doc - Ecole Européenne de Strasbourg

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2012
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DATE: 12 juin 2012
DURÉE DE L'EXAMEN :
3 heures (180 minutes)
MATÉRIEL AUTORISÉ :
Calculatrice non graphique et non programmable.
REMARQUES :
 Choisir deux questions A et deux questions B.
 Indiquer les questions choisies en marquant d’une croix les cases
appropriées sur le formulaire fourni.
 Utiliser des feuilles d’examen différentes pour chaque question.
CHIMIE

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2012: CHIMIE
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Question A1
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Points
a)
À 25oC, le pH d’une solution aqueuse A1 d’ammoniac, NH3(aq) , à la
concentration de 1,00 x 10-1 mol dm-3 (mol L-1) vaut 11,1.
i. Écrivez l’équation de la réaction de l’ammoniac avec l’eau.
2 points
ii. Calculez la concentration molaire des trois espèces chimiques
majoritaires (excepté l’eau) présentes dans la solution A1.
3 points
iii. Déduisez la valeur de la constante d’acidité, Ka, du couple
NH4+(aq)/NH3(aq) et montrez que la valeur du pKa de ce couple est égale
à 9,2.
4 points
b)
On ajoute du chlorure d’ammonium solide, NH4Cl(s), à 1,00 dm3 (L) de la
solution A1.
On considère que le volume de la solution ne varie pas.
Le pH de la solution B1 ainsi obtenue est égal à 9,2.
Comparez les concentrations molaires, [NH4+(aq)] et [NH3(aq)], dans la
solution B1. Justifiez votre réponse.
2 points
c)
On ajoute les mêmes quantités de chlorure d’ammonium solide à des volumes
identiques des solutions A1 et B1. On obtient ainsi les solutions A2 et B2.
Le volume des deux solutions reste constant.
i. Pour chacune des solutions A1 et B1, indiquez, en l’expliquant, si l’on doit
s’attendre à une augmentation ou à une diminution du pH lors de
l’addition du chlorure d’ammonium.
2 points
Le pH de l’une des solutions varie de 0,1 unité et celui de l’autre varie de 1,3
unité.
ii. Dans chaque cas, précisez la solution concernée et expliquez la différence
de variation de pH observée.
2 points
d)
On dispose dans un laboratoire des quatre solutions suivantes, toutes à la
concentration de 1,00 x 10-1 mol dm-3 (mol L-1) :
W : une solution aqueuse d’acide chlorhydrique, HCl(aq).
X : une solution aqueuse d’acide méthanoïque, HCOOH(aq).
Y : une solution aqueuse de méthanoate de sodium, NaHCOO(aq).
Z : une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium, NaOH(aq).
En utilisant certaines solutions choisies parmi W, X, Y et Z, décrivez deux
méthodes différentes permettant de préparer 30,0 cm3 (mL) d’une solution
tampon à pH 3,7 à 25°C.
On donne: pKa de l’acide méthanoïque à 25°C: 3,7.
4 points

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Question A1
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Points
e)
Le graphique ci-dessous représente la variation de pH lors de l’addition
progressive d’un volume Va d’une solution d’acide chlorhydrique, HCl(aq),
2,00 x 10-1 mol dm-3 (mol L-1) à 40,0 cm3 (mL) d’une solution d’une base faible
monoprotique, B, de concentration inconnue à 25°C.
pH
Va / cm3(mL)
À partir du graphique:
i. Déterminez le pH au point d’équivalence.
1 point
ii. Calculez la concentration initiale de la solution de base faible, B.
3 points
iii. Calculez le pKb de la base B.
2 points
On donne: pKe (ou pKw) de l’eau à 25oC: 14,0.

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2012: CHIMIE
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Question A2
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Points
a)
Les piles à combustible produisent de l’énergie électrique à partir de réactions
chimiques.
Le schéma ci-dessous représente une pile à combustible.
H2(g) O2(g)
H2O(l)
KOH(aq)
Dans cette pile, l’hydrogène, H2(g), réagit à une électrode, tandis que
l’oxygène, O2(g), réagit à l’autre électrode.
Les deux électrodes sont séparées par une solution aqueuse d’hydroxyde de
potassium, KOH(aq).
Les électrodes sont inertes et perméables aux gaz.
On donne:
Les potentiels standard d’électrode des deux couples concernés.
Couples
Eθ / V
O2(g) / OH–(aq)
+ 0,40
H2O(l) / H2(g)
− 0,83
i. Expliquez la polarité des électrodes, telle qu’elle est indiquée sur le
schéma.
2 points
ii. Écrivez les demi-équations des réactions qui se produisent aux
électrodes et l’équation-bilan de la réaction actionnant la pile.
3 points
iii. Calculez la force électromotrice (f.e.m.) de cette pile fonctionnant dans
les conditions standard.
1 point

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Question A2
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Points
b)
L’hydrogène utilisé dans une pile à combustible peut être obtenu par
reformage à la vapeur du méthane, CH4(g), selon l’équation:
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g)
i. Déterminez les nombres d’oxydation de chacun des éléments figurant
dans cette équation.
3 points
ii. À l’aide des nombres d’oxydation expliquez que la réaction de
reformage à la vapeur du méthane est une réaction redox et identifiez
l’agent oxydant et l’agent réducteur.
2 points
c)
L’hydrogène peut aussi être obtenu par électrolyse de l’eau.
i. Écrivez la demi-équation de la réaction qui se produit à l’électrode
négative lors de l’électrolyse de l’eau.
1 point
ii. Calculez le volume d’hydrogène gazeux qui serait formé, à 25°C et 1,01
x 105 Pa, lors de l’électrolyse de l’eau pendant 12 heures sous un
courant d’intensité de 12,0 A.
3 points
On donne:
Volume molaire d’un gaz à 25°C et 1,01 x 105 Pa : 24,5 dm3 mol-1 (L mol-1).
1 Faraday : 9,65 x 104 C mol-1.
d)
Parmi les méthodes alternatives de production de l’hydrogène figurent le cycle
de l’oxyde de cérium et le cycle de l’oxyde de fer.
Dans le cycle de l’oxyde de cérium, les deux réactions qui ont lieu peuvent
être représentées par les équations (non pondérées):
CeO2(s) → Ce2O3(s) + O2(g)
Ce2O3(s) + H2O(g) → CeO2(s) + H2(g)
i. Pondérez (équilibrez) ces deux équations et formulez l’équation-bilan
de la réaction qui a lieu au cours de ce cycle.
3 points
Un cycle analogue existe pour le système Fe3O4(s) / FeO(s).
ii. Écrivez les équations de la formation de l’oxygène aux dépens de
Fe3O4(s) et de l’hydrogène à partir de FeO(s) et de H2O(g).
4 points