Exercice n°l

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