Sujet de bac chimie FR 2007 - Ecole Européenne de Strasbourg

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2007
Page / 13
1
DATE : 14 Juin 2007 (matin)
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 4 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 2007: CHIMIE
Page / 13
2
Question A1
Page 1/2
Barème
a)
L’acide phosphorique, H3PO4, est un triacide (acide triprotique).
L’équation correspondant à la première dissociation ionique de cet acide
en solution aqueuse est :
H3PO4(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4ˉ(aq) + H3O+(aq)
i. Exprimer la constante de dissociation ionique (constante
d’acidité), Ka, correspondant à cette réaction.
ii. Identifier les couples acide-base conjugués impliqués dans cette
réaction et indiquer les espèces qui jouent le rôle de bases.
1 point
2 points
b)
Quand on dissout de l’acide propanoïque dans l’eau, l’équilibre suivant
s’établit :
CH3CH2COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3CH2COOˉ(aq) + H3O+(aq)
On donne :
Ka de l’acide propanoïque : 1,35 x 10-5 à 25 °C
Ka de l’acide éthanoïque : 1,74 x 10-5 à 25 °C
i. Calculer le pH d’une solution d’acide propanoïque,
CH3CH2COOH(aq), 1,00 x 10-1 mol dm-3 (mol L-1) à 25 °C.
ii. De ces deux acides, l’acide propanoïque et l’acide éthanoïque,
quel est l’acide le plus fort? Expliquer la réponse.
2 points
2 points
c)
À 25 °C, on ajoute progressivement une solution 1,00 x 10-1 mol dm-3
(mol L-1) d’acide éthanoïque, CH3COOH(aq), à 20,0 cm3 (mL) d’une
solution aqueuse d’hydroxyde de potassium, KOH(aq),
1,00 x 10-1 mol dm-3 (mol L-1).
i. Écrire l’équation de la réaction qui se produit.
ii. Calculer le pH de la solution d’hydroxyde de potassium avant
l’addition de la solution d’acide éthanoïque.
iii. Calculer le pH de la solution obtenue après l’addition de 10,0 cm3
(mL) de la solution d’acide éthanoïque.
iv. Calculer le pH de la solution obtenue après l’addition de 20,0 cm3
(mL) de la solution d’acide éthanoïque.
1 point
1 point
3 points
4 points

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2007: CHIMIE
Page / 13
3
Question A1
Page 2/2
Barème
v. Sans opérer de calculs, esquisser un graphique pour montrer la
variation du pH au cours de l’addition de 25,0 cm3 (mL) de la
solution d’acide éthanoïque à la solution d’hydroxyde de
potassium.
2 points
d)
i. Décrire de quelle manière on peut préparer une solution tampon
dont le pH soit inférieur à 7,0. Donner un exemple.
ii. À 37 °C, le sang des mammifères a un pH de 7,4. Cette valeur est
maintenue constante par une solution tampon qui contient, entre
autres substances, de l’acide carbonique, H2CO3(aq), et l’ion
hydrogénocarbonate, HCO3ˉ(aq). Expliquer comment ce tampon
fonctionne et formuler les deux équations appropriées.
iii. Calculer la valeur du rapport des concentrations en HCO3ˉ(aq) et
en H2CO3(aq) qui permet de maintenir le pH à cette valeur.
On donne :
pKa1 de l’acide carbonique : 6,10 à 37 °C.
2 points
3 points
2 points

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2007: CHIMIE
Page / 13
4
Question A2
Page 1/2
Barème
a)
Les gisements de pétrole brut renferment aussi du méthane. Quand le
pétrole est extrait, le méthane est libéré dans l’atmosphère et contribue à
l’effet de serre. Pour éviter cet inconvénient, le méthane peut être
recueilli et transformé en méthanol, CH3OH.
Le méthanol est utilisé, entre autres, dans les piles électrochimiques.
Ces piles produisent de l’électricité par oxydation du méthanol en ions
carbonate par le peroxyde d’hydrogène en solution aqueuse, H2O2(aq).
i. Le méthane peut être oxydé en méthanol par l’oxygène. Écrire
l’équation traduisant cette réaction, en considérant qu’elle se
produit en une seule étape.
ii. Écrire les demi-équations d’oxydation et de réduction qui se
produisent à chacune des électrodes dans une telle pile.
iii. Écrire l’équation-bilan de la réaction rédox qui actionne cette pile
et calculer la f.e.m. produite.
iv. Reproduire le schéma de la pile ci-dessous sur la copie d’examen
et indiquer sur ce schéma les électrodes positive et négative, ainsi
que le sens de déplacement des électrons dans le circuit
extérieur.
2 points
2 points
2 points
3 points
v. Expliquer la fonction du pont salin dans la pile ci-dessus.
vi. Calculer la masse de méthanol consommé lorsqu’un courant de
1,00 x 10-1 A circule dans le circuit extérieur pendant 10,0 heures.
1 point
3 points
On donne :
Masses molaires atomiques (g mol-1) : H : 1,01 C : 12,0 O : 16,0
Constante de Faraday : 9,65 x 104 C mol-1
Les potentiels standard d’électrode des couples suivants :
Couples concernés
Eo / V
CO32-(aq) / CH3OH(aq)
+ 0,18
H2O2(aq) / H2O(l)
+ 1,78
H2O2(aq)
CH3OH(aq)
Pt
Pt
V

BACCALAURÉAT EUROPÉEN 2007: CHIMIE
Page / 13
5
Question A2
Page 2/2
Barème
b)
Expliquer les propositions suivantes. Inclure dans la réponse les
équations chimiques des réactions qui interviennent.
i. Quand on agite du plomb et de l’étain métalliques finement divisés
dans une solution aqueuse contenant simultanément des ions
plomb (II), Pb2+(aq), et des ions étain (II), Sn2+(aq), à la même
concentration, soit 1,00 mol dm-3 (mol L-1) , on constate que la
concentration en ions plomb (II) diminue légèrement, tandis que la
concentration en ions étain (II) augmente d’une quantité
équivalente.
ii. En solution aqueuse, les ions cuivre (I), Cu+(aq), réagissent
spontanément pour former des ions cuivre (II), Cu2+(aq), et du
cuivre métallique, Cu(s).
iii. Lorsque des titrages rédox sont réalisés avec du dichromate de
potassium, K2Cr2O7(aq), la solution est acidifiée. Alors qu’en vertu
des potentiels standard d’électrode, l’acide chlorhydrique pourrait
convenir à cette fin, en pratique, il vaut mieux ne pas l’utiliser.
iv. À température ambiante, le cuivre réagit avec l’acide nitrique
concentré.
2 points
3 points
4 points
3 points
On donne :
Les potentiels standard d’électrode des couples suivants :