Examen en chimie générale II (CHICO 1160B), septembre 2006

Examen en chimie générale II: Partie A
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Examen en chimie générale II (CHICO 1160B), septembre 2006
Partie A : Introduction à la chimie inorganique
Svp, veuillez utiliser ces feuilles d’examen pour répondre aux questions. Vous pouvez
employer des feuilles numérotées additionnelles si nécessaire en indiquant votre nom
sur chaque feuille. L’utilisation d’une calculatrice et de modèles moléculaires est
autorisée. Aucun autre document (papier, électronique) n’est permis. Veuillez rendre
toutes les feuilles d’examen et les feuilles additionnelles avant de quitter la salle.
A.1. Les roches calcaires sont des plantes mortes fossilisées. Les étapes principales
de la transformation sont résumées par des réactions suivantes :
i)
CH2O →
ii)
CO2 → H2CO3
iii)
H2CO3 → CO32-
iv)
CO32- → CaCO3
CO2
a) (4 points) Compléter et équilibrer ces réactions. Indiquer s’il s’agit d’une réaction
acide-base, d’une réaction de précipitation, d’une réaction redox ou d’une autre.
b) (4 points) Expliquer par quelques mots clefs ou par une seule phrase la
signification de chaque réaction.
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A.1. Continuation.
c) (1 point) Quels objets du quotidien contiennent du calcaire : Une pièce de craie, le
verre de fenêtre, une tasse en porcelaine et/ou une statue en marbre.
d) (1 point) Les roches calcaires les plus proches de Genève, où se trouvent-elles ?
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A.2. Le sel MgF2 est un sel faiblement soluble. L’équilibre de dissolution est
MgF2 ↔ Mg2+ + 2 F−
Le produit de solubilité est Ks = 6.4 × 10 −9 M3.
Calculer les concentrations (en mol/L) de l’ion Mg2+ et de l’ion F− dans les solutions
suivantes.
a) (4 points) L’eau distillée saturée par MgF2.
b) (4 points) Une solution de MgCl2 0.05 M saturée par MgF2.
c) (2 points) Nommer les éléments Mg et F. Est-ce qu’il y a parmi eux un métal
alcalin, un métal alcalinoterreux, un métal de transition ou un halogène ?
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A 3. Discuter la cellule électrochimique suivante :
Pb | PbSO4 | Na2SO4 0.1 M || AgNO3 0.01 M | Ag
Les potentiels rédox standards sont :
PbSO4 + 2 e− ↔
Ag+ + e−
↔
Pb + SO42−
Ag
E0 = −0.13 V
E0 = +0.73 V
a) (4 points) A l’aide de l’équation Nernst calculer le potentiel de l’électrode de Ag
par rapport à l’électrode de Pb (terre, ΔE = 0.059 V).
b) (4 points) Les deux électrodes sont connectées par un fil électrique. Donner la
direction de chaque demi-réaction. Quelle électrode est l’anode ? La concentration de
Ag+ est-ce qu’elle augmente ou diminue pendant la réaction ?
c) (2 points) Nommer les sels PbSO4, Na2SO4 et AgNO3.
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A4. Les deux oxo-acides importants de l’azote sont HNO3 et HNO2. Ils dissocient
selon les réactions :
HNO3 + H2O ↔ NO3− +
HNO2 + H2O ↔ NO2− +
H3O+
H3O+
pKa = − 1.3
pKa = + 3.4
Dans l’eau, HNO3 se comporte comme un acide fort et HNO2 comme un acide faible.
a) (3 points) Calculer le pH de HNO3 0.15 M
b) (3 points) Calculer le pH de HNO2 0.15 M
c) (2 points) A partir de la structure moléculaire, expliquer pourquoi HNO3 est un
acide plus fort que HNO2.
d) (1 points) Nommer les acides HNO3 et HNO2
e) (1 point) Nommer les ions NO3− et NO2−.
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A.5. Un échantillon d’un agent de blanchissement, ou la substance active est l’ion
OCl−, est analysé par titrage iodométrique. Un échantillon de 15 mL de l’inconnu est
transféré dans une solution acidifiée de KI d’une concentration suffisamment élevée.
Dans ce mélange, l’ion OCl− est complètement réduit en Cl− et en même temps I2 se
forme d’une manière quantitative à partir de I−. Puis, la concentration d’iode est
déterminée par un titrage avec une solution de thiosulfate Na2S2O3 0.05 M et on a
besoin de 32.3 mL jusqu’au point d’équivalence. Pendant ce titrage le thiosulfate
S2O32− réduit le I2 en I−, et en même temps forme des ions de tetrathionate S4O62−.
a) (3 points) Equilibrer les deux réactions correspondantes en milieu acide :
ClO− + I−
→ I2 + Cl−
S2O32− + I2
→ I− + S4O62−
Dans chaque réaction, indiquer l’oxydant et le réducteur.
b) (5 points) Calculer la concentration massique de OCl− dans l’échantillon en g/L. La
masse atomique de l’oxygène et du chlorure sont 16.0 g/mol et 35.5 g/mol.
c) (2 points) Nommer les ions OCl− et Cl− et donner le degré d’oxydation du chlore
pour chacun de ces ions.
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A6. Selon les proportions, les gaz chlore Cl2 et le fluor F2 peuvent former des
molécules ClF3 ou ClF5.
a) (2 points) Donner les deux réactions équilibrées.
b) (3 points) Dessiner les formules Lewis pour les deux molécules ClF3 ou ClF5.
c) (3 points) Dessiner et décrire la géométrie de chaque molécule.
c) (2 points) Donner les degrés d’oxydations du chlore et du fluor dans chaque
molécule.
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Examen en chimie générale II (CHICO 1160B), juin 2006
Partie A : Introduction à la chimie inorganique
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A.1. Un échantillon de 50 mL d’une solution du Fe2+ est acidifié par l’acide
sulfurique et titré avec 29.0 mL d’une solution de 0.01 M K2Cr2O7 jusqu’au point
d’équivalence. Pendant la réaction, Fe2+ est transformé en Fe3+, et Cr2O72− en Cr3+.
a) (4 points) Formuler les deux semi-réactions et la réaction d’oxydoréduction
équilibrée. Indiquer les semi-réactions d’oxydation et de réduction. Dans la réaction
d’oxydoréduction, indiquer l’oxydant et le réducteur.
b) (6 points) Calculer la concentration massique de Fe2+ dans la solution d’échantillon
en mg/L. La masse atomique de fer est de 55.8 g/mol.
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A. 2. Le soufre réagit avec l’oxygène et, en fonction des conditions de la réaction,
deux types de molécules se forment : SO2 et SO3.
a) (1 point) Nommer les deux composés SO2 et SO3.
b) (2 points) Déterminer les degrés d’oxydation de tous les atomes.
c) (3 points) Formuler les réactions de chaque composé avec l’eau et nommer les
produits. Dans l’industrie chimie, quel produit est le plus important et pourquoi ?
d) (4 points) Formuler les réactions acido-basiques de ces produits. Comparer les
forces des acides ou des bases présentes et expliquer le raisonnement.
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A. 3. Le strontium, Sr, est un métal acalino-terreux assez réactif. Il est synthétisé par
l’électrolyse SrF2 fondu. On utilise deux électrodes inertes et une source de tension
extérieure de 5 V. Le métal se forme sur une des deux électrodes et, sur l’autre, un gaz
s’échappe.
a) (1 point) Nommer le composé SrF2.
b) (3 points) Donner un schéma de la cellule d’électrolyse et formuler les demiréactions équilibrées pour chaque électrode en indiquant clairement la direction de la
réaction. Nommer le gaz qui s’échappe. Identifier l’anode et la cathode.
c) (2 points) L’alimentation électrique utilisée a deux pôles, qui sont indiqués avec –
et +. Quel est le pôle relié à l’électrode où il y a la formation du strontium ?
d) (3 points) La cellule a fonctionné pendant 3 heures et 45 minutes à un courant
constant de 10 A. Combien de grammes de strontium a-t-on pu synthétiser ? La masse
atomique de strontium est de 87.6 g/mol et la constante de Faraday est F = 96484
C/mol.
e) (1 point) Le strontium réagit très violemment avec l’eau. Formuler la réaction
équilibrée.
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A. 4. Un tampon de carbonate de pH 9.7, d’une concentration totale en carbonate de
0.2 M, est préparé à partir des sels KHCO3 et K2CO3. La réaction acido-basique à
considérer est :
HCO3− + H2O ↔ CO32− +
H3O+
La constante d’acidité est
[CO32−] [H3O+]
___________________
[HCO3−]
= Ka = 5.6 × 10 −11 M
a) (6 points) Calculer les masses de sels secs KHCO3 et K2CO3 nécessaires pour
préparer 250 mL du tampon. Dans le calcul, négliger le fait que HCO3− peut aussi
réagir comme une base et former de l’acide carbonique. Les masses atomiques
nécessaires sont : H 1.0 g/mol, C 12.0 g/mol, O 16 g/mol et K 39.1 g/mol.
b) (1 point) Donner les noms chimiques des sels KHCO3 et K2CO3.
c) (3 points) Dessiner la structure Lewis d’ion CO32− en indiquant tous les électrons
de valence et les charges. Les trois oxygènes sont-ils équivalents ? Quelle est la
géométrie de cet ion ? Est-il planaire ou pyramidal ?
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A5. Une cellule électrochimique consiste en une électrode de Cu métallique immergée
dans une solution de CuSO4 1.0 M et d’une autre électrode de platine immergée dans
une solution de CeCl4 0.1 M et CeCl3 0.01M. Les deux électrodes sont reliées par un
pont d’électrolyte. Le schéma de la cellule électrochimique est
Cu | CuSO4 1.0 M || CeCl4 0.1 M et CeCl3 0.01 M | Pt
a) (5 points) Calculez le potentiel de l’électrode de Pt par rapport à l’électrode de Cu
(terre) en utilisant l’équation de Nernst (ΔE = 59 mV). Les demi-réactions sont :
Ce4+ + e− ↔ Ce3+
Cu2+ + 2 e− ↔ Cu
E0 = + 1.61 V
E0 = + 0.34 V
b) (4 points) Les électrodes sont reliées avec un fil électrique (cellule galvanique).
Quelle électrode est l’anode et laquelle la cathode ? Écrire la réaction redox complète.
Est-ce c’est que c’est le Ce4+ ou le Ce3+, qui est d’abord consommé par la réaction ?
c) (1 point) Nommer les éléments Cu et Ce. S’agit-il de métaux alcalins, de métaux
alcalino-terreux, de métaux de transition, de lanthanides ou d’actinides ?
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Examen en chimie générale II: Partie A
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A6. L’acide cyanhydrique HCN est un acide faible et elle se dissocie selon la réaction
HCN + H2O ↔ CN− +
H3O+
La constante d’acidité est
[CN−] [H3O+]
___________________
= Ka = 4.9 × 10 −10 M
[HCN]
L’ion CN− s’appelle l’ion cyanure et est stable dans l’eau. Le produit ionique d’eau est
[OH−] [H3O+] = Ke = 1.0 × 10 −14 M2.
a) (6 points) Calculer le pH d’une solution de cyanure de sodium 0.2 M.
b) (2 points) Dessiner la formule de Lewis d’ion CN− en indiquant tous les électrons
de valence.
c) (2 points) L’ion cyanure est extrêmement toxique pour les hommes et les animaux.
Il bloque les voies respiratoires d’une manière très similaire au monoxyde de carbone.
Expliquer pourquoi les voies respiratoires sont affectées et en quoi consiste la
similarité au monoxyde de carbone.
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