Exercice n°l

C 5
c
Jfrrfb- Coi
Masses atomiques molaires en g. mol
-î
H C 0
Li Sn
I Cl N
1,0 12,0 16,0 6,9 119 127 35,5 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 mL de solution, ajouter 1 mL de réactif de Griess. La
solution se colore alors en rose, ce qui permet d'effectuer un dosage colorimétrique. La 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
15 20
25
30
35 40
45
t (mg/L)
a) La longueur d'onde choisie correspond à un minimum d'absorption de la solution.
b) La solution obtenue avec le réactif de Griess n 'absorbe pas le rouge.
c) La concentration massique en ions nitrite est environ égale à 23 mg.L'1.
d) La concentration molaire en ions nitrite dans l'aquarium est égale à 0,50 mol.W'.

Exercice n°2
Le diiode l2(aq) réagit avec le métal zinc Zn(S). La transformation qui se produit est modélisée par
l'équation chimique :
2(aq)
+ Zn(S) = Zn
2»
(aq)
+ 21
(aq)
On plonge une lame de zinc dans un volume V0 = 20,0 mL de solution de diiode à la concentration
molaire en soluté apporté c0 = 2,00* 10~2 mol.L-1. A intervalles de temps réguliers, on prélève
V=l,00mL de milieu réactionnel, que l'on dose par une solution de thiosulfate de sodium
(2Na+(a?) +S2Oj"(o?)) à la concentration ci = 1,00><10 3 mol.L1.
La réaction de dosage a pour équation chimique :
2 S203 (ag)+I2(.aq)
S406"(a?)+27^)
Le volume nécessaire à l'obtention de l'équivalence est noté Vj.
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 cV,
_ '-ri
Les résultats des différents dosages permettent de tracer la courbe de la figure 1.
Figure 1
Vi ( mL)
500 1000 1500
c) A t = 900 s, la quantité n de diiode présente est égale à 2,5*10' mmol.
d) Le temps de demi-réaction est environ égal à 180 secondes.

Exercice n°3
On mélange un volume Vi = 1,00 mL d'une solution aqueuse de permanganate de potassium
(K+(aq) + Mn04"(aq)) de concentration molaire en soluté apporté cy = 9,50* 10"4 mol.L"1, acidifiée par de
l'acide sulfurique, à un volume V2 d'une solution aqueuse d'acide oxalique H2C204(aq) de concentration
molaire en soluté apporté Q.
La réaction mise en jeu est lente et considérée comme totale. La transformation qui se produit est
modélisée par l'équation chimique :
2 Mn04"(aq) + 5 H2C204(aq) + 6 H+(aq) = 2 Mn2+(aq) + 10 C02(aq) + 8 H20(i)
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 ' 200 300 400 500
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]0'9 mol d'ion Mn2+ dans l'état final.

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) La forme représentée ci-dessus possède une fonction carboxylate.
b) A pH = 8, une solution de jaune d'alizarine est rouge.
c) L'ion représenté ci-dessus correspond à la forme acide de l'indicateur coloré.
d) 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+ + CL(aq)) en dissolvant un volume Vo = 1,0 L de
chlorure d'hydrogène gazeux HCl(g) dans de l'eau pure. Le volume final de la solution 1 est Vj = 1,0 L.
La réaction de dissolution est totale.
Données : Volume molaire des gaz dans les conditions de l'expérience : Vm = 25 L.moL1 ;
log 0,04 = - 1,4; 10"2J = 8.10 3.
a) La concentration molaire en ions HjO+ 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.

EXERCICE fc»
De nombreux produits ménagers de nettoyage sont formulés à partir de solutions aqueuses
ammoniacales. L'ammoniac est un gaz de formule brute NH3.
11-1- Ecrire le schéma de Lewis de la molécule d'ammoniac.
11-2- La 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 NH3 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 NH/. Le pKa du couple NH47NH3 vaut 9,2.
11-3- Rappeler l'expression littérale de la constante Ka du couple NH47NH3 puis donner sa
valeur numérique.
11-4- Etablir le diagramme de prédominance du couple NH47NH3 sur une échelle de pH.
11-6- Ecrire sous forme d'équation-bilan l'équilibre acido-basique né de la réaction entre
NH^a,) et l'eau.
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
(H30* + Cl'). On dispose à cet effet d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration :
CHCI = 3,0.10"' mo/.L'1.
Le suivi de ce dosage est effectué parallèlement par conductjmétrie et pH-métrie.
La réaction acido-basique support du dosage est considérée comme totale :
NH3 + H30+ -> NH4* + H20.
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.
o* (BiS.cn?"1)
21
18
15 -I
12
9
6
3
Suivi conductimétrique
• •
10 20
30 40
50 V(mL) 60
II-7- Déterminer le volume équivalent du titrage
11-8-
11-9-
Calculer la concentration en ammoniaque CNH3 de la solution S
Compléter les 4 cases *des dans ,'extrait du tableau de suivi du dosage.
Données : Conductivités ioniques molaires •
H H3O>35,0.10-3S./7rW1
M NrV) = 7.35.10* S.roW1
^(HO-) = 19,8.iO-3S.mW1
^(C|-) = 7,63.10-3S.m2.moA1
Elecfronégatjvités : x (H) = 2,2, y (N) = 3 0
Produit ionique de l'eau : «e = 10"