Aurélie 04/01/10
 

 

 QCM chimie : acide base, pile, électrolyse.





Déplacement d'un équilibre chimique.
A. Le quotient initial d'une réaction limitée est sa constante d'équilibre. Faux.
Le quotient de réaction à l'équilibre est égale  à la constante d'équilibre.
B. Si le quotient initial Qr i est supérieur à la constante d'équilibre K, la réaction évolue en sens inverse. Vrai.
C. L'ajout d'un excès de réactif permet de déplacer un équilibre chimique.
Vrai.
L'équilibre est déplacé dans le sens de la consommation de cet excès.
D. Le taux d'avancement final t ne dépend pas de la constante d'équilibre K.
Faux.
t = xfin / xmax ; dans le cas d'une estérification en partant d'un mélange stoechiométrique : K =
x2fin / (1- xfin )2.
K = t2
x2max / (1- t xmax )2.
E. l'élimination d'un produit pas distillation déplace l'équilibre.
Vrai.
L'équilibre est déplacé dans le sens direct.

Soude.
La masse d'une pastille de soude ( hydroxyde de sodium) est m ~0,1 g.
On souhaite préparer, à 15 °C, 0,50 L  de solution de soude dont le pH est 11,4.
Produit ionique de l'eau à 15 °C : Ke = 2 10-15.
Quel est le nombre de pastille nécessaires ?( 12 ; 23 ; 39 ; 45 ; autre)
 Aide au calcul : 10-11,4 = 4 10-12. H : 1 ; O : 16 ; Na : 23 g/mol.
Concentration  de la solution C = [HO-aq] = Ke / [H3O+aq] =
Ke / 10-pH = 2 10-15/ 4 10-12= 5 10-4 mol/L.
Quantité de matière de soude : concentration (mol/L) * volume (L) : n =
5 10-4 *0,5 = 2,5 10-4 mol
Masse molaire  de la soude M =23+16+1 = 40 g/mol
masse de soude m = nM =
2,5 10-4 *40 =0,01 g.
Il faut donc environ le dixième d'une pastille.



Pile, électrolyse.
A. Une électrolyse transforme de l'énergie chimique en énergie électrique.
Faux.
Une électrolyse convertit de l'énergie électrique en énergie chimique.
B. Dans une pile électrochimique en fonctionnement, la réaction qui se produit est forcée.
Faux.
La réaction est spontannée.
C. La tension à vide aux bornes d'une pile est sa f.e.m.
Vrai.
U = E-r i avec i = 0.
D. Lorsqu'une pile débite, une réduction a lieu à l'électrode négative.
Faux.
A l'électrode négative des électrons sont libérés ; à cette électrode un réducteur s'oxyde suivant :
Red = Ox + n e-.
E. Dans une électrolyse, la masse de la cathode ne diminue jamais.
Vrai.
Cathode signifie "réduction". Un oxydant se réduit à la cathodesuivant :
Ox + n e- = Red ; un métal se dépose ou un gaz se dégage.


 
Deux électrolyseurs en série.
Les deux électrolyseurs sont traversés par la même intensité durant la même durée.
Le premier contient une solution de nitrate de cuivre (Cu2+ + 2NO3- ), le second une solution de nitrate de chrome
(Cr3+ + 3NO3- ).
On note mCu la masse de cuivre déposée  à la cathode et mCr la masse de chrome déposée à la cathode du second électrolyseur.
Calculer le rapport
mCu / mCr.( 0,04 ; 1,83 ; 1,22 ; 0,03 ; autre)
1 F = 96500 C/mol ; m(Cu) = 63,5 : M(Cr) = 52.
Aide aux calculs : 63,5 / 52 = 1,22 : 0,5*5,2/63,5 =0,04 ; 0,15*63,5 /5,2 = 1,83 ; 52*63,5 /96500 = 0,03.

Les électrolyseurs sont traversés par la même quantité d'électricité Q = I Dt = 96500 ne- ; ne- = Q/ 96500.
Cu2+ + 2e- = Cu(s) ; n(Cu) = ½ne- ; mCu = 63,5 *0,5 ne- ;
Cr3+ + 3e- = Cr(s) ; n(Cr) = ne- /3 ;  mCr = 52 /3 ne- ;
mCu / mCr = 63,5 *0,5*3 / 52 = 1,22*1,5 =1,83.

Constante d'équilibre.
La réaction d'équation Zn2+aq + 2e- = Zn(s) a pour constante K1 = 10-25.
La réaction d'équation Ag+aq + e- = Ag(s) a pour constante K2 = 1013,5.
la constante d'équilibre K de la réaction Zn(s) +2Ag+aq =Zn2+aq +2Ag(s)  est alors :
10-38,5 ; 10-52 ; 1038,5 ; 1052 ; 1063,5 ;
K1 = 1  / [ Zn2+aq ] ; K2 =1 /[Ag+aq ] ; K = [ Zn2+aq ] / [Ag+aq ]2 =K22 / K1 =1027/10-25=1052 ;






 Acide faible.
Soit une solution aqueuse d'un acide faible AH de concentration molaire C dans laquelle se produit la réaction :
AH aq + H2O(l) = A-aq +H3O+aq.
On donne t = 0,2 et C = 8 10-3 mol/L.
La constante d'acidité Ka du couple AH/A- vaut : 4 10-4 ; 2500 ; 2 10-3 ; 500 ; autre.
Ka = [
A-aq ][H3O+aq] / [AH(l)] =x2fin / (CV-xfin) = t2C2 / (C(1-t))=  t2C/(1-t) =0,22*8 10-3 /0,8 = 4 10-4 ;


Vinaigre.
L'étiquette d'une bouteille de vinaigre étant déchirée, on ne peut pas lire son degré.On dilue ce vinaigre au dixième ; on prélève 20,0 mL de la solution diluée auxquels on ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine et on titre ce prélèvement avec une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium à 0,20 mol/L. Le virage de l'indicateur a lieu pour un volume versé de base Vb= 10,0 mL.
Le degré d'un vinaigre est la masse d'acide éthanoïque pur CH3COOH contenu dans 100 g de vinaigre ; densité du vinaigre d = 1 ; masse molaire de l'acide éthanoïque M = 60 g/mol.
A. L'indicateur coloré vire du rose à l'incolore au cours du titrage. Faux.
La solution titrante de soude est dans la burette ; la solution acide titrée est dans le becher ; dans ce dernier, avant l'équivalence, l'acide éthanoïque est en excès (solution  incolore) ; après l'équivalence, la soude est en excès ( solution rose).
B. le degré du vinaigre est égal à 6.
Vrai.
A l'équivalence CaVa = CbVb ; Ca = CbVb / Va =0,20 * 10 / 20 =0,10 mol/L
Tenir compte de la dilution au dixième : 0,10 * 10 = 1 mol d'acide éthanoïque dans 1 L de vinaigre.
60 g d'acide éthanoïque dans 1 L ( 1 kg) de vinaigre.
6 g d'acide éthanoïque dans 100 g de vinaigre.
Le poisson contient souvent de  la triméthylammine (CH3)3N, espèce chimique d'odeur désagréable, base conjuguée de l'ion triméthylammonium.
Lorsqu'on ajoute du vinaigre dans l'eau de cuisson d'un poisson au court-bouillon, il se forme des ions éthanoate et triméthylammonium dépourvus d'odeur.
C. La formule de l'ion triméthilammonium est (CH3)3NH4+.  Faux.
Une base gagne un proton H+ :
(CH3)3N +  H+= (CH3)3NH+.
D. La constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction chimique entre le vinaigre et la triméthylammine vaut 5,2.
Faux.
On donne pKa1 (acide éthanoique / ion éthanoate) = 4,8 ; pKa2 (ion triméthylammonium / triméthylammine) = 10.
(CH3)3N +CH3COOH = (CH3)3NH++ CH3COO-.
K = [CH3)3NH+][CH3COO-] / ([(CH3)3N][CH3COOH])
K = [CH3)3NH+][CH3COO-][H3O+] / ([(CH3)3N][H3O+][CH3COOH])
K =Ka1  /
Ka2 =10-4,8 / 10-10 = 105,2.








Etamage.
L'étamage consiste à recouvrir une pièce métallique avec de l'étain. Elle est réalisée par électrolyse. Les électrodes sont la pièce métallique et une barre d'étain. L'électrolyte est un bain d'ions Sn2+aq.
On souhaite étamée une boîte de conserve en acier de surface totale S = 476 cm2 en faisant un dépôt de masse totale0,500 g par m2 d'acier. l'intensité du courant est I = 2000 mA.
A. La boîte à étamer joue le rôle d'anode. Faux.
A la cathode, l'ion Sn2+aq est réduit en étain ; ce dernier se dépose sur l'acier de la boîte.
B. La masse d'étain à déposer pour recouvrir la boîte est de 23,5=8 mg. Vrai.
S = 476 10-4 m2 ; masse d'étain : 0,500 *476 10-4 =238 10-4 g = 23,8 mg.
C. L'électrolyse durera 193 s.
Faux.
M(Sn) = 119 g/mol ; aide au calcul : 2,38 10-2 / 119 = 2 10-4.
Quantité de matière d'étain n = m /M =
2,38 10-2 / 119 = 2 10-4mol
Sn2+aq + 2e- =Sn(s) d'où ne- = 2 n = 4 10-4 mol.
Quantité d'électricité Q = IDt = 96500 ne- =96500*
4 10-4 =9,65*4 =38,6 C
Dt =38,6 / 2 = 19,3 s.
D. Lors de l'électrolyse le système chimique ne respecte pas le critère d'évolution spontanée. Faux.
L'électrolyse est une réaction forcée.
cathode : Sn2+aq + 2e- =Sn(s) cathode
oxydation de l'étain de l'anode
Sn(s) anode =Sn2+aq + 2e- ;
Bilan :
Sn(s) anode =Sn(s) cathode.

Hélianthine.
L'hélianthine est un indicateur coloré qui met en jeu un couple acide /base du type HIn / In- de pKa = 3,8 à 25°C. La zone de virage de l'hélianthine est [3,1 - 4,5]. La forme acide est rouge, la forme basique est jaune.
A. une solution aqueuse d'hélianthine de pH=5,8 est jaune. Vrai.
A pH supériieur au pKa, la forme base prédomine.
B. L'hélianthine peut être utilisée lors d'un titrage d'une solution d'acide éthanoïque par une solution de soude. Faux.
A l'équivalence, on a une solution d'éthanoate de sodium.
L'ion éthanoate réagit partiellement avec l'eau : CH3COO-aq + H2O(l) = CH3COOH aq + HO-aq.
HO-aq est majoritaire par rapport  à l'ion oxonioum : le pH est supérieur à 7, c'est à dire en dehors de la zone de virage.
C. L'hélianthine  apparaît jaune en présence d'une solution d'acide chlorhydrique obtenue par mise en solution de 10 mL de chlorure d'hydrogène dans 250 mL d'eau pure.
Faux.
On donne le volume molaire des gaz Vm = 24 L/mol.
HCl +H2O = H3O++ Cl-.
Aide au calcul : 0,01/24 = 4,16 10-4 ;
4,16 10-4 /0,25 = 1,66 10-3 ;-log =1,66 10-3 = 2,78.
Quantité de matière de chlorure d'hydrogène n = Volume du gaz en litre  / Vm =
0,01/24 = 4,16 10-4 mol
Quantité de matière d'ion
H3O+ : n =  4,16 10-4 mol
concentraztion [
H3O+] = n/V= 4,16 10-4 /0,25 = 1,66 10-3 mol/L
pH = - log
1,66 10-3= 2,78.
Cette valeur est inférieure à 3,8, pKa du couple
HIn / In-  : la forme acide HIn prédomine et la solution est rouge.
D. Une solution d'hélianthine telle que 3[HIn] = [In-] a un pH de 3,8.
Faux.
A pH = pKa = 3,8 :
[HIn] = [In-].

Acide chlorhydrique commercial.
Sur l'étiquette on lit : d = 1,19 ; pourcentage massique en chlorure d'hydrogène 36 % ; masse molaire HCl : M=36,5 g/mol.
Quel volume en mL de la solution commerciale doit-on prélever pour préparer 3 L de solution d'acide chlorhydrique  à 0,02 mol/L ? ( 65,2 ; 85,2 ; 33,6 ; 5,1 ; 24 )
Aide au calcul : 1190 *0,36 / 36,5 = 11,74 ; 0,6/11,74 = 5,1 10-3 ; 36,5 / 0,56 = 65,2 ; 1,19/0,05 = 24 ; 85/2,53 =33,6.
Masse d'un litre de solution du commerce : 1190 g
Masse d'acide pur : 1190*0,36
Quantité de matière de HCl dans 1L : 0090*0,36/36,5 = 11,74 mol dans 1 L.
Quantité de matière de HCl dans 3 L  de solution diluée : 3*0,02 = 0,06 mol.
Volume de solution du commerce  à prélever : 0,06*1000/11,74 =5,1 mL







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