Devoir commun 3 - Physique

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PHYSIQUE-CHIMIE
Durée de l'épreuve : 3 heures
Coefficient : 5
L’usage de la calculatrice électronique est autorisé.
Aucun autre document que ceux distribués n’est autorisé.
Ce sujet comporte 2 parties présentées sur 13 pages numérotées de 1 à 13, y compris
celle-ci, ainsi qu’une annexe.
Le sujet, même vierge, est à rendre avec la copie.
Le candidat doit traiter les deux parties qui sont indépendantes les unes des autres :
Partie A – L’eau- Un produit original et indispensable ( 24 points )
Partie B – Cinquante nuance de violet ( 16 points )
Ce sujet n’est pas fait pour être terminé ! N’essayez pas de tout faire,
concentrez-vous sur vos parties préférées. Bon courage !
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PARTIE A : L’EAU- UN PRODUIT ORIGINAL ET INDISPENSABLE (Olympiades 2012)
Cette partie comporte quatre exercices, ils peuvent être traités de manière indépendante.
Exercice N°1 : L’eau pour extraire : des procédés anciens
L’hydrodistillation est une technique d’extraction qui daterait de plus de 3000 ans. On pense que les
Perses l’auraient découverte pour fabriquer de l’eau de rose. Les premiers appareils à distiller furent
conçus par les Coptes d’Alexandrie et les Chrétiens d’Egypte, puis améliorés par les Arabes aux environs
du IXème siècle.
1.1.
Comparaison des matériels
Les Cours de Chymie rédigés par Nicolas Lémery, et édités en 1675, connurent un grand succès autant
auprès des chimistes avertis que des chimistes amateurs. Le matériel nécessaire à l’hydrodistillation est
décrit sur une des planches de l’ouvrage (figure 1).
Aujourd’hui, les appareils d’hydrodistillation sont bien sûr plus perfectionnés mais le principe de
fonctionnement reste identique (figure 2).
1.1.1. Compléter le tableau figurant sur la feuille-réponse :
• dans la deuxième colonne, écrire le nom de chaque élément du montage représenté figure 2,
• dans la troisième colonne, écrire le nom correspondant de l’appareil utilisé au XVII ème siècle
(figure 1).
Remarque : la troisième colonne ne sera pas complètement remplie.
No
1
Nom de l’élément de la figure 2
Nom de l’appareil du XVIIème
2
3
4
5
6
7
8
1.1.2.
1.1.3.
1.1.4.
Donner le nom des changements d’état :
liquide -> gaz
et
o
Indiquer par quelle entrée (A ou B) arrive l’eau dans la pièce n 6.
Préciser alors l’utilité de la pièce de verrerie no 6 de la figure 2.
1.2.
Des « eaux simples » distillées pour l’embellissement du visage
gaz –> liquide.
Le document reproduit ci-après est un extrait de La Chymie charitable et facile, en faveur des dames,
ouvrage écrit par Marie Meurdrac et édité pour la première fois en 1666. Cet extrait se situe dans la
dernière partie de l’ouvrage, partie consacrée aux « compositions pour l’embellissement du visage ».
Extrait La Chymie charitable et facile, en faveur des dames, Marie Meurdrac, 1666, Sixième
partie, chapitre premier.
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Les simples desquels on tire des eaux pour le visage sont Plantain, Argentine, Nénuphar, grande
Ortie, Couleuvrée ; les feuilles desquels doivent être pilées, fermentées, exprimées∗, et distillées au
Bain-Marie.
∗ exprimer : faire sortir un liquide par pression.
Figure 1
5
6
4
3
2
7
8
1
Figure 2
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1.2.1.
1.2.2.
Expliquer pourquoi il faut rajouter de l’eau. Quel est le risque s’il n’y a que les feuilles ?
Les eaux obtenues à la fin de l’hydrodistillation sont en fait constituées de deux phases, l’une
organique, l’autre aqueuse.
1.2.2.1.
1.2.2.2.
1.2.2.3.
Indiquer dans quelle phase se trouvent les principes actifs issus des plantes.
Nommer le matériel nécessaire à la séparation de ces deux phases.
Il reste une petite quantité de principes actifs dissous dans l’eau. Indiquez quel
type de solvant doit être utilisé pour les extraire. Justifier votre réponse.
Exercice N°2 : L’eau : relations structure - propriétés
2. o
2.1. Structure de la molécule
2.1.1. Écrire, sans justifier, la formule de Lewis de la molécule d’eau H2O.
2.1.2. Proposer une géométrie pour la molécule d’eau : la dessiner en donnant un ordre de
̂.
grandeur (ou une approximation) de l’angle 𝐻𝑂𝐻
2.2. Une interaction particulière entre molécules d’eau
À l’état solide, liquide et gazeux, l’eau présente des propriétés physico-chimiques particulières. Les
températures d’ébullition et de fusion de quelques composés hydrogénés sont présentées figure 3 ciaprès.
Courbe
Courbe
d’ébullition
d’ébullition
Courbedede
Courbe
fusion
fusion
Figure 3
2.2.1. De ces faits expérimentaux, les chimistes ont conclu qu’il existait une interaction
particulière entre deux molécules d’eau voisines.
2.2.1.1. Nommer cette interaction particulière et la représenter entre deux molécules
d’eau.
2.2.1.2. Expliquer pourquoi l’existence de cette interaction particulière est compatible
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avec l’évolution des températures de changement d’état données.
2.2.1.3. Indiquer combien, au maximum, une molécule d’eau peut engager de telles
liaisons avec ses voisines. En déduire la géométrie de l’édifice formé autour d’une
molécule d’eau dans la glace.
Données :
2.2.1.4. Donner la structure de Lewis de composés suivants :
H2 CH4 NH3 HF PH3 H2S CH2F2
Z (N) = 7
Z (P) = 15
Détailler la méthode pour la structure de Lewis de NH3.
Z(F)
=
Z (F) = 9
Z (S) = 16
Z(P) =
2.2.1.5. Parmi ces molécules, écrire sur votre copie sans faire de phrase ni justifier, celles
Z(F) =
pour lesquelles il existe le même type d’interaction entre molécules semblables.
Z(P) =
2.3. L’eau solvant : influence de la polarité dans la solubilisation
Dans une synthèse chimique le solvant permet, en premier lieu, la rencontre entre les espèces
réactives. On s’intéresse maintenant aux différents facteurs influençant la solubilité dans l’eau.
2.3.1. Définir l’électronégativité d’un atome.
2.3.2. Les électronégativités (dans l’échelle de Pauling) de quelques atomes sont données ciaprès :
Élément
H
C
N
O
F
P
S
Électronégativité
2,2
2,6
3,0
3,4
4,0
2,2
2,6
Indiquer si la liaison covalente O−H est polarisée.
Si oui, donner sa polarité, c’est-à-dire préciser les charges partielles δ+ et δ− sur les deux
atomes.
2.3.3. Expliquer pourquoi la molécule d’eau est polaire.
2.3.4. L’étude expérimentale des solubilités des composés moléculaires en solution aqueuse
montre que la solubilité d’une espèce chimique est d’autant plus élevée que les interactions
moléculaires sont grandes. Classer, par solubilité croissante dans l’eau, les trois composés organiques
suivants :
acide éthanoïque (CH3−COOH) ; chloroéthane (CH3−CH2−Cℓ) ; propène (CH2−CH−CH3)
2.3.5. L’hexane est un hydrocarbure ; insoluble dans l’eau. Rappeler la formule brute d’un
alcane.
2.3.6. Préciser si un alcane, comme l’hexane, est une molécule polaire ou apolaire.
2.3.7. Les marées noires sont des nappes flottantes à la surface de l’eau, transportées jusqu’aux
côtes par les courants. Expliquer pourquoi les hydrocarbures sont responsables des marées noires.
2.3.8. L’éthanol (CH3−CH2−OH) et le dodécan-1-ol (CH3−(CH2)11−OH) sont des molécules
polaires. Indiquer si chacun de ces produits est soluble dans l’eau, justifier brièvement.
Exercice N°3 : Synthèses en microémulsions
La majorité des produits organiques, matières premières industrielles, ne sont pas miscibles à l’eau. Les
transformations chimiques ne peuvent donc pas, a priori, avoir lieu dans l’eau et d’autres solvants sont
massivement employés. Cependant, ces solvants entraînent des pollutions. Une alternative, la chimie
verte, est progressivement mise en place grâce aux découvertes réalisées dans l’étude des colloïdes.
Aujourd’hui, des synthèses sont réalisées en microémulsions. Cette partie de l’épreuve propose un tour
d’horizon des colloïdes, en particulier des microémulsions.
3.
3.1. Solution de la chimie verte : synthétiser dans l’eau
Les réactions entre constituants organiques se font généralement dans des solvants organiques. Leur
remplacement par l’eau est préconisé dans le cadre d’une chimie verte.
3.1.1 Comparaison des toxicités de quelques solvants organiques.
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Le tableau ci-dessous regroupe les pictogrammes indicateurs des risques liés à l’usage de quelques
solvants organiques.
Compléter le tableau ci-dessous en cochant les cases associant un solvant à son ou ses danger(s) :
 inflammable ;
 danger pour la santé ;
 explosif ;
 toxicité aiguë ;
 nocif, irritant ;
 nocif pour l’environnement.
3.1.2 L’eau ne présentant pas ces inconvénients, son usage en chimie organique doit se
développer. Mais à quel autre problème, que les solvants organiques ci-dessus n’ont pas, doit-on faire
face lorsqu’on veut faire la synthèse d’une espèce organique dans l’eau ?
3.1.3 Pour pallier certains de ces problèmes, les chimistes ont inventé de nouveaux procédés
faisant intervenir des colloïdes afin de réaliser des synthèses organiques dans l’eau.
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3.1.3.1 Présentation des colloïdes
Un colloïde (du grec kolla, colle) est un système dans lequel des particules de rayon compris entre 0,2 et
0,002 µm (la phase dispersée) sont en suspension dans un fluide (le milieu de dispersion). Il existe plusieurs
types de suspension colloïdale se distinguant par la nature de la phase dispersée et le milieu de dispersion. Le
tableau ci-dessous en présente quelques-uns.
Dispersion
Phase dispersée
colloïdale
dans
Liquide
Liquide
Gaz
Milieu de
dispersion
Exemples
Gaz
Liquide
Liquide
Compléter la première colonne du tableau à l’aide des termes suivants : (commencer par la question suivante
si vous êtes en difficulté)



Mousse
Émulsion
Aérosol
Compléter la dernière colonne du tableau à l’aide des termes suivants :
 Mayonnaise (de fines gouttelettes d’huile sont incorporées dans la phase aqueuse de l’œuf)
 Brouillard (fines gouttelettes d’eau en suspension dans l’air)
 Blanc en neige (on fait rentrer de l’air en battant les blancs)
3.1.3.2 Cas particulier des émulsions
Une émulsion est rendue plus stable grâce à l’emploi de tensioactifs. Un tensio-actif possède une partie
hydrophile et une partie hydrophobe.
3.1.3.2.1 Un tensioactif présente une partie hydrophile et une partie hydrophobe. Sur la
représentation topologique du dodécylsulfate de sodium (SDS) ci-dessous, entourer la partie hydrophile.
dodécylsulfate de sodium (SDS)
3.1.3.2.2 En une phrase et un schéma, expliquer pourquoi la présence d’un tensioactif permet la
stabilisation d’une émulsion.
On utilisera la représentation suivante pour un agent tensioactif :
: tête hydrophile
: queue hydrophobe
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Exercice N°4 : La dissolution des sels dans l’eau
La distance entre un ion chlorure et un ion sodium dans le cristal NaCl est : d = 282 x 10-12m.
On dissout un peu de chlorure de sodium (sel de cuisine) dans l’eau.
4.1 Calculer la force d’interaction électrique entre un ion Na+ et un ion Cℓ- dans le cristal NaCℓ.
d en mètre (m)
q en Coulomb (C)
F en Newton (N)
k = 8,988×109 N⋅m 2⋅C −2
4.2 Sachant que 1 u = 1,660×10−27 kg, convertir en kg les masse atomiques suivantes :
m(Na) = 22,9 u et m(Cl) = 35,4 u
4.3 A partir de la question 4.2, calculer la force d’interaction gravitationnelle entre un ion Na+ et un ion
Cl-.
d en mètre (m)
m en kilogramme (kg)
F en Newton (N)
Rappel :
G = 6,674×10−11 N⋅m2⋅kg−2
4.4 Comment expliquer la cohésion du cristal ?
On observe que, dès que les cristaux de chlorure de sodium sont introduits dans l’eau, les ions Na + et Cl- se
retrouvent hydratés.
4.5 Expliquer en quelques phrases et avec des schémas ce qui s’est produit.
On dissout maintenant du chlorure de fer III FeCl3 (s) dans 1 L d’eau. La concentration molaire en FeCℓ3
apportée, notée C(FeCℓ3) vaut 0,2 mol.L-1.
4.6 Ecrire la réaction de dissolution sachant qu’il se crée les ions Fe3+ (aq) et Cℓ- (aq).
4.7 Calculer la concentration effective en ion chlorure [Cℓ-]. Vous justifierez votre réponse en faisant un
tableau d’avancement, puis en écrivant la relation entre C(FeCℓ3) et [Cℓ-].
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PARTIE B : CINQUANTE NUANCES DE VIOLET
Cette partie comporte trois exercices, ils peuvent être traités de manière indépendante.
Exercice N°1 : De la molécule à la couleur indigo
L’indigo est l'un des plus anciens colorants connus (il a été identifié sur des bandelettes de momies) et il reste
aujourd'hui très employé ; la mode des jeans, depuis les années 1960, lui ayant redonné une nouvelle
jeunesse. (Levi Strauss fabriqua le premier blue-jean en 1850 teint grâce à l'indigo )
1.1 A partir de sa représentation topologique, justifier pourquoi la molécule d'indigo est colorée.
1.2 Quelle interaction est symbolisée par les pointillés ?
1.3 Quelles sont les deux interactions qui permettent la cohésion de l’indigo à l’état solide ? A quelle
grande famille d’interaction appartiennent-elles ?
Exercice N°2 : Synthèse de l’indigo.
Jean Denim désire fabriquer de l'indigo pour teindre l’un de ses jeans. Après quelques recherches sur
Internet, il trouve un protocole lui permettant de réaliser cette opération. Il voit également qu'il est indiqué
que le rendement de la réaction est de l'ordre de 75%. Aussi dans un deuxième temps, va-t-il en profiter pour
vérifier cette indication.
L'indigo, de formule brute C16H10N2O2, peut-être synthétisé à partir de 2-nitrobenzaldéhyde C7H5O3N(s),
d’acétone C3H6O(l) et d’ions hydroxyde HO-(aq) selon la réaction d’équation indiquée dans le tableau
d’avancement fourni EN ANNEXE 1. La synthèse est réalisée avec une masse m = 1,00 g de 2nitrobenzaldéhyde solide, un volume V = 10,0 mL d’acétone et un volume V S = 5,0 mL d’une solution aqueuse
contenant des ions hydroxyde de concentration CS = 2,0 mol.L-1.
Données : • Masses molaires atomiques (en g.mol-1) : H : 1,0 ; C : 12,0 ; N : 14,0 ; O : 16,0
• Masse molaire de l’indigo : M(indigo) = 262,0 g . mol-1
• Masse volumique de l’acétone : ρ(C3H6O) = 1,05 g . mL-1.
La masse volumique est une grandeur physique qui caractérise la masse d'un matériau par unité de volume.
Elle est généralement notée par les lettres grecques ρ (rhô) ou μ (mu).
𝑚
Elle est déterminée par le rapport ρ = 𝑉 , où m est la masse de la substance homogène occupant un
volume V.
2.1 Avancement de la réaction
2.1.1 Calculer la masse molaire du 2-nitrobenzaldéhyde et celle de l’acétone.
2.1.2 Calculer les quantités de matière initiales de 2-nitrobenzaldéhyde et d’ions hydroxyde.
2.1.3 Montrer que la quantité de matière initiale d’acétone est égale à 0,181 mol.
2.1.4 Compléter littéralement (sans les valeurs) le tableau d’avancement de la transformation fourni
en ANNEXE 1.
Pour la suite de cette partie, on considère que la réaction est complète (rendement de 100 %).
2.1.5 Déterminer l’avancement maximal. En déduire le réactif limitant.
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2.1.6 Quelles sont les quantités de matière restantes de réactifs à l’état final ?
2.1.7 Quelle quantité maximale de matière d’indigo obtiendrait-on ?
2.1.8 Montrer que la masse correspondante d’indigo est de 0,868 g.
****
2.2 Calcul du rendement
Après réaction le mélange est introduit dans une fiole jaugée de 1 L que l'on complète avec une solution
d’acide sulfurique concentrée. On obtient une solution homogène Sm. On souhaite déterminer le rendement de
la réaction et pour cela on va déterminer la concentration massique en bleu d'indigo de la solution en utilisant
un spectrophotomètre. La solution Sm étant trop concentrée on réalise une solution fille Sf par dilution au
centième.
Afin de réaliser la gamme étalon on dispose d'une solution S0 d'indigo de concentration massique
Cm0 = 12 mg/L.
2.2.1 Quelle valeur de la longueur d'onde
A
choisissez-vous pour réaliser les mesures d'absorbance
des solutions aqueuses d'indigo, au spectrophotomètre ?
Justifier.
2.2.2 Est-ce que cette longueur d'onde
correspond à la couleur de la solution ? Justifier.
2.2.3 On veut préparer 50 mL d'une solution S1 de
concentration massique Cm1 = 2,4 mg/L à partir de S0.
Indiquer le volume de la solution S0 à prélever.
On prépare 3 autres solutions aqueuses d'indigo.
λ(nm)
Spectre d'absorption obtenu avec une solution de bleu d’indigo
Les concentrations massiques Cm en soluté apporté et les valeurs d'absorbance A à λmax sont données cidessous :
Solutions
Cm ( en mg . L-1 )
A ( à λmax )
S1
2,4
0,18
S2
4,8
0,35
S3
7,2
0,55
S4
9,6
0,72
S0
12
0,90
On a tracé en ANNEXE 2 le graphe représentant l'absorbance A en fonction de la concentration
massique en bleu d’indigo.
2.2.4 Quelle est la nature de la courbe obtenue ?
2.2.5 Quelle loi est ainsi mise en évidence ?
2.2.6 Déterminer graphiquement la concentration massique de la solution inconnue S f sachant que son
absorbance vaut 0,49
2.2.7 En déduire la concentration massique de la solution initiale Sm
2.2.8 En déduire la masse d’indigo présente dans la fiole de 1 L (solution Sm)
2.2.9 Calculer le rendement de la réaction. C’est à dire le rapport de la masse réellement obtenue
sur la masse théorique trouvée à la question 2.1.8 (repérée par ****)
Exercice N°3 : Les ultraviolets pour détecter les faux billets.
Lors de la mise sur le marché de monnaie européenne, des marqueurs ont été ajoutés pour rendre les billets
infalsifiables. On a introduit des nanoparticules luminescentes dans les couleurs d’impression.
Les pigments des nanoparticules ne prennent une couleur rouge ou verte qu’avec l’aide d’une source
d’ultraviolets bien définie : une lampe à vapeur de mercure. Les caissiers et caissières munis d’une lampe à
vapeur de mercure miniature pourraient ainsi rapidement déceler les faux billets.
L’objectif ici est d’étudier la lampe à vapeur de mercure émettrice de rayons UV et Visible. Les niveaux
d’énergies simplifiés pour l’atome de mercure sont présentés en ANNEXE 3.
3.1 Diagrammes énergétiques
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3.1.1 Comment appelle-t-on le niveau d’énergie E0 sur le diagramme présenté en ANNEXE 3 ?
3.1.2 Comment appelle-t-on les autres niveaux d’énergie sur le diagramme présenté en ANNEXE
3?
3.1.3 Calculer l’énergie en électronvolt puis en joule du photon correspondant à la transition
électronique entre les niveaux d’énergie E3 et E0.
3.1.4 En déduire la longueur d’onde émise par la lampe.
3.1.5 Représenter sur un axe gradué les domaines du visible, de l’infrarouge et de l’ultraviolet.
Nommer la grandeur portée sur l’axe et donner les valeurs qui délimitent ces différents domaines.
3.1.6 À quel domaine appartient le rayonnement de la question 4 ?
3.1.7 Tracer la transition sur le diagramme présenté en ANNEXE 3.
Données : 1 eV =1,60 x 10-19 J ; c = 3,00 x 108 m.s-1 ; h = 6,62x10-34 J.s
3.2 Production de lumière ultraviolette.
Le rayonnement ultraviolet se décompose en plusieurs parties les UV A, les UV B et les UV C.
λ (nm)
La lumière ultraviolette peut être produite par une source incandescente dont la température de
surface est de 9378°C ou 9651 K. Dans ce cas, la longueur d'onde maximale λmax émise par la lampe est
donnée par la relation de Wien :
λmax x T = 2,898. 10-3 m . K avec λ en m et T en kelvin de symbole K.
3.2.1 Rappeler la signification du terme « source incandescente ».
3.2.2 Calculer la longueur d’onde maximale λmax du solide incandescent.
3.2.3 À quel domaine des ultraviolets appartient le rayonnement ?
3.2.4 Le billet a-t-il la même température que ce solide lorsqu’il est éclairé ? Comment expliquer
alors que le billet produise quasiment la même lumière que le solide ?
3.3 Molécules sensibles aux UV
Un élève réalise les spectres des composés A, B et C suivants :
Un élève réalise les spectres des composés A, B et C suivants :
Composé A
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Composé B
Composé C
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Voici les spectres obtenus :
Malheureusement, il mélange les spectres une fois l’expérience terminée. L’une des molécules est
incolore mais présente une absorption dans l’ultraviolet. Le second flacon présente une couleur absorbée
rouge et le troisième une couleur absorbée verte.
3.3.1 Donner la formule semi-développée et brute du composé A.
3.3.2 A l’aide des représentations des molécules, expliquer pourquoi les trois composés
apparaissent de couleur différente.
3.3.3 Associer chaque spectre à sa molécule (justifier).
3.3.4 Le composé C présente une isomérie Z autour de la double liaison encadrée. Écrire l’isomère E
de cette molécule autour de cette double liaison.
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ANNEXE PARTIE B
Exercice N°2 : Synthèse de l’indigo Annexe 1
Exercice N°2 : Synthèse de l’indigo Annexe 2
Exercice N°3 : Les ultraviolets pour détecter les faux billets. Annexe 3
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