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Épreuve de CHIMIE
Nom :
No :
Examen 1, Décembre 2013
Classe : 1SA – 1SB
Durée : 100 min
 L’usage d’une calculatrice programmable est interdit
 Ce sujet comporte 3 pages numérotées de 1/3 à 3/3
Premier exercice (10 points)
Suivi d’une réaction lente
On
étudie
la
réaction
par l'ion permanganate MnO
d'oxydation
−
4 (aq)
de
l'acide
oxalique
HOOC–COOH
(solution
incolore)
en milieu acide (solution de couleur violette).
Le suivi de la réaction est réalisé par un enregistrement spectrophotométrique.
Partie A : Préparation de la solution de permanganate de potassium
On dispose d'une solution mère de concentration : c 0 = 1,00 × 10-2 mol.L-1 et du matériel suivant :
- béchers de 75 mL, 150 mL ;
- pipettes jaugées de 5 mL, 10 mL, 20 mL ;
- éprouvette graduée de 50 mL, 125 mL ;
- fiole jaugée de 50 mL, 100 mL, 250 mL ;
- erlenmeyer de 250 mL.
Décrire, en précisant le matériel utilisé, le protocole à suivre pour préparer 50,0 mL de solution
aqueuse de permanganate de potassium de concentration c 1 = 2,00 × 10-3 mol.L-1.
Partie B : Réaction d’oxydoréduction
La réaction d'oxydation de l'acide oxalique HOOC–COOH par l'ion permanganate MnO −4
(aq)
en milieu
acide est une réaction d’oxydoréduction.
L'équation de la réaction entre les ions permanganate et l'acide oxalique est :
2 MnO 4 – (aq) + 5 H 2 C 2 O 4 (aq) + 6 H+ (aq)
10 CO 2 (aq) + 2 Mn2+ (aq) + 8 H 2 O (l)
On mélange V 1 = 20,0 mL de la solution aqueuse de permanganate de potassium de concentration
molaire apportée c 1 , acidifiée par de l'acide sulfurique, à V 2 = 20,0 mL d'une solution aqueuse d'acide
oxalique de concentration molaire apportée c 2 = 5,00 × 10 -2 mol.L-1.
Le volume total du mélange réactionnel est V = 40,0 mL.
1. Calculer, à l’instant t = 0 s
1.1 La quantité de matière n 1 d'ions permanganate.
1.2 La quantité de matière n 2 d'acide oxalique.
2. Dresser un tableau d’avancement dans lequel figure les trois états : initial, intermédiaire et
final.
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Épreuve de CHIMIE
N.B. : dans les conditions de l’expérience, l’ion H+ est en excès. On ne renseignera donc pas la
colonne relative à cet ion dans le tableau d’avancement.
3. Déterminer le réactif limitant.
4. Les ions Mn2+ (aq) ne colorent pas le milieu réactionnel.
Préciser comment va évoluer la couleur du mélange lorsque la transformation se déroule.
Partie C : Suivi spectrophotométrique
La transformation chimique supposée totale étant lente, on peut suivre son évolution par
spectrophotométrie. On mesure l'absorbance A du mélange réactionnel placé dans la cuve du
spectrophotomètre.
1. Identifier l'espèce chimique principalement responsable de l'absorbance A de la solution.
2. Établir la relation entre l’avancement x de la réaction, la concentration en ions permanganate
[MnO −4 ] t dans le mélange, le volume V du mélange réactionnel, et la quantité n 1 .
3. Dans les conditions de l'expérience, l’absorbance A est proportionnelle à la valeur de la
concentration des ions permanganate, tel que : A(t) = 2000 [MnO −4 ] t .
Déduire de la relation établie en 2. que l’avancement x est lié à l’absorbance A par la relation :
x (t) = 10–5 (2 – A(t)) (mol)
4. Par des logiciels appropriés, on obtient la courbe A = f(t) ci-dessous :
A
2,0
1,5
0
200
400
600
800
1000
1200
t (s)
Absorbance en fonction du temps: A = f(t)
Retrouver, à l’aide de la courbe ci-dessus, la nature du réactif limitant.
5. On refait l'expérience en modifiant uniquement la concentration molaire apportée de la solution
d'acide oxalique : c 2 = 2,50 × 10 –3 mol.L-1.
5.1 Calculer la nouvelle quantité de matière initiale d'acide oxalique.
5.2 En déduire le réactif limitant.
5.3 Déterminer la valeur de l'absorbance finale.
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Deuxième exercice (10 points)
Électrochimie
Épreuve de CHIMIE
Les parties A et B sont indépendantes
Partie A : Classification électrochimique
On donne les équations, non équilibrées, des réactions d’oxydoréduction naturelles suivantes :
a- Hg2+ (aq) + Ag (s) → Hg (s) + Ag+ (aq)
b- Hg2+ (aq) + Cu (s) → Hg (s) + Cu2+ (aq)
c- Hg (s) + Au3+ (aq) → Hg2+ (aq) + Au (s)
d- Ag+ (aq) + Cu (s) → Ag (s) + Cu2+ (aq)
1.
2.
3.
4.
Expliquer l’expression : « des réactions d’oxydoréduction naturelles ».
Équilibrer les équations des réactions données.
Écrire les couples oxydant/réducteur intervenant dans ces réactions.
Établir, en donnant toutes les explications nécessaires, une classification électrochimique
qualitative des couples oxydant/réducteur intervenant dans ces réactions.
5. Indiquer, parmi ces espèces, l’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.
Partie B : Réaction entre un cation métallique et un métal
Dans 100 ml d’eau pure, on introduit :
• 0,10 mol d’ions Cu2+ (aq)
• 0,010 mol de métal zinc (Zn) solide
• 0,010 mol de métal fer (Fe) solide.
1. Les réactions d’oxydoréduction qui peuvent se produire sont modélisées par les équations cidessous :
Equation 1: Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
Equation 2: Cu2+ (aq) + Fe (s) → Cu (s) + Fe2+ (aq)
1.1 Identifier le réactif oxydé et le réactif réduit dans chacune des deux réactions mentionnées
ci-dessus.
1.2 Écrire les couples oxydant/réducteur qui interviennent dans ces deux réactions.
1.3 Écrire les demi-équations d’oxydation et de réduction.
2. Déterminer la nature du réactif limitant dans chacune des réactions.
3. Calculer la quantité de matière transformée des ions cuivre II.
4. Déduire les concentrations finales de tous les cations métalliques présents dans la solution.
5. Calculer la masse du métal cuivre recueilli. M (Cu) = 64 g.mol-1.
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