correction chimie

La transformation d’un système chimique est-elle toujours rapide ?
1- Qu’est- ce qu’un oxydant ? un réducteur ? une oxydation ? une réduction ?
Oxydant = Espèce susceptible de capter un électron
Réducteur = Espèce susceptible de céder un électron
Oxydation = perte d’électrons Réduction = gain d’électrons
2- Ecrire la demi équation électronique correspondant au couple Ox / red. Application dans le cas du
couple MnO4 -/ Mn 2+.
Ox + n e- = red
MnO4 (aq) + 8 H (aq) + 5 e-(aq) = Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
-
+
3- Qu’est ce qu’une réaction d’oxydoréduction. Ecrire l’équation de la réaction entre les ions MnO 4 - du
couple MnO4 -/ Mn 2+ et entre les ions Fe2+ du couple Fe 3+ / Fe2+
Une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre 2 couples
MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e-(aq) = Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
(X 5) Fe2+ (aq) = Fe3+(aq) + eMnO4-(aq) + 5 Fe2+(aq) + 8 H+(aq) = Mn2+(aq) + 5 Fe3+(aq) + 4 H2O (l)
4- Qu’est-ce qu’un facteur cinétique ? Citer trois facteurs cinétiques ?
Comment doit-on faire pour rendre une transformation plus rapide ?
facteur cinétique = grandeur qui influe sur la durée d’une transformation trois
facteurs cinétiques = température , concentration initiale des réactifs, catalyseur.
transformation plus rapide = si température est plus élevée ou et si la
concentration initiale des réactifs est plus grande ou et si la concentration en
catalyseur est plus grande .
5- Quel procédé utilise t-on en chimie pour stopper ou ralentir une transformation chimique ? En quoi
consiste ce procédé ? quel est le but de cette opération ?
On effectue une trempe = Consiste à refroidir brutalement un mélange
réactionnel afin de bloquer la transformation chimique.
6- Donner l’allure de l’évolution de l’avancement d’une réaction en fonction du temps dans le cas ou la
transformation est totale et dans le cas ou elle ne l’est pas. Quelle sont les caractéristiques de ces
courbes ?
Les différentes courbes croissent de 0 à xf quand t tend vers l’infini et présente
une asymptote d’équation x = xf
7- Définir la vitesse volumique de réaction ? indiquer la signification de chaque terme et les unités.
La vitesse volumique de réaction v(t) à la date t est égale au coefficient directeur
de la tangente à la courbe x= f(t) à cet instant t, divisé par le volume V du
mélange réactionnel, soit :
V(t) en mol.L -1.s-1
dx
1
V(t) =
V dt V en litre dx en mol L-1
dt
8- Comment évolue le coefficient directeur de la tangente à la courbe x = f(t) au cours du temps.
Il diminue
9- Quelle est l’évolution générale de la vitesse volumique de réaction au cours d’une transformation
chimique ?
La vitesse volumique de réaction diminue au cours du temps jusqu’à s’annuler pour
un temps infini
10- Comment à partir des facteurs cinétiques peut-on justifier l’évolution de la vitesse volumique de
réaction au cours d’une transformation chimique ?
Au cours de la transformation les réactifs sont consommés leur concentration
diminue (facteur cinétique ) donc la vitesse diminue
11- Définir le temps de demi-réaction
t ½ = Durée au bout de laquelle l’avancement x est égal à la moitié de l’avancement
final xf
12- Un photomètre dans la zone du spectre de l’eau vers 520 nm correspondant au vert permet la
mesure d’une première intensité lumineuse I 0 . La même mesure pour la même longueur d’onde
mais pour le spectre du permanganate de potassium donne une intensité I. Défini r
l’absorbance A de la solution colorée. Que signifie A = 1 ?
On définit L’absorbance A de la solution colorée la grandeur sans dimension
définie par
A = log ( I 0 / I )
Si A = 1 cela veut dire que le rapport I 0 / I = 10 la solution colorée ne laisse
passer que 1/10 de l’intensité lumineuse.
13- Pourquoi doit- on toujours utiliser une deuxième cuve contenant le solvant et les espèces
autre que celle à étudiée (cette solution s’appelle un « blanc » )?
Pour que la baisse de luminosité ne provienne que de l’espèce colorée à analyser.
14- Quelles sont les grandeurs d’influence de l’absorbance d’une solution colorée ?
La nature de la solution
longueur d’onde
épaisseur de solution
concentration de la solution
température
15- Quelle relation existe t-il entre la couleur d’une solution et son spectre d’absorption ?
la couleur d’une solution résulte de la superposition des radiations non
absorbées.
16- Enoncer la loi de Beer – Lambert. En quoi consiste l’étalonnage d’un spectrophotomètre ?
relation entre A et la concentration C de la solution diluée.
pour une longueur d’onde  donnée et pour des solutions colorées peu
concentrées
A=K.C
L’appareil mesure A. Pour en déduire C colorant , il faut donc déterminer la
valeur de K et donc étalonner l’appareil.
17- A quelle condition peut –on considérer que la réaction entre deux entités chimiques est lieu ?
il faut que le choc soit efficace
18- De quoi dépend la vitesse d’une transformation chimique ?
La vitesse d’une transformation chimique dépend donc du nombre de chocs
efficace par unité de temps.
19- lorsque la température d’un milieu réactionnel augmente la vitesse de la réaction chimique
augmente également. Proposer une interprétation microscopique de ce résultat.
Lorsqu’on élève la température l’agitation des molécules et leur vitesse
augmentent ce qui accroît la probabilité des chocs et leur efficacité (Ec
augmente) donc la vitesse de la réaction augmente
20- lorsqu’on augmente la concentration des réactifs la vitesse de la réaction augmente
également. Proposer une interprétation microscopique de ce résultat.
Lorsqu’on augmente la concentration des réactifs, on augmente le nombre total
de chocs par unité de temps et donc le nombre de chocs efficaces par unité de
temps. la vitesse de la réaction augmente
La transformation d’un système chimique est-elle toujours totale ?
21- Définir un acide selon Bronsted. L’acide éthanoïque est un acide selon Bronsted justifier cette
affirmation en écrivant la demi-équation formelle. En déduire le couple acide / base correspondant
Entité capable de perdre un proton AH = A- + H+
CH3CO2 H = CH3CO2- + H + Couple CH 3CO2 H / CH3CO 222- Dans quel couple peut-on considérer l’eau comme une base selon Bronsted.
Couple H 3O+ / H2O
H 2O + H+ = H3O+
23- Ecrire l’équation de la réaction entre l’acide éthanoïque et la soude. Donner la définition d’une
réaction acido-basique.
CH3CO2H + HO-  CH3CO2- + H2 O
Interaction entre deux couples où intervient un transfert de protons.
24- Donner la définition du pH d’une solution. Préciser la limite supérieure pour la concentration en
ions oxonium au delà de laquelle la définition précédente n’est plus applicable ? comment varie les
grandeurs pH et [H3O+] ?
pH = - log [H3 O + ] ou [H3O + ] = 10 -pH en mol.L-1
Relation applicable uniquement si [H 3 O + ] <5.10 -2 mol.L -1
Les deux grandeurs varient en sens contraire.
25- Quel est le pH d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration C = 5.10-3 mol.L-1
HCl + H2 O  H3 O ++ Cl C = [H3O + ]
pH = - log [H3 O + ] = - log 5.10 -3 = 2,3
26- Calculer la concentration molaire en ions oxonium d’une solution d’acide éthanoïque de pH = 3,4
pH = 3,4
donc [H 3O+ ] = 10 -pH = 10 -3,4 = 4,0 10 -4 mol.L-1
27- Définir le taux d’avancement final d’une transformation chimique.
Il indique quelle fraction du réactif
limitant a réagi effectivement lors de
la transformation
28- On considère une solution d’acide méthanoïque HCO 2 H dans l’eau de volvic (pH = 7,0)
préparée en dissolvant 1,00 .10 - 2 mol d’acide pur dans un litre de solution. La mesure du
pH de cette solution est pH = 2,9.Ecrire l’équation bilan de la réaction qui se produit puis
à l’aide d’un tableau descriptif de l’évolution du système calculer le taux d’avancement
final. Conclure. Comment peut on augmenter le taux d’avancement final de cette
transformation ?
avancement
E.I.
En cours de
transformation
E.F. si la
transformation
était totale
E.F. réel
HCO 2 H(aq)
+
=
bcp
X =0
0,010
X
0,010 - X
Xmax =
0,010 - Xmax
0,010 – Xf
0.010 – 1,3.10
8,7 . 10 - 3
Xf =
H 2O
-3
HCO2 (aq)
+
H 3O+
0
0
bcp
X
X
bcp
Xmax
Xmax
bcp
Xf = 1,3. 10
-3
Xf = 1,3.10
-3
L’eau est en excès Xmax = 0,010 mol
[H 3 O+ ] = 10 - pH = 10 - 2,9 = 1,3 . 10 - 3 mol. L -1 or d’après le tableau descriptif
[H 3 O+ ] = Xf /V d’où Xf = 1,3 . 10 - 3 * 1 = 1,3 . 10 - 3 mol
 = 1,3 . 10 - 3 /0,010 = 13 % transformation limitée.
Plus la concentration initiale est faible plus le taux d’avancement augmente, et
plus la réaction est avancée dans le sens direct.
29- Quelle relation lie la conductance G et la conductivité  d’une solution. Préciser les
unités.
G = .S/L = K 
G en Siemens (S)  en S m-1
30- Quelle est l’expression de la conductivité  d’une solution ionique diluée contenant des
ions Xi à la concentration [Xi] de conductivité molaire ionique  i.
=

[Xi]. 0i
31- Donner les expressions des quotients de réaction Qr :
CH3COOH (aq) + H2 O (l) = CH3COO- (aq) + H3O +
Cu2+ (aq) + 2 HO - (aq) = Cu(OH) 2 (s)
3CO2 ] . [H3O ]
Qr1 = [CH[CH
CO H]
3
Qr3 =
2
(aq)
1
[Cu2] . [HO-] 2
32- Donner l’expression de la constante d’équilibre K = Qr,eq pour l’équation sui vante :
a A (aq) + b B (aq) = c C (aq) + d D (aq). De quoi dépend la constante d’équilibre ?
c
d
a
b
[C]eq x [D]eq
K=
[A]eq x [B]eq
Pour une équation donnée la constante Ke ne dépend que de la température
33- De quoi dépend l'état final d'une transformation chimique ?
L'état final d'une transformation chimique dépend de la constante d'équilibre
K et de l'état initial du système (c).
34- On dispose de v= 100 mL de solution aqueuse d’acide éthanoïque de concentration
apportée C = 5,0.10 -3 mol.L -1 . la conductivité de la solution est  = 1,3 .10 -2 S.m -1 .On
donne les conductivités molaires ioniques à 25 °C :  (H3 O + ) = 35,0  10 -3 S.m 2 mol -1 ;
 (CH3 COO - ) = 4,09  10-3 S.m2 mol -1 ;
A partir de l’équation de la réaction qui se produit lors de l’introduction de l’acide dans
l’eau et d’un tableau d’avancement déterminer la concentration [H 3 O +] eq et le taux
d’avancement final de la réaction.
E.I. ( mol)
En cours de
transformation.( mol)
avancement
AH (aq)
0
n(AH, initial)
bcp
0
0
x
n(AH, initial)-x
bcq
x
x
+ H2O(l)
A- (aq) + H3O+(aq)
=
On en déduit [H3O+] = [CH3CO2-] = x/V
 = [cation].0(cation) + [anion ].0(anion)
A- et H3O + sont les deux seuls ions de la solution ; sa conductivité s'écrit donc :
 = [H3 O+ ]eq . 0(H3O+) + [A- ]eq . 0(A-)
Comme [H3 O+ ]eq = [CH 3CO2- ]eq
 = [0(CH3CO2 -) + 0(H3O+)].[H3O+ ]eq
1,3.102
=
=0,33 mol.m-3
3
3
35,0.10 4,09.10
[H3O+]eq = 3,3 . 10-4 mol.L-1
E.F si totale
xmax = cv
( mol )
xeq
xeq
xeq
[ H 3O  ]eq
v
=
et donc



xmax cv
c
c
0

bcp
[ H 3O  ]eq
cv
cv
=3,3 . 10-4/5,0 . 10-3 = 6,6 %
c
35- Ecrire la réaction d’autoprotolyse de l’eau. Définir le produit ionique de l’eau. Donner sa valeur
à 25°C ainsi que la valeur du pKe. En déduire la concentration en ions [H3O+] et [HO-]
H2O(l) = H3 O+ aq + HO- aq
Ke = [H 3O+ ]eq . [HO - ]eq
Ke = 1,0 . 10 -14 à 25°C pKe=-log Ke = 14
[H3 O+ ]eq = [HO - ]eq = 1,0 . 10 -7 mol.L-1
36- Soit le couple acido-basique HA(aq) / A - (aq) . Ecrire l’équation permettant de définir la
constante d’acidité K A su couple. Donner l’expression du K A ainsi que les relations liant K A
et pK A
KA =
HA(aq) +H2 O (l) = A-(aq) + H3 O+ (aq)
[A]eq.[H3O]eq
[HA]eq
pKA = - log KA
ou
KA = 10
– pKA
37- Déterminer à 25°C le pK A du couple H2O(l) / HO - (aq)
H2O (l) +H2O (l) = HO- (aq) + H3O +(aq)
KA = Ke = [H3O + ]eq . [HO - ]eq = 1,0 . 10 -14
pKA=-log KA = 14
38- Soit les couples acido-basique HA 1 (aq) / A 1 - (aq) et HA 2 (aq) / A 2 - (aq) caractérisés par les
constantes d’acidité KA 1 et KA 2 . Déterminer la constante d’équilibre K associée à la
réaction entre l’acide HA 1 (aq) et la base A 2 - (aq).
KA1 =
[A1]eq.[H3O]eq
KA2 =
[HA1]eq
HA 1 (aq) + A2 - (aq)
K=
[A1]eq [HA2]eq
[HA1]eq [A ]
2 eq
=
[HA 2]eq
A1 - (aq) + HA 2 (aq)
[A1]eq.[H3O]eq
=
[A2]eq.[H3O]eq
[HA1]eq
[HA 2]eq
[A2]eq.[H3O]eq
=
K A1
K A2
39- On considère un acide HA de concentration apportée C. Déterminer l’expression de  en
fonction du pH de la solution et de la concentration C. Donner l’expression de la constante
d’acidité KA en fonction de C et [H3O+] eq
Équation
E.I. ( mol)
E.F.effectif.
(mol)
E.F. ( mol)
Si totale.
HA(aq) +H2O
(l)
avancement
AH (aq)
0
C
bcp
xeq
x
C - eq
bcp
xeq
C - xmax =0
bcp
V
V
+
= A -(aq) + H3 O+(aq)
H2O (l)
=
A-
(aq)
+
H3O + (aq)
0
0
x eq
V
xmax
V
x eq
V
xmax
V
x
D’après le tableau d’avancement [H3O + ]eq = eq et C - xmax =0 d’où C = xmax
V
V
x eq
[ H3O]eq
x eq
1,0.10pH
V

=
=
=
x max x max
C
C
V
V
La constante d’équilibre de la réaction est :
[ H3O]eq2
[ A- ]eq x [ H3O]eq
KA =
=
[ AH ]eq
C - [ H3O ]eq
40- A quelle condition peut-on comparer la force de deux acides ?
Si ils ont la même concentration
41- Pour deux acides ayant la même concentration dans quel cas l’acide HA1 est plus fort que
l’acide HA2
Si pH1 <pH2 ou 1>2 ou KA1>KA2 ou pKA1<pKA2
42- Considérons le couple acide base A(aq)/B(aq). Donner l’expression de du pH en fonction du pKA
,et des concentrations [B] et [A]. Dessiner alors le diagramme de prédominance pour ce couple.
PH = pK A + log
[B ]
[A]
[A]=[B]
pH
[A]>[B]
pKA
[A]<[B]
43- Dessiner le diagramme de prédominance dans le cas d’un indicateur coloré en précisant
sa zone de virage.
Symbolisons par HInd et Ind - les espèces acide et basique d’un indicateur coloré
couple Hind / Ind –
l’indicateur présente sa « teinte sensible », résultat de la superposition de ses
teintes acide et basique dans la zone appelée zone de virage de l’indicateur.
44- Donner l’allure du diagramme de distribution du couple acide éthanoïque / ion étha noate
dont le pK A = 4,7 à 25°C
L’intersection des deux graphe correspond à pH = pKA puisque [B] = [ A]
45- Donner la définition de l’équivalence d’un dosage.
L’équivalence d’un titrage est définie par le changement de réactif limitant . Les
quantités de matière de réactif titrant et de réactif titré sont alors nulles. Le
volume de solution titrante ajoutée est alors appelé volume équivalent noté V E
46- Dans un volume V A = 20,0 mL de solution d’acide éthanoïque, de concentration apportée
C A = 10,0 mmol.L -1 contenue dans un bécher, on verse progressivement une solution de
soude de concentration C B = 20,0 mmol.L -1 contenue dans une burette graduée. A l’aide
d’un tableau descriptif de l’évolution du système exprimer le volume V E de soude versée à
l’équivalence et le calculer.
Équation de la
réaction
CH 3 CO2 H(aq)
Quantité de matière dans
l’état initial (mol)
Quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
Quantité de matière dans
l’état final (mol)
HO - (aq)
+
n (HO
n(CH 3 CO 2 H, initial)
n (HO
n(CH 3 CO 2 H , initial) - x final
-
H2O
, versé)
0
*
, versé) - x
x
*
, versé) - x final
x final
*
n (HO
n(CH 3 CO 2 H, initial) - x
-
= CH 3 CO 2 - (aq) +
-
Le volume de solution d’hydroxyde de sodium versé à l’équivalence est tel que :
n(CH3CO2 H , initial) - xfinal = 0
et
n(HO- , versé) - xfinal = 0
soit : n(CH3CO2H, initial) = n(HO -, versé à l’équivalence)
d’où
C A . V A = CB . VBE
VBE = C A . V A / CB = 10,0 mL
47- Pour le dosage précédent, dessiner sur le même graphique l’allure de la courbe pH = f(V B ).
ainsi que la courbe
d pH
=
dV
g(V B ). Quel intérêt présente l’allure de cette deuxième courbe.
Cette courbe traduit parfaitement l’évolution du coefficient directeur de la
tangente à la courbe précédente en fonction du volume V versé . Il s’agit donc
de la courbe dérivée dpH = g(V) : cette fonction dérivée passe par un extremum
dV
pour VB = V BE .Elle permet donc de déterminer le volume équivalent.
14
12
10
8
6
4
2
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16
48- Quel critère permet de choisir l’indicateur coloré adapté à un dosage ?
Il faut que la zone de virage de l’indicateur contienne le pH du point équivalent.
Dans ce cas l’indicateur change de couleur lors du passage à l’équivalence.
D’autre part dans cette zone une seule goutte de solution titrante permet un
saut de pH suffisant au changement de couleur de l’indicateur. Le repérage
de l’équivalence est alors précis.
Le sens d’évolution d’un système chimique peut-il être inversé ?
49- On considère le système chimique de volume V = 1,0 L constitué de 0,20 mol d’ions Fe2+(aq) 0,10
mol d’ions Fe3+(aq) et 0,20 mol d’ions Ag+(aq) et 2,0.10-2 mol d’argent métal. Ecrire l’équation de
la réacion d’oxydation des ions Fe2+ par les ions Ag+. La constante d’équilibre associée à cette
équation est K = 3,2 à 25°C. Indiquer le sens spontané d’évolution. Calculer l’avancement de la
réaction à l’équilibre et déduire la composition du système à l’équilibre.
Fe2+(aq) = Fe 3+(aq) + eAg+(aq) + e- = Ag(s)
Fe2+(aq) +Ag +(aq) =Fe3+(aq) +Ag(s)
010
10
Qr,i=
=
=10/4 = 2,5

2
[Ag ]i. [Fe ]i 020 020
10 10
[Fe3 ]i
K = 3,2 à 25°C puisque Qr,i < K le sens spontané de la transformation est le sens direct
donc le sens qui conduit à la formation d’argent solide
EI
EF effectif
Fe2+ (aq)
+
0,20
0,20 - xf
Ag + (aq)
=
0,20
0,20 - xf
Fe3+ (aq)
+
Ag (s )
0,10
0,10 + xf
2,0.10 -2
2,0.10 -2 + xf
0,10 + xf = 0,128 – 1,28 xf + 3,2 xf
3,2 xf 2 – 2,28 xf + 0,028 =0
xf = 1,25. 10
EI
EF effectif
-2
2
 = 4,84
 = 2,2
mol seule valeur acceptable car 0,7 mol >xmax.
Fe2+ (aq)
0,20
0,20 - xf
0,19 mol
+
Ag + (aq)
0,20
0,20 - xf
0,19 mol
=
Fe3+ (aq)
0,10
0,10 + xf
0,11 mol
+
Ag (s )
2,0.10 -2
2,0.10 -2 + xf
3,25 .10 -2 mol
50- On considère la pile électrochimique cuivre-zinc (les concentration des solutions
aqueuses sont égales à 1 mol.L -1 .Faire un schéma du circuit permettant de faire circuler
les électrons à l'extérieur de celle-ci à travers une résistance. Un ampèremètre branché
avec la borne d’entrée reliée à la lame de zinc indique un courant d’intensité I = 20 mA.
51- quel est le rôle du pont électrolytique ?
Le pont salin maintient l’électroneutralité des solutions d’électrolytes en permettant
les échanges ioniques entre le pont et les solutions dans lesquelles il plonge.
52- On considère la pile précédente. L’équation de la réaction associée à la tr ansformation ayant
lieu dans la pile est :Cu 2+ (aq) + Zn(s) = Zn 2+ (aq) + Cu(s). La constante d’équilibre, K,
associée à cette réaction est égale à 4.10 36 . montrer que la réaction a bien lieu dans le sens
direct de l’équation précédente
Le quotient de réaction dans l’état initial vaut : Q r, i =
dans l’état d’équilibre : Qr, éq. = K =
[Zn2+ ]éq .
[Cu2+ ]éq .
[Zn 2 ] i
[Cu 2 ] i
=1
et K = 4.10 36
Puisque Qr, i < K, l’application du critère d’évolution permet de conclure que le
système évolue dans le sens direct qui est bien celui qui a été observé.
53- Montrer que le sens de circulation des électrons satisfait au critère d’évolution spontané.
Dans le circuit extérieur, un courant électrique circule du cuivre au zinc.
Les électrons circulent du zinc vers le cuivre. Zn en libérant des électrons se
transforme en Zn 2+ Les électrons atteignent la plaque de cuivre et permettent la
réduction des ions Cu 2+ .Ces observations vérifient le critère d’évolution spontané
54- Comment qualifier une pile usée ?
Une pile usée qui ne peut plus débiter de courant I = 0A donc il n’y a plus de
transfert d’électrons la pile est à l’équilibre Qr,eq = K
55- Considérons la pile Cuivre – zinc . On fait fonctionner celle –ci à partir de la date t = 0 s .
Considérons la date t correspondant à un avancement de la réaction x < xf .
On donne : NA = 6,02 .10 23 mol-1 ; 1 F = 9,65 . 10 4 C. mol-1 ; e = 1,6 .10 -19 C. Déterminer le
nombre d’électrons N(e-) transférés en fonction de l’avancement de la réaction .Donner l’expression
de la quantité d’électricité Q débitée par le générateur pendant la durée t en fonction de
l’avancement .En déduire l’expression du courant I en fonction de l’avancement x et de t.
Les réactions aux électrodes sont Zn(s) = Zn2+(aq) + 2 e- . Pour un avancement x de
la réaction 2 x mol d’électrons ont été échangées soit N(e-) = 2 x NA
Q = | N(e-) .(-e) | = N(e-) .e = 2 x NA e ou F = NA e
Q=2xF
Q = I.t = 2 x F donc I = 2 x F / t
56- Qu’appelle t-on capacité de la pile ?
La quantité d’électricité maximale Qmax débitée par une pile est appelée
capacité de la pile elle est souvent exprimée en A.h .Pour déterminer Qmax, il est
nécessaire de déterminer le réactif limitant de la pile
57- Définir l’électrolyse, ainsi que l’anode et la cathode.
transformation chimique forcée, due à la circulation d’un courant débité par un
générateur de sens inverse à celui qui serait observé lorsque le système évolue
spontanément.
La transformation s'effectue dans le sens inverse de la transformation spontanée
observée quand la pile débite.
Anode, l'électrode où a lieu l'Oxydation (électrode d’argent)
Cathode, l'électrode où a lieu la Réduction (électrode de cuivre).
58- Dessiner le montage complet permettant de réaliser la charge et la décharge d’un accumulateur
Cu –Ag sachant que la tension à vide de la pile ainsi constituée est UagCu = 0,6V
On a réalisé un accumulateur, c’est à dire un générateur électrochimique
rechargeable
Pour chaque cycle deux phases se succèdent :
 La charge où l’accumulateur joue le rôle d’un électrolyseur alimenté par un
générateur continu extérieur (électrolyse)
 La décharge, où l’accumulateur joue le rôle d’un générateur ( pile)
Les réactions ayant lieu aux électrodes lors du fonctionnement de la pile
rechargée sont inverses de celles ayant eu lieu lors de l'électrolyse.
59- Donner l’expression de la quantité d’électricité Q ayant traversé le circuit pendant l’intervalle de
temps t lorsque l'intensité du courant continu est I. En déduire a) le nombre d’électron N(e-) ayant
circulé d’une électrode à l’autre pendant la durée t au cours de l’électrolyse b) Le nombre de mol
d’électrons correspondant.
Q= I .t
N (e  ) 
d'un électron).
I.t
e
où e est la charge élémentaire (valeur absolue de la charge
n( e  ) 
I.t
.
e.NA
Comment le chimiste contrôle t-il les transformations de la matière ?
60- Ecrire la formule générale d’un alcool, d’un acide carboxylique, d’un ester, d ’un anhydride
d’acide.
R-OH soit C n H2n+1 -OH alcool
R-COOH soit C nH2n+1 -COOH acide carboxylique
R-COO-R’ ester
R-COOCO-R’ anhydride d’acide
61- Dessiner les formules semi-développées des molécules suivantes : éthanol, proman-2-ol, acide
éthanoïque acide 3-méthylbutanoïque, éthanoate d’éthyle, méthanoate de propyle, anhydride
éthanoïque.
éthanol
proman-2-ol
acide éthanoïque
acide 3-méthylbutanoïque
éthanoate d’éthyle
méthanoate de propyle
anhydride éthanoïque
62- Définir une réaction d’estérification. Donner son équation et ses caractéristiques.
C’est la réaction qui se produit entre un acide carboxylique et un alcool on
obtient un ester et de l’eau
Réaction lente et limitée.
63- Définir une réaction d’hydrolyse . Donner son équation et ses caractéristiques
La réaction d’hydrolyse d’un ester se produit entre un ester et de l’eau et
donne un acide carboxylique et un alcool.
Réaction lente et limitée.
64- Définir le rendement d’une estérification
Le rendement  d’une estérification, est égal au
rapport :
nexp
=
nth
=
n exp
x max
nexp : représente la quantité de matière de produit réellement obtenue et l’on a
toujours n exp  x f
nth : représente la quantité de matière de produit que l’on pourrait obtenir
théoriquement en supposant l’avancement maximal de la transformation
Si
nexp = x f
Si
n exp < x f
xf
=  (taux d’avancement final)
x max
n exp
 =
<  (taux d’avancement final)
x max
 =
Le rendement est au plus égal au taux d’avancement final . Il lui est inférieur si :
- L’état d’équilibre n’est pas atteint
- Des manipulations successives entraînent une perte de produit ;
- L’un des réactifs ou l’un des produits peut participer à une réaction
concurrente…
 <1
65- Donner l’expression de la constante d’équilibre K = Qr,eq à partir de l’équation
d’estérification Acide + alcool = ester + eau. Quels moyens permettent de déplacer
l’équilibre dans le sens direct.
Attention : l’eau doit être prise en compte dans l’expression de K car elle
n’est pas considérée ici comme un simple solvant mais comme un réactif ou
un produit de réaction.
V = cte donc
Si l’on ajoute du réactif (acide ou alcool) ou si l’on élimine un produit (ester
ou eau ) au fur et à mesure de sa formation, le quotient de réaction va donc
diminué (dénominateur plus grand) ou numérateur plus petit ; donc Qr < K .
En application du critère d’évolution spontanée la réaction est avancée dans
le sens direct de l’écriture de l’équation.
66- Ecrire l’équation de la synthèse d’un ester à partir d’un anhydride d’acide. Indiquer les
caractéristiques de cette transformation
Réaction totale et rapide
avec l’anhydride acétique il n’y a pas de formation de molécule d’eau. La
réaction d’hydrolyse n’est donc pas possible ; ceci expliquant que la
transformation est totale dans le sens direct.
67- Définir l’hydrolyse basique ou saponification d’un ester. Ecrire l’équation correspondante
et donner ses caractéristiques.
Réaction totale et moyennement rapide
68- Donner la formule du propan-1,2,3-triol (glycérol).Donner la formule générale d’un triester
69- Ecrire l’équation de la réaction associée à la transformation chimique correspondant à la
synthèse d’un savon à partir d’un triester. Identifier les espèces formées
70- En quoi consiste l’opération de relargage dans la synthèse d’un savon .
L’ajout d’eau salée au mélange réactionnel favorise la précipitation des
carboxylates de sodium à longues chaînes dont la solubilité est donc diminuée en
présence d’ions Na+. Cette opération se nomme relargage
Le but du relargage est d’améliorer le rendement de la synthèse du savon à l’état
solide
71- schématiser une particule de savon et indiquer ses propriétés permettant d’expliq uer son
mode d’action.
Les ions carboxylates RCOO - présents dans les savons comprennent deux
parties:
un groupe carboxylate COOun groupe alkyle R
Le groupe carboxylate est un groupe
polaire il s ‘entoure très facilement
de molécules d’eau polaires. Il est
hydrophile. Il n’a en revanche aucune
affinité pour les chaines carbonées
présentes dans les graisses il est
lipophobe.
Inversement le groupe alkyle est lipophile et hydrophobe.
Les parties lipophiles sont solubles dans les graisses, elles peuvent donc
s’enfoncer dans les taches d’huile et les retirer du tissu en leur faisant
adopter une forme souvent sphérique appelée micelle. Les gouttelettes
d’huile se retrouvent alors enfermées dans un film polaire soluble dans l’eau
et sont donc solubilisées.
72- Définir un catalyseur. Quels sont les différents types de catalyses
Les catalyseurs permettent d’accélérer notablement une réaction chimique sans
apparaître dans l’équation bilan de la réaction.
Catalyse homogène : lorsque le catalyseur et les réactifs constituent un milieu
homogène (1seule phase)
Catalyse hétérogène : lorsque le catalyseur et les réactifs ne sont pas dans la même
phase
Catalyse enzymatique : cas particulier de catalyse homogène où le catalyseur est une
enzyme (protéine élaborée par les systèmes vivants).