C c 5 Masses atomiques molaires en g. mol H 1,0 C 12,0 Jfrrfb- Coi -î 0 16,0 Li 6,9 Sn 119 I 127 Cl 35,5 N 14,0 Exercice n°l Les ions nitrite NCV^q) sont incolores en solution aqueuse. Pour les doser dans une solution aqueuse, on peut, après prélèvement d'un échantillon de 1,0 m L de solution, ajouter 1 m L de réactif de Griess. L a solution se colore alors en rose, ce qui permet d'effectuer un dosage colorimétrique. L a mesure de l'absorbance de la solution obtenue se fait grâce à un spectrophotomètre qui a été réglé sur la longueur d'onde X = 520 nm. On réalise cette opération pour doser les ions nitrite dans un aquarium et on mesure une absorbance A = 0,15. Des solutions étalons, préparées dans les mêmes conditions ont permis d'obtenir le graphe A = f(t) représenté ci-dessous, où t est la concentration massique en ions nitrite dans l'échantillon prélevé. A 0,3 0,25 0,2 0,15 0.1 0,05 10 a) b) c) d) La La La La 15 20 25 30 35 40 longueur d'onde choisie correspond à un minimum d'absorption de la solution. solution obtenue avec le réactif de Griess n 'absorbe pas le rouge. concentration massique en ions nitrite est environ égale à 23 mg.L' . concentration molaire en ions nitrite dans l'aquarium est égale à 0,50 mol.W'. 1 45 t (mg/L) Exercice n°2 Le diiode l2( ) réagit avec le métal zinc Zn( ). L a transformation qui se produit est modélisée par l'équation chimique : 2» 2(aq) + Zn( ) = Zn (aq) + 21 (aq) On plonge une lame de zinc dans un volume V = 20,0 m L de solution de diiode à la concentration molaire en soluté apporté c = 2,00* 10~ m o l . L . A intervalles de temps réguliers, on prélève V = l , 0 0 m L de milieu réactionnel, que l'on dose par une solution de thiosulfate de sodium aq S S 0 0 (2Na ( ) +S Oj" + a? 2 (o?) 2 -1 ) à la concentration ci = 1,00><10 m o l . L . 3 1 L a réaction de dosage a pour équation chimique : 2 S 2 3 0 (ag) + I 2(. a q ) S 4 6" 0 ( a ? ) + 2 7 ^) Le volume nécessaire à l'obtention de l'équivalence est noté V j . a) La quantité initiale de diiode est no - 0,400 mmol. b) La quantité n de diiode présente dans chaque prélèvement est donnée par la relation :n _ Les résultats des différents dosages permettent de tracer la courbe de la figure 1. Figure 1 Vi ( mL) 500 1000 c) A t = 900 s, la quantité n de diiode présente est égale à 2,5*10' d) Le temps de demi-réaction est environ égal à 180 secondes. 1500 mmol. cV, '-ri Exercice n°3 On mélange un volume V i = 1,00 m L d'une solution aqueuse de permanganate de potassium ( K ( ) + Mn04"(aq)) de concentration molaire en soluté apporté cy = 9,50* 10" mol.L" , acidifiée par de l'acide sulfurique, à un volume V d'une solution aqueuse d'acide oxalique H 2 C 2 0 4 ( ) de concentration molaire en soluté apporté Q . L a réaction mise en jeu est lente et considérée comme totale. L a transformation qui se produit est modélisée par l'équation chimique : + aq 4 1 2 a q 2 Mn0 "(aq) + 5 H C 2 0 4 ( a q ) + 6 H 4 2 + ( a q) = 2 Mn 2 + ( a q ) + 10 C 0 2 ( a q ) + 8 H 0 i) 2 ( Toutes les espèces chimiques intervenant dans cette réaction sont incolores, sauf l'ion permanganate. a) Dans la réaction étudiée l'acide oxalique a été réduit. A une longueur d'onde appropriée, on suit son évolution à l'aide d'un spectrophotomètre relié à un ordinateur, en mesurant l'absorbance A du mélange réactionnel en fonction du temps (courbe suivante). T Absorbance temps ( s ) 100 ' 200 300 400 b) La vitesse de la réaction est maximale à l'instant initial (t = 0 s). c) Le réactif limitant est l'ion permanganate. d) // s'est formé 950 x]0' mol d'ion Mn dans l'état final. 9 2+ 500 Exercice n°&f Le jaune d'alizarine est un indicateur coloré dont le pKa est égal à 11. Sa forme acide a une teinte jaune, sa forme basique une teinte rouge. On a représenté ci-dessous la formule topologique d'une des formes présentes dans une solution de cet indicateur coloré. a) b) c) d) La forme représentée ci-dessus possède une fonction carboxylate. A pH = 8, une solution de jaune d'alizarine est rouge. L'ion représenté ci-dessus correspond à la forme acide de l'indicateur coloré. La masse molaire de la forme représentée ci-dessus est égale à 286 g.moV'. Exercice n ° | p On réalise une solution d'acide chlorhydrique (H3Û + C L ( ) ) en dissolvant un volume Vo = 1,0 L de chlorure d'hydrogène gazeux HCl( ) dans de l'eau pure. L e volume final de la solution 1 est V j = 1,0 L . L a réaction de dissolution est totale. + aq g Données : Volume molaire des gaz dans les conditions de l'expérience : V = 25 L . m o L ; log 0,04 = - 1,4; 10" = 8.10 . m 2J a) La concentration molaire en ions HjO + 3 est égale à 1,0 mol.L' . 1 b) Le pH de la solution 1 est pHi = 1,4. A partir de la solution 1, on veut préparer une solution 2 de pH égal à pRi = 2,1. c) On doit diluer la solution 1 au cinquième. d) La dilution s'effectue dans une fiole jaugée. : 1 E X E R C I C E fc» De nombreux produits ménagers de nettoyage sont formulés à partir de solutions aqueuses ammoniacales. L'ammoniac est un gaz de formule brute NH . 3 11-1Ecrire le schéma de Lewis de la molécule d'ammoniac. 11-2La molécule d'ammoniac est polaire. Le montrer en plaçant sur sa représentation spatiale de Cram du document réponse les charges partielles 5" et 8 . + Le composé NH est très soluble dans l'eau. Une solution aqueuse d'ammoniaque est le siège d'un équilibre entre NH^,) qui, par réaction avec l'eau forme son acide conjugué : l'ion ammonium N H / . Le pK du couple NH 7NH vaut 9,2. 3 a 4 3 11-3Rappeler l'expression littérale de la constante Ka du couple NH 7NH puis donner s a valeur numérique. 11-4Etablir le diagramme de prédominance du couple NH 7NH sur une échelle de pH. 11-6Ecrire sous forme d'équation-bilan l'équilibre acido-basique né de la réaction entre NH^a,) et l'eau. 4 4 3 3 Une solution ammoniacale S a été obtenue en dissolvant de l'ammoniac dans 200,0 mL d'eau pure. Le pH initialement mesuré vaut pH = 10,94. 11-6- Identifier l'espèce prédominante dans la solution (hors solvant). On se propose de réaliser le dosage de cette solution par un acide fort : l'acide chlorhydrique ( H 0 * + Cl'). On dispose à cet effet d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration : CHCI = 3,0.10"' mo/.L' . Le suivi de ce dosage est effectué parallèlement par conductjmétrie et pH-métrie. 3 1 La réaction acido-basique support du dosage est considérée comme totale : NH + H 0 -> NH * + H 0. 3 3 + 4 2 Les points expérimentaux obtenus en mesurant la conductivité en fonction du volume d'acide chlorhydrique versé a = f(V«;i ) sont portés sur le graphique ci-dessous. Suivi conductimétrique o* (BiS.cn?" ) 21 1 18 15 -I 12 9 6 3 • 10 II-7- • 30 20 40 50 V ( m L ) 60 Déterminer le volume équivalent du titrage 11-8- Calculer la concentration en ammoniaque C de la solution S N H 3 11-9Compléter les 4 cases * d e s dans ,'extrait du tableau de suivi du dosage. Données : Conductivités ioniques molaires • H H O>35,0.10- S./7rW M N r V ) = 7.35.10* S . r o W ^(HO-) = 1 9 , 8 . i O - S . m W ^ ( C | - ) = 7,63.10- S.m .moA Elecfronégatjvités : (H) = 2,2, y (N) = 3 0 Produit ionique de l'eau : «e = 1 0 " 3 3 1 1 3 3 x 1 2 1 Exercice n ° 0 On a préparé une solution notée Si en dissolvant une masse m; = 0,945 g d'acide monochloroéthanoïque dans l'eau. L e volume de solution, après dissolution totale, est égal à V i = 1,00 L . L e p¥L de cette solution vaut pH\ 2,5. L a concentration molaire en soluté apporté en acide monochloroéthanoïque dans cette solution Si est notée c;. On a préparé une solution d'acide chlorhydrique notée S en dissolvant 22,4 m L de chlorure d'hydrogène gazeux dans l'eau. L e volume de solution après dissolution totale est égal à V = 100 m L . Le pH de cette solution vaut /?H = 2,0. L a concentration molaire en soluté apporté en acide chlorhydrique dans cette solution S est notée 2 2 2 2 Données : volume molaire dans les conditions de l'expérience V = 22,4 L.mol M Formule semidéveloppée Formule brute acide monochloroéthanoïque // Masse molaire (g.mor ) 1 O CH —C CICH COOH 94,5 2 2 1 \ Cl OH O ion monochloroéthanoate CH —C CICH COO 2 2 1 ci S o- a) D'après Bronsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs b) Les deux concentrations molaires en soluté apporté sont égales : Cj = C2- électron(s). L a transformation chimique, entre chacun des deux acides et l'eau, peut être modélisée par l'équation générale : AH ( a q ) + H 0 i) = H 0 + A 2 ( 3 On appelle X\t x le taux d'avancement final transformations donnant les solutions Si e t S . + ( a q ) de chacune des deux réactions associées aux 2 2 • .. c) Les deux taux d'avancement sont égaux : T; = z". d) Dans l'eau, l'acide monochloroéthanoïque est moins dissocié en ions que l'acide 2 chlorhydrique. Exercice n° , 2 On désire étudier la sélectivité d'un catalyseur. Pour cela, on considère deux réactions totales, mettant en œuvre un réactif unique, l'éthanol, mis en présence de deux catalyseurs différents. Réaction 1 : le passage de vapeurs d'éthanol C H O H sur du cuivre C u pression de 1 bar, conduit à la formation de vapeurs d'éthanal C 2 H 0 . 2 5 ( g ) 4 (s) chauffé à 280°C, sous une (g) Réaction 2 : le passage de vapeurs d'éthanol sur de l'alumine A1 0 ( ) chauffée à 400°C, sous une pression de 1 bar, conduit à la formation du gaz éthylène C2H ). 2 3 S 4(g Données : éthanol : T = 78°C ; éthanol liquide de densité : d « 0,8 ; masse volumique de l'eau : u. u = 1,00* 10 g.L* e b 3 ea a) b) c) d) Pour la réaction 2, il s'agit de catalyse homogène. Lors de la formation de l ethanal, l'alcool subit une réduction. Le cuivre favorise la réaction de déshydratation. Lors de la réaction 1, la mise en œuvre de 4,6 L d'éthanol liquide conduit à la formation de 80 mol de gaz dihydrogène. Exercice n° °> Tr^^ToSS^^ . P S S S o n ,• 1 , ^ l'électrolvse d'une solution aqueuse de chlorure de ' « S . de 3,55 V e, une intensité de 45 k A . L a lors de la réaction d'électrdyse es, modélisée par fénuatton ch.m.que : r\ S 2 cr Donnée : a) b) c d) 1 ( a q ) + 1 Faraday : F ~ l , 0 x l 0 5 pffprtnp 2 H 0 i ) = Cl g) 2 ( 2( + H g) + 2 HO 2( ( a q ) Cmof . 1 Parmi les réactifs, l'eau est l'oxydant. Le dichlore se dégage à l'anode. ,„•,>-, j L M„ La réaction peut également servir à produire de l hydroxyde de sodiumSi le rendement était de 100%, il faudrait une énergie d environ égale a 2,0x10 tonne de dichlore. m 10 J pour proauire Exercice n°ll? On considère la liste des molécules de formules topologiques suivantes : E Données : Masses molaires en g.mol" : M (éthanol) = 60 ; M ( F ) = 102. Masse volumique de l'éthanol : 0,80 g.cm" 1 3 a) Le nom de la molécule B est méthanoate d'éthyle. Il existe deux méthodes pour préparer le composé F à partir des réactifs présents dans la liste. Dans ces deux méthodes les proportions des réactifs sont équimolaires et la température est la même. L a première méthode (méthode n ° l ) conduit à un rendement de 60% et i l faut attendre plusieurs jours pour que l'avancement n'évolue plus. L a seconde méthode (méthode n°2) conduit à un rendement de 90% au bout de quelques heures. Dans la méthode n° 1 : b) La transformation chimique ayant lieu fait intervenir les réactifs C et D. c) A partir de 300 mL d'alcool, il se forme environ 4 g de produit F. Dans la méthode n°2 : d) La transformation chimique ayant lieu se traduit par l'équation de réaction : E + C = F + D. 0~ : auijaoBia} BJ IUBIU3DUO3 saauuoQ mbij u n Î S 3 aupjOTUï B J <uo lSS3 . i d op p oitmuodiuo, op S W i q B q suompuoo '3JOTCOUI io xnoimq soj e<J 8 I C I 3 opoo su Après lavage, séchage et distillation, une masse m = 8,22 g d'hexan-2-ol est obtenue. 1 . a . Écrire l ' é q u a t i o n d e la réaction entre l'eau et l'hex-1-ène. b À quelle catégorie de réactions appartient-elle? c. Q u e l l e modification d e structure s ' e s t produite a u cours de cette réaction? 2 . Les spectres IR d e l'hex-1-ène et du produit obtenu sont donnés c i - d e s s o u s . C o m m e n t permettent-ils d e vérifier que l'alcène de départ a été hydraté? 100 5. L'hexan-2-ol est-il chiral? Si oui, donner la represrtion de C r a m d e ses deux énantiomères. 6. Déterminer le rendement de cette synthèse. Données : densité de l'hex-1 -ène : d = 0,67 ; fiche n° 11 B, p. 594. Hydratation du chloral fcmiiUiJJHg rédiger. Extraire des informations; raisonner; modél s^-- L'hydrate d e chloral e s t encore utilisé c o m m e s e dans certains pays. Il e s t o b t e n u par h y d r a t a t : milieu acide du chloral selon la réaction d'équation : CI3C H I ci c H-O-H -c=o 3 H I -C-C l o- 4 000 2 000 3 000 1 500 1 000 Nombre d'ondes a (cm ') 1 . a . À quelle catégorie de réactions appartient-elle" b. Q u e l l e modification d e structure s'est prodi. :f cours d e cette réaction? 2 . Le spectre IR du produit obtenu est donné ci-dessa tTransmittance (%) 100 100 4 000 3 000 4 000 2 000 3 000 2 000 1 500 1 000 Nombre d'ondes a (cm ) 1 500 1 000 Nombre d'ondes c -1 3. Le mécanisme réactionnel de l'hydratation d e l'hex-1ène est donné ci-dessous : a. Montrer qu'il permet de vérifier que le chlora ; hydraté. b. C o m b i e n observera-t-on d e signaux dans le S : T de R M N de l'hydrate de chloral. Quelle sera leu plicité? Le mécanisme réactionnel correspondant à cette tation est donné ci-dessous : r -C = C- H I I H H C H —C - CH, I H + H 4 H- O - H l C H -C-CH, l H © C H - C - CH l H 4 9 3 9 + H - O - H 4 9 (1) (2) ICU H _ I I _ ICI-C-C=O + H ~ I l CL i ICU H - I I © I C I - C - C = O - I ~ I igi ^© H- O- H I C H - C - CH 4 9 I IO-H I (3) 3 C H —C —CH 4 9 3 CI3C H I -C = Q - H + H - O - H H H Pour les étapes (1) et (2) : s. Identifier les sites donneurs et accepteurs de doublet d'électrons dans les réactifs. b Recopier l'équation, puis représenter, par d e s flèches c o u r b e s , le m o u v e m e n t d e s doublets d'électrons permettant d'expliquer la formation et la rupture de liaisons observées. c. Représenter la flèche courbe qui permet d'expliquer la rupture de liaison qui a lieu lors de l'étape (3). 4. Q u e l est le rôle joué par les ions hydrogène apportés par l'acide sulfurique? 3161 H I —> _ C L C - C - C I© ~ H-O-H H I O-H Cl C -C I© H-O^H 3 3. Pour l'étape (1) : a. Identifier les sites donneurs et accepteurs de 3 3 d'électrons dans les réactifs, b Recopier l'équation, puis représenter, par des courbes, le mouvement des doublets d ' é l e c t r o : quant la formation et la rupture d e s liaisons obse; r