ion correspondant est Sn2+. Les couples sont donc H3O+/H2 et Sn2+/Sn.
( vérifier Sn2+/Sn dans la liste des couples oxydo-réducteurs)
2° Ecrire l’équation de la réaction et établir un tableau d’avancement
Seul l’étain réagit :
Sn
= Sn2+ + 2e2H3O+ + 2e- = H2 + 2H2O
finalement : Sn (s) + 2H3O+(aq) = Sn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l)
3° a) A la fin de la réaction, le volume de gaz dégagé est égal à 153 mL.
Quelle est la masse de métal ayant réagi ?
A partir du volume de dihydrogène dégagé recherchons la quantité d’étain qui a réagit.
nSn est l’inconnu. n(H2) = V/Vm
n(H2) = 0,153/24 = 6,37.10-3 mol donc xmax = 6,37.10-3 mol
Puisque l’acide est en excès, Sn est le réactif limitant donc nSn – xmax = 0
initial
En cours
final
avancement
x=0
x
xmax
Sn(s)
+
nSn
nSn - x
nSn – xmax = 0
2H3O+(aq) =
Excès
Excès
Excès
Sn2+(aq) +
0
x
6,37.10-3
H2(g) +
0
x
6,37.10-3
2H2O(l)
solvant
Solvant
solvant
nSn – xmax = 0 donc nSn = xmax = 6,37.10-3 mol
mSn = nSn.MSn
mSn = 6,37.10-3.118,7 = 0,76 g
b) Déterminer le pourcentage massique d’étain du bronze étudié.
mCu = 3,00 – 0,76 = 2,24 g
pourcentage d’étain = (0,76/3,00).100 = 25%
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Exercice 7 :
Dans un verre à pied, on mélange de la tournure de cuivre (cuivre à l’état métallique) et une solution d’acide
chlorhydrique, on observe rien. Dans un autre verre à pied, on mélange de la tournure de cuivre et une solution
d’acide nitrique : la solution devient bleue et un gaz roux apparaît.
1° Rappeler les formules des solutions d’acide chlorhydrique et d’acide nitrique.
acide chlorhydrique : (H3O+(aq) + Cl-(aq))
acide nitrique : (H3O+(aq) + NO3-(aq))
2° Ecrire l’équation de la réaction entre le cuivre et la solution d’acide nitrique, sachant qu’il se forme du
monoxyde d’azote NO(g).
méthode : Identifier les réactifs possibles et les produits, déterminer les couples d’oxydo-réduction, écrire les
demi-équations bilan puis l’équation finale.
Réactifs possibles : Cu(s) ; H3O+(aq) ; NO3-(aq) ; H2O(l).
Produits formés : NO(g) ; la solution devient bleue : il se forme des ions Cu2+.
Il est clair que Cu est oxydé en Cu2+ et que NO3- est réduit en NO
couples possibles : Cu2+/Cu ; NO3-/NO
Cu
= Cu2+ + 2efois 3
+
NO3 + 4H + 3e- = NO + 2H2O
fois 2
+
2+
3Cu(s) + 2NO3 (aq) + 8H (aq) = 3Cu (aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
3° Le gaz roux est du dioxyde d’azote NO2(g). Ecrire l’équation qui explique sa formation.
NO réagit avec l’oxygène de l’air : 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
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Exercice 8 :
Oscar décide de détartrer et de désinfecter et de désinfecter les appareils de sa salle de bain.
Son choix de désinfectant est l’eau de Javel. Son détartrant est à base d’acide chlorhydrique.
Le mélange de ces deux réactifs produit un gaz extrêmement toxique (utiliser lors de la première guerre
mondiale). Les questions suivantes ont pour but de comprendre la réaction qui a lieue.
1° L’eau de Javel est une solution aqueuse de chlorure de sodium (Na+(aq) + Cl-(aq)) et d’hypochlorite de sodium (Na+
(aq) + ClO (aq)).
L’ion chlorure appartient au couple Cl2(aq)/Cl-(aq).
L’ion hypochlorite appartient au couple ClO-(aq)/Cl2(aq). Ecrire les demi-équations correspondant à ces couples.
Cl2 + 2e- = 2Cl2ClO- + 4H+ + 2e- = Cl2 + 2H2O
2° Quant on mélange l’eau de Javel et le détartrant, une réaction d’oxydoréduction a lieu entre les ions chlorures
et les ions hypochlorites en présence des ions H+(aq) apportés par le détartrant.
Ecrire l’équation de cette réaction
Réactifs possibles : Na+(aq) ; ClO-(aq) ; Cl-(aq) ; H+(aq) ; H2O
On comprend que Cl- est oxydé par ClO-.
2ClO- + 4H+ + 2e- = Cl2 + 2H2O
2Cl- = Cl2 + 2e+
2ClO (aq) + 4H (aq) + 2Cl-(aq) = 2Cl2(g) + 2H2O(l)
3° En déduire la nature du gaz toxique dégagé.
Le dichlore (gaz vert toxique Cl2) fut utilisé lors de la guerre de 14-18 comme gaz de combat.
Il faut donc faire très attention à l’utilisation de l’eau de javel et surtout ne pas lui associer une substance acide.
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Dosages et titrages
Exercice I : Teneur en fer d'un produit anti-mousse :
Pour limiter la formation de mousse dans les pelouses, on utilise un produit contenant l'élément fer sous forme
d'ions fer II. On veut déterminer la teneur en fer de ce produit. Pour cela, on réalise un dosage.
1° La réaction de dosage est une réaction d'oxydoréduction entre les ions Fe 2+ et les ions MnO4- au cours de
laquelle, il se forment des ions Fe3+ et Mn2+
a) Donner les couples oxydoréducteurs mis en présence ainsi que les 1/2 équations de réaction correspondantes.
b) A partir des demi équations de réaction vérifier que l'équation chimique s'écrit bien :
5 Fe2+(aq) + 8H+(aq) + MnO4-(aq) ------> 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
Fe2+ = Fe3+ + ex 5
------------------------------------------------------------5 Fe2+ + 8H+ + MnO4- ------> Mn2+ + 5 Fe2+ + 4H2O
2° Compléter le tableau d’avancement de la réaction de dosage à l’équivalence. Les ions H+ sont en excès. La
quantité initiale en ions fer est notée ni(Fe2+). La quantité en ions permanganate versée à l'équivalence est notée
ni(MnO4-). On utilisera que des expressions littérales.
avancement
x=0
5 Fe2+(aq)
+ MnO4-(aq) + 8H+(aq) ----> 5 Fe3+(aq) +
Mn2+(aq) + 4H2O(l)
Initial
X
En cours
xmax
final
ni(Fe2+) nombre de mole de fer II initial dans le bécher
ne(MnO4-) nombre de mole de MnO4- versé à l’équivalence
avancement 5 Fe2+(aq)
+ 8H+(aq) + MnO4-(aq) --> 5Fe3+(aq) +Mn2+(aq) +4H2O(l)
x=0
ni(Fe2+)
Excès ne(MnO4-)
0
0
solvant
Initial
x
ni(Fe2+)-5x
Excès ne(MnO4-)-x
5X
X
Solvant
En cours
xmax
ni(Fe2+)-5xmax= 0
Excès ne(MnO4-)-xmax= 0
5xmax
xmax
solvant
final
3° Déduire du tableau la relation existant entre les quantités de matières initiales de fer II dans le bécher
ni(Fe2+) et de MnO4- versé à l’équivalence ne(MnO4-).
ni(Fe2+) - 5xmax= 0 donc xmax = ni(Fe2+)/5 et ne(MnO4-) - xmax= 0 donc xmax = ne(MnO4-)
donc ni(Fe2+) / 5 = ne(MnO4-)
ou encore
5.ni(Fe2+) = ne(MnO4-)
4° Pour réaliser le dosage on dissout une masse m = 10,0 g du produit anti-mousse dans de l'eau distillée de façon
à obtenir un volume Vo= 100,0 mL de solution S0.
On dose un volume V = 20,0 mL de cette solution par une solution de permanganate de potassium, KMn04 de
concentration C1 = 0,020 mol/L Le volume versé à l'équivalence vaut Veq = 20,0 mL.
a) Donner l'expression littérale de la concentration en ions Fe2+ de la solution S0.
La concentration en ions fer II dans la solution So est la même que celle des 20mL que l’on dose.
Dans les 20 mL on trouve ni(Fe2+) = 5.ne(MnO4-) = 5.C1.Veq
[Fe2+] = ni(Fe2+)/V
d’où [Fe2+] = 5.C1.Veq /V
b) Calculer la quantité d'ions Fe2+ contenue dans S0.
n(Fe2+) = [Fe2+].Vo
d’où n(Fe2+) = 5.C1.Veq .Vo/V
2+
A.N. : n(Fe ) = 5. 0,020.20.10-3.0,1/0,02 = 1,0.10-2 mol
c) En déduire le pourcentage massique en fer du produit anti-mousse.
La masse de fer contenu dans 10 mL de solution S0 est donc m0 = 10-2 * 56 = 0,56 g . Or , la solution S a été
préparée à partir de 10 g d'anti-mousse . Le pourcentage massique d’anti-mousse est donc (0,56/10).100 = 5,6%
Exercice II : Dosage du dioxyde de soufre dans un vin :
La donnée ayant le moins de chiffres significatifs est Ve (soit deux chiffres significatifs). On donnera donc les
résultats en écriture scientifique avec deux chiffres significatifs.
Pour éviter l’oxydation du vin, les viticulteurs ajoutent du dioxyde de soufre au moût de raisin ou au vin. La teneur
en dioxyde de soufre dans un vin est limitée par la loi française à 210 mg/L. Le protocole officiel du dosage de
SO2 dans le vin impose l’utilisation d’une solution titrante de diiode S’de concentration C’ = (1/128) mol/L : On
prélève un volume V = 25,0 mL de vin, auxquels on ajoute de l'acide sulfurique. On dose cet échantillon à l’aide de
S’. Le volume versé à l’équivalence est Ve = 6,2mL. Le diiode est de couleur brune. Tous les autres constituants
sont incolores. Le vin a été au préalable décoloré avec du carbone en fine poudre (noir animal)
1° Etablir les demi-équations électroniques des couples mis en jeu.
I2 + 2e- = 2ISO2 + 2H2O = SO42- + 4H+ + 2e2° Ecrire l’équation bilan de la réaction de dosage
SO2(aq) + I2(aq) + 2H2O(l) = SO42-(aq) + 2I-(aq) + 4H+(aq)
3° Indiquer de manière très précise comment l’expérimentateur repère l’équivalence.
Avant l’équivalence le diode versé réagit avec le SO4. La solution dans le bécher est incolore.
Après l’équivalence, le diiode est versé en excès. L’équivalence se repère par l’apparition de la couleur brune dans
le bécher.
4° Déterminer la quantité de diode versé à l’équivalence
ne(I2) = [I2].Ve ne(I2) = (1/128).6,2.10-3
ne(I2) = 4,8.10-5mol
5° Construire le tableau d’évolution à l’équivalence
avancement
SO2(aq)
I2(aq)
X=0
ni(SO2)
4,8.10-5mol
X
ni(SO2) – x
4,8.10-5 - x
xmax
ni(SO2) - xmax = 0
4,8.10-5 - xmax = 0
Xmax = 4,8.10-5mol
ni(SO2) = 4,8.10-5mol
H2O(l)
Solvant
Solvant
solvant
SO42-(aq)
0
x
xmax
I-(aq)
0
2x
2xmax
H+(aq)
excès
Excès
excès
6° Déterminer la concentration en dioxyde de soufre dans le vin testé.
[SO2] = n(SO2)/V
[SO2] = 4,8.10-5/(25.10-3)
[SO2] = 1,9.10-3 mol/L
7° Cette concentration est-elle conforme à la loi ?
m(SO2) = n(SO2).M(SO2)
m(SO2) = 1,9.10-3.64 = 0,123g = 1,2.102mg
Le vin est conforme à la loi.
Excice III : Dosage d'une solution de dioxyde de soufre :
Le dioxyde de soufre SO2 est un gaz soluble dans l'eau. C’est un polluant important provenant essentiellement de
la combustion du fioul et du charbon (centrales thermiques, moteurs Diesel, chaudières industrielles ou
domestiques). Au contact de l’humidité de l’air, il se transforme en acide sulfurique et est responsable des pluies
acides causes de la dégradation des bâtiments et du dépérissement des forêts. De l’eau en contact avec les
fumées d’une cheminée industrielle peut permettre d’obtenir du SO2 en solution. On cherche à doser cette
solution.
SO2 a un caractère réducteur et appartient au couple oxydoréducteur SO42-/SO2.
On dose une solution de dioxyde de soufre avec une solution de permanganate de potassium
( couple MnO4- /Mn2+ ).
1° Exprimer les demi équations des couples oxydo-réducteurs
MnO4- + 5e- + 8H+
= Mn2+ + 4H2O
SO2 +2H2O
= SO42- + 2e- + 4H+
2° En déduire l'équation globale de la réaction du dosage.
2MnO4-(aq) + 5SO2 (aq) + 2H2O = 2Mn2+(aq) + 5SO42-(aq) + 4H+(aq)
3° On dose un volume VS = 20,0 mL de solution de dioxyde de soufre de concentration CS par une solution de
permanganate de concentration CP = 4,00.10-3 mol.L-1.
a) Que met-on dans la burette ? dans le bécher ?
On place dans le bécher les 20 mL de la solution de SO2 à doser ainsi que le barreau aimanté. Dans la burette
graduée, on place le réactif titrant c’est à dire la solution de KMnO4 acidifiée.
b) Quel changement d'aspect permet de repérer l'équivalence VPE ?
La réaction du SO2 avec le permanganate est immédiate. Avant l’équivalence, le permanganate est l’espèce en
défaut. Il disparaît donc entièrement. On observe donc la décoloration de la solution de permanganate versé dans
le bécher. Après l’équivalence, le permanganate a été versé en excès, la solution dans le bécher devient violette.
On parle de dosage colorimétrique. Le permanganate est souvent utilisé dans les dosages car le point d’équivalence
est facilement repérable et le permanganate a un pouvoir oxydant important.
4° Construire un tableau d’évolution et montrer que l'on a la
A l’équivalence
état
avancement
MnO4SO2
initial
x=0
Cp.VpE
CsVs
En
x
Cp.VpE - 2x
CsVs - 5x
cours
final
xmax
Cp.VpE - 2xmax=0
CsVs - 5xmax =0
Cp.VpE - 2xmax = 0 et CsVs - 5xmax = 0
d’où xmax = Cp.VpE /2 = CsVs /5 d’où
Cs = 5.Cp.VpE /(2Vs)
relation CS = 5.Cp.VpE /(2Vs)
H2O
solvant
Solvant
Mn2+
0
2x
SO420
5x
H+
0
4x
solvant
2xmax
5xmax
4 xmax
5° L'équivalence tombe à VPE = 16,0 mL. En déduire la concentration de la solution de SO2.
C = 8.10-3 mol/L
Correction exercice de spécialité : avril 2006
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extrait du bac Polynésie 2005.
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1. A propos du protocole
1.1. (0,25pt) On utiliserait une fiole jaugée de 200 mL.
La dissolution du comprimé aura lieu dans cette fiole.
1.2. (0,25pt) Pour prélever V2 = 20,0 mL, on utiliserait une pipette jaugée.
2.1. Avant l'équivalence
2.1.a) (0,5pt) Avant l'équivalence, les ions argent Ag+ apportés sont totalement consommés. Ils n'interviennent
pas dans l'expression de σ1. Les ions nitrate apportés sont spectateurs, ils interviennent dans l'expression de σ1.
Le comprimé d'Adriaril® contient des ions sodium, potassium, chlorure, citrate, gluconate.
Tous les ions sont en solution aqueuse, la notation (aq) n'est pas indiquée pour alléger l'expression.
σ1 = λ(Na+).[Na+] + λ(K+).[K+] + λ(Cl–).[Cl–] + λ(Ci3–).[Ci3–] + λ(gluc–).[gluc–] + λ(NO3–).[NO3–]
2.1.b) (0,5pt) Les ions chlorure sont consommés, [Cl–] diminue;
Les ions NO3– sont apportés sans être consommés, [NO3–] augmente.
Si on néglige les variations de volume, on peut considérer que les concentrations des autres ions ne varient
pas.
σ1 = λ(Na+).[Na+] + λ(K+).[K+] + λ(Ci3–).[Ci3–] + λ(gluc–).[gluc–] + λ(Cl–).[Cl–]+ λ(NO3–).[NO3–]
B
fait intervenir les ions:
Na+ , K+ , Ci3– , gluc–
D1
fait intervenir les ions:
Cl– et NO3–
2.1.c) (0,5pt) Dans le milieu réactionnel, on peut considérer que pour chaque Cl – consommé, il est apporté un
NO3– . Or λ(Cl–) > λ(NO3–) (légèrement), donc la conductivité σ1 diminue légèrement avant l'équivalence.
2.2. Après l'équivalence:
2.2.a) (0,5pt) Les ions Cl– ont été totalement consommés. Ils ne jouent aucun rôle sur σ2.
Les ions Ag+ ajoutés ne réagissent plus, ils s'accumulent en solution.
σ2 = λ(Na+).[Na+] + λ(K+).[K+] + λ(Ci3–).[Ci3–] + λ(gluc–).[gluc–] + λ(Ag+).[Ag+]+ λ(NO3–).[NO3–]
2.2.b) (0,5pt) Il n'y a plus de réaction au delà de l'équivalence, les ions apportés par la solution de nitrate
d'argent voient leur concentration augmenter.
Si on néglige les variations de volume, on peut considérer que les concentrations des autres ions ne varient
pas.
σ2 = λ(Na+).[Na+] + λ(K+).[K+] + λ(Ci3–).[Ci3–] + λ(gluc–).[gluc–] + λ(Ag+).[Ag+]+ λ(NO3–).[NO3–]
B
fait intervenir les ions:
Na+ , K+ , Ci3– , gluc–
D2
fait intervenir les ions:
Ag+ et NO3–
2.2.c) (0,5pt) [Ag+] et [NO3–] augmentent donc le terme D2 contribue nettement à l'augmentation de σ2.
3. Exploitation:
3.1. (0,25pt) On trace deux droites moyennes suivant l'évolution de σ. Le point d'intersection de ces droites a
pour abscisse VE (volume équivalent). Il est nécessaire de rendre avec la copie le graphique avec les deux
droites tracée sinon vous perdez un certain nombre de points On lit VE = 13,5 mL.
3.2. (0,5pt) À l'équivalence, les ions Ag+ et Cl– ont été introduits dans les proportions stœchiométriques,
soit nAg + versée = nCl − initiale
C×VE = CS×VS
soit
CS =
CS =
3.3. (0,5pt) mexp = n×MCl = CS×V×MCl
mexp = 2,87×10–2 × 200×10–3 × 35,5
mexp = 204 mg
3.4. (0,25pt) erreur relative (en %) =
C × VE
VS
4,25 × 10−2 × 13,5
= 2,87×10–2 mol.L–1
20,0
Le sachet a été dissous dans un volume V = 200 mL
Pour ce calcul, on a utilisé la valeur non arrondie de CS
204 − 210
× 100 = 3,0 %
210
Calcul effectué avec la valeur non arrondie de mexp.
L'indication portée sur l'étiquette est correcte, les 3% d'erreur peuvent être attribués à une mauvaise lecture de
VE .
C
himie organique
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Ex 1 : Identifier les différentes fonctions ou groupes caractéristiques présents dans les molécules suivantes :
Vitamine A (rétinol)
Vitamine B5
OH
OH
NH
HO
O
O
OH
Vitamine A : cette molécule est insaturée car elle possède 5 doubles liaisons. On a donc la fonction alcène.
De plus on trouve un groupement hydroxyle en bout de chaîne caractéristique des alcools primaires.
Vitamine B5 : 2 fonctions alcools (2 groupes hydroxyles) ; une fonction cétone (groupe carboxyle en milieu de chaîne ; fonction amine ;
fonction acide carboxylique (groupe carboxyle)
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Ex 2 :
1° Donner les formules brutes des molécules suivantes. Repérer les isomères éventuels.
2° Repérer les groupes fonctionnels et notamment les groupes hydroxyle dans les molécules suivantes.
Préciser la classe des alcools correspondant.
Le glucose ou
Glycérol
Hydroxynérol
Hydroxylinalol
2,3,4,5,6-pentahydroxyhexanal (constituant des graisses)
3,7-diméthylocto-2-ène-1,7-diol 2,6-diméthyloct-7-ène-2,6-diol
(présent dans les fruits)
(présent dans les vins vieux)
(présent dans les vins vieux)
OH
OH
O
HO
HO
OH
OH
HO
OH HO
OH
OH
OH
Le glucose
Glycérol
Hydroxynérol
Hydroxylinalol
C6H12O6
une fonction alcool primaire,
4 fonctions alcool secondaire,
un fonction aldéhyde
C3H8O3
2 fonctions alcool primaire
1 fonction alcool secondaire
C10H20O2
C10H20O2
deux fonction alcool (1 primaire, deux fonction alcool tertiaires) ;
1 tertiaire) ; une fonction alcène une fonction alcène
Hydroxynérol et Hydroxylinalol sont deux isomères car ils ont même formule brute mais des formules développées différentes.
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Ex 3 :
L’arôme de tomate est principalement dû à la molécule : CH3 - (CH2)2 – CH = CH –CHO
L’arôme des chanterelles est principalement dû à la molécule : CH3 – (CH2)3 – CH = CH – CO – CH3
1° Quels groupes caractéristiques possèdent ces deux molécules ?
CH3 - (CH2)2 – CH = CH –CHO : groupe carbonyle situé en bout de chaînecarbonée caractéristique des aldéhydes.
CH3 – (CH2)3 – CH = CH – CO – CH3 : groupe carbonyle situé en milkieu de chaîne carbonée caractéristique des cétones.
2° Représenter les stéréoisomères E des ces deux molécules en écriture topologique.
O
O
3° Donner la formule des deux alcools qui par oxydation peuvent donner ces deux espèces. Préciser leur classe.
CH3 - (CH2)2 – CH = CH –COH (alcool primaire : hex-2-ène–1-ol )
CH3 – (CH2)3 – CH = CH – CHOH – CH3 (alcool secondaire : hex-3-ène–2-ol )
4° Ces molécules peuvent-elles être oxydées en acide carboxylique ? Si oui préciser la formule semi-développée de l’acide en question.
Seul l’aldéhyde peut s’oxyder en un alcool carboxylique. On obtient alors CH3 - (CH2)2 – CH = CH –COOH (acide hex-2ènoïque)
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Ex 4 : 1° Le benzène est une molécules cyclique de formule C6H6 comportant des doubles liaisons.
Elle a la particularité contrairement au cyclohexane (C6H12) d’être une molécule plane.
Dessiner les formules topologiques de ces deux molécules.
CH2 CH
n
2° Voici le motif du polystyrène (PS). Dessiner son monomère
1°
Benzène :
2°
cyclohexane :
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Ex 5 : Les cucurbitacées : Les espèces A,B,C,D et E ci-dessous participent à l’arôme de certains melons ou concombres :
A(melon)
B(concombre)
C(melon d’eau)
D(melon)
E(concombre)
OH
OH
O
O
O
1° Sagit-il de molécules saturées ou insaturées ? Préciser la nature Z ou E des doubles liaisons.
Toutes ces molécules présentent des doubles liaisons carbone-carbone. Se sont donc des molécules insaturées sur lesquels des réaction
d’addition peuvent avoir lieu.
2° Quels groupes caractéristiques porte chacune de espèces ci-dessus ?
A(groupe hydroxyle -OH caractéristique des alcools) ; B( 2 groupes hydroxyle -OH caractéristique des alcools) ;
C, D et E (groupe carbonyle =O en fin de chaîne caractéristique des aldéhydes)
3° Comment peut-on passer de A à D ? Par une oxydation ménagée (on passe ainsi de la fonction alcool à la fonction aldéhyde).
4° a) Quel arôme présente-t-il ? Par oxydation de B on obtient E
b) Pourquoi le permanganate doit-il être en défaut ? Quelle molécule obtiendrait-on alors ? dessiner sa formule topologique.
Il faut que l’oxydant ne soit pas en excès sinon l’aldéhyde alors formé s’oxyde en acide carboxylique.
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Ex 6 :
1°
Donner la formule semi-développée du (Z)-hex-3-ène.
2° Le (Z)-hex-3-ène réagit avec le fluorure d’hydrogène. Quelle molécule obtient-on ?
La molécule d’hexène est insaturée(elle présente une double liaison). Le fluorure d’hydrogène vient s’additionner sur la double liaison.
On obtient le 3-fluorohexane (dérivé halogéné) : CH3 – CH2 - CHF – CH2 – CH2 – CH3
F
3° La molécule obtenue au 2° réagit avec l’eau. Quelle molécule obtient-on alors ?
Le dérivé halogéné se transforme en un alcool (l’atome de fluor étant remplacé par un groupe hydroxyle –OH).
On obtient l’hexan-3-ol : CH3 – CH2 - CHOH – CH2 – CH2 – CH3
OH
L’hexan-3-ol peut alors être oxydé en hexanone (CH3 – CH2 - CO – CH2 – CH2 – CH3)
4° Reprendre les questions précédentes en partant du propène. Attention il y a maintenant plusieurs possibilités.
Cette molécule peut alors être oxydée. Quel est le produite de cette oxydation.
le propène CH2 = CH - CH3 ne présente pas d’isomérie Z ou E. C’est un composé insaturé qui peut subir une réaction d’addition.
(Addition d’un acide halogéné par exemple)
Contrairement au cas précédent, l’addition de HF sur le propène donne 2 possibilités : 1-fluoropropane et le 2-fluoropropane
On obtient ensuite 2 alcools différents : propan-1-ol (alcool primaire) et le propan-2-ol (alcool secondaire)
CH2 = CH - CH3 + HF → F – CH2 – CH2 –CH3
ou bien
CH2 = CH - CH3 + HF → CH3 – CHF –CH3
Réaction avec H2O : Le fluoropropane est un composé saturé (pas de double liaison). On aura donc une réaction de substitution avec H2O : Il y a
substitution de l’halogène par le groupe hydroxyle –OH.
F – CH2 – CH2 –CH3 + H2O → HO - CH2 – CH2 –CH3 + FH
ou bien CH3 – CHF –CH3 + H2O → CH3 – CHOH –CH3 + FH
Si l‘on effectue une oxydation ménagée sur ces alcools on obtient :
HO - CH2 – CH2 –CH3 + oxydant → CH3 – CH2 – CH =O + réducteur
On obtient du propanal
ou bien
CH3 – CHOH –CH3 + oxydant → CH3 – CO – CH3 + réducteur
On obtient de la propanone
Le propanal lui peut alors être oxydé en acide propanoïque si l’oxydant est en excès :
CH3 – CH2 – CHO + oxydant → CH3-CH2 -COOH
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Energies de réaction
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Ex 1 :
(Toutes les espèces chimiques seront considérées à l’état gazeux)
1° Déterminer l’énergie de réaction Er de la combustion de la propanone dans le dioxygène. (Toutes les espèces chimiques
seront considérées à l’état gazeux)
CH3-CO-CH3(g) + 4O2(g) = 3CO2(g) + 3H2O(g)
Er = (6DC-H + 2DC-C + DC=O + 4DO=O) – (6DO-H + 6DC=O)
Er = (6.410 + 2.348 + 708 + 4.494) – ( 6.460 + 6.795)
Er = 5840 – 7530
Er = - 1690 kJ/mol
Le système chimique perd de l'énergie (signe moins). La réaction est exothermique.
2° La propanone réagit avec le dihydrogène pour donner du propan-2-ol (réduction). Calculer Er.
Cette réaction demande-t-elle de l’énergie ou en dégage-t-elle ?
CH3-CO-CH3(g) + H2(g) = CH3-CHOH-CH3(g)
Er = (6DC-H + 2DC-C + DC=O + DH-H) – (7DC-H + 2DC-C + DO-H + DC-O)
Er = (6.410 + 2.348 + 708 + 432) – (7.410+2.348+460+356)
Er = 4296 – 4382
Er = -86 kJ/mol
La réaction est exothermique.
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Ex 2 : Peut-on inventer un moteur dont le carburant serait de l’eau ?
La réaction possible avec l'eau est 2H2O(g) = O2(g) + 2H2(g)
Regardons si cette réaction dégage de l'énergie :
Er = 4.DO-H – (DO=O + 2DH-H)
Er = 4.460 – (494+2.432)
Er = 1840 -1358
Er = +482 kJ/mol
La réaction absorbe de l'énergie. Pour pouvoir la réaliser il faudra fournir de l'énergie ce qui est bien le problème des moteurs
à hydrogène qui ne pollue pas puisqu'ils rejettent de l'eau uniquement (réaction dans le sens inverse)
Il faut en effet produire H2 ce qui demande de l'énergie et est alors source de pollution. On ne fait ainsi que déplacer le
problème. La réaction est endothermique.
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Ex 3 : Le reformage catalytique permet d’améliorer l’indice d’octane des essences : ainsi l’isomérisation de l’heptane C7H16
fournit le 2,4-diméthylpentane ; sa cyclisation donne du méthylcyclohexane et du dihydrogène.
1° Etablir les équation bilan des deux réaction précédentes.
Il faut écrire en formule semi-développée
2° calculer leur énergie de réaction. Sont-elles exothermiques, endothermiques ou athermiques ?
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 = CH3-CH(CH3)-CH2-CH(CH3)-CH2-CH3
On constate que se sont exactement les même liaisons mais disposées de manière différente.
Le méthylcyclohexane est un cycle à 6 carbones avec un groupement méthyle sur un des carbones
C7H16 = C7H14+ H2
Er = 2.DC-H – (DH-H + DC-C)
Er = 2.410 – (432+348)
Er = +40 kJ/mol La réaction est endothermique.
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Ex 4 : On appelle énergie molaire de fusion de l’eau Ef = 6kJ/mol, l’énergie mise en jeu lors de la transformation physique
suivante : H2O(s) = H2O(l)
On assimile la calotte glaciaire antarctique actuelle à un cylindre de rayon R = 2200 km et de hauteur h = 2,5 km. La masse
volumique de la glace est de 917 kg/m3, celle de l’eau de 1000 kg/m3. Rayon terrestre = 6400km
1° Déterminer la masse de glace correspondante.
Travaillons dans les unités du système international.
Volume de la glace = 3,14.(2,2.106)².2500 = 3,8.1016 m3.
masse = 917.3,8.1016 = 3,5.1019 kg
2° Déterminer l’énergie thermique nécessaire à la fusion de cette calotte.
Cherchons la quantité de matière de H2O
n(H2O) = m(H2O)/M(H2O)
Attention à transformer la masse en g car M est en g/mol
n(H2O) = 3,5.1022/18
n(H2O) = 1,93.1021 mol
Energie pour la fusion de la glace = 6. 1,93.1021= 1,16.1022 kJ
3° La Terre est modélisée par une sphère de rayon 6371km et la surface des océans représente 71% de la surface terrestre.
Calculer la hausse du niveau marin liée à la fonte totale de cette calotte.
Surface de la sphère = 4.π.R² avs R = rayon Terrestre = 3400 km
Volume supplémentaire : 4.π.R².h avec h la hauteur d'eau supplémentaire
Comme les mères ne représentent que 71% de la surface on a 0,71.4.π.R².h
On écrit donc 0,71.4.π.R².h = 3,8.1016 m3.
Calculons la hauteur d'eau supplémentaire h = 3,8.1016/( 0,71.4.π.R²)
h = 104 m
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