acide
oxalique et dichromate de potassium.
On étudie en fonction du temps l'évolution d'un mélange obtenu à partir
de 100 mL de solution aqueuse d'acide oxalique H2C2O4
de concentration 6,00 10-2 mol/L et 100 mL de solution de
dichromate de potassium acidifiée de concentration 1,66 10-2
mol/L. A la date t=50 s, la concentration molaire en ions chrome (III)
vaut 8,30 10-3 mol/L. La transformation est supposée totale.
Couples oxydant / réducteur : Cr2O72-
aq / Cr3+ aq et CO2(g) / H2C2O4
aq.
Laquelle des
propositions suivantes est correcte ?
A- les proportions stoechiométriques sont :
une mole d'acide oxalique pour trois moles d'ions Cr2O72-
aq. Faux.
réduction de l'oxydant : Cr2O72-
+ 14 H+ + 6e- --> 2Cr3+ + 7H2O
oxydation du réducteur : 3 fois{ C2H2O4
--> 2 CO2 + 2H+ + 2e-}
oxydo réduction : Cr2O72-
+ 14 H+ + 3 C2H2O4 -->
2Cr3+ + 6 CO2 + 6H++ 7H2O
Cr2O72- + 8 H+ + 3 C2H2O4
--> 2Cr3+ + 6 CO2 + 7H2O
Les
proportions stoechiométriques sont : trois moles d'acide oxalique pour
une mole d'ions Cr2O72-
aq.
B- l'acide oxalique est le réactif limitant. Faux.
Initial :
6,00 10-3 mol d'acide oxalique et 1,66 10-3
mol d'ion dichromate.
A partir de 1,66 10-3
mol d'ion dichromate on peut oxyder 3*1,66 10-3
= 5 10-3 mol d'acide oxalique. Or on en possède 6,00 10-3
mol.
L'acide oxalique est en excès.
C- La transformation chimique est rapide. Faux.
t = 50 s est le temps de dmi-réaction ( voir question suivante )
D- A
la date t = 50 s, il ne reste plus d'acide oxalique. Faux.
E- Le temps de demi-réaction est t =50 s.
Vrai.
Avancement final : xf = xmax = 1,66 10-3
mol d'ion
dichromate en défaut.
n(Cr3+) fin = 2xf =3,32
10-3 mol dans 200 mL = 0,2 L. [Cr3+] fin = 3,32 10-3
/ 0,2 =1,66 10-2 mol/L.
n(Cr3+)t½= xf =1,66
10-3 mol dans 200 mL ; [Cr3+] t½ = 1,66 10-3
/ 0,2 =8,3 10-3 mol/L, en accord avec le texte.
Monoalcool
saturé :
Un monoalcool saturé A contient 64,9% en masse de carbone et 13,5 %
d'hydrogène.
Aide aux calculs : 16/21,6 = 0,74 ; 21,6 / 16 = 13,5.
Quelle est la formule brute de
l'alcool ? CH4O ; C2H4O2
; C3H8O ; C4H10O ; C5H14
; C6H12O ;
Formule d'un monoalcool saturé : Cn H2n+2 O. M =
14 n+18.
% massique d'oxygène : 100-64,9-13,5 = 21,6 %.
16 / 0,216 = M soit M = 74 g/mol ; 14 n+18 = 74 d'où n = 4.
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Degré d'un
vinaigre.
l'étiquette d'une bouteille de vinaigre est déchirée, on ne peut pas
lire son degré d'acidité. Le degré d'acidité d'un vinaigre exprime la
masse d'acide éthanoïque pur contenu dans 100 g de vinaigre. On dilue
ce vinaigre au 1/10è, on prélève 20 mL de la solution ainsi obtenue,
auxquels on ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine et on titre le
prélèvement avec une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium à
0,20 mol/L. On note un changement de teinte pour un volume de base
versé égal à 10,0 mL.
Masse volumique du vinaigre : 1 kg/L; masse molaire de l'acide
éthanoïque M= 60 g/mol.
Le degré
d'acidité du vinaigre est égal à : 2 ; 3 ; 4 ; 5 ; 6 ; 7 ; 8 ;
autre.
CH3COOH + HO- = CH3-COO-
+ H2O.
A l'équivalence, les quantités de matyière des réactifs sont en
proportions stoechiométriques :
CA VA = CB VE ; CA = CB VE
/ VA = 0,20 * 10 / 20 = 0,10 mol/L
soit 0,10*60 = 6 g d'acide éthanoïque par L
Prendre en compte la dilution au 1/10è : le vinaigre contient 60
g d'acide acétique dans 1 L ( dans 1 kg) soit 6 °.
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Conductimétrie.
A 25°C, on étudie par conductimétrie la cinétique de l'hydrolyse
basique d'un ester RCOOR'. La quantité de soude introduite est 10 mmol.
L'ester est en excès.
En fin de réaction, la conductance Gf de la solution est 9,1
mS. Le mélange réactionnel est très dilué et son volume demeure
constant. On néglige la conduction due aux ions oxonium.
On donne les conductivités molaires ionique à 25 °C en S m2
mol-1.
lHO- = 2,0 10-2
; lNa+ =5,0 10-3
; lRCOO- =4,1 10-3.
Quelle est la
conductance initiale G0 ( mS) ? 0 ; 5,0 ; 9,1 ; 10 ;
15 ; 18 ; 25
; autre.
La saponification est lente : initialement les seuls ions présents sont
Na+aq et HO- aq.
G0 = K ( lHO-
[HO- aq] + lNa+
[Na+aq] ) = K( lHO-+
lNa+) [HO-
aq] = K( lHO-+ lNa+) 0,01 / V ; K est
une constante et V est en m3.
A la fin, la soude est en défaut et les seuls ions présents sont Na+aq
et RCOO- aq.
Gf = K ( lRCOO- [RCOO-
aq] + lNa+ [Na+aq]
) = K( lRCOO-+ lNa+) [Na+
aq] = K( lRCOO-+ lNa+) 0,01 / V ;
d'où K / V = Gf /(( lRCOO-+
lNa+)
0,01) = 9,1 /(0,01*9,1) =100.
G0 =100( lHO-+
lNa+) 0,01 =
25,0 10-3 S = 25 mS.
Electrolyse d'une solution d'ion cuivre (II).
Les électrodes sont en graphite. Solution : Cu2+aq + 2Cl-aq.
Quel type de réaction mettant en
jeu les ions chlorures peut-on s'attendre à observer ? Ecrire la
demi-équation et préciser sur quelle électrode elle a lieu.
Oxydation des ions chlorure à l'anode positive : 2Cl- aq = Cl2(g) + 2e-.
Mêmes questions concernant l'ion cuivre (II).
Réduction des ions cuivre II à la cathode négative : Cu2+aq + 2e- = Cu(s).
Au cours de l'expérience, on observe un dégagement de dichlore et de
dioxygène à l'exlusion de tout autre gaz. La solution initialement
bleue se décolore.
A quelle(s) électrode (s) ces dégagements ont-ils lieu ? Justifier.
Le dioxygène résulte de l'oxydation de l'eau ; le diclore de
l'oxydation des ions chlorures. Une oxydation se déroule toujours à
l'anode.
Ecrire la demi-équation de formation du dioxygène.
2H2O(l) = O2 (g) +4H+aq + 4e-.
L'électrolyseur est traversé pendant une durée Dt = 9650 s par un courant d'intensité I = 2,0 A.
Exprimer puis calculer la quantité de matière d'électrons ne- échangés.
Q = I Dt = ne- F ; ne- = I Dt / F = 2*9650 / 96500 =0,20 mol.
Exprimer puis calculer la masse maximale de solide que l'on peut recueillir.
Cu2+aq + 2e- = Cu(s) ; n(Cu) = ½ne- ; m= n M = 0,5*0,20*63,55 = 6,355 ~6,4 g.
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On
réalise une autre électrolyse, toujours d'une solution aqueuse de
chlorure de cuivre (II), mais avec des électrodes de cuivre. Après
plusieurs minutes de fonctionnement, on observe un dépôt solide sur
l'une des électrodes mais aucun dégagement de gaz. la solution n'est
pas décolorée.
Ecrire les demi-équations des réactions qui ont lieu aux électrodes.
Réduction des ions cuivre II à la cathode négative : Cu2+aq cathode+ 2e- = Cu(s) cathode.
Oxydation du cuivre de l'anode : Cu(s) anode =Cu2+aq anode+ 2e-.
En déduire l'équation globale de l'électrolyse.
Cu2+aq cathode+ 2e- + Cu(s) anode = Cu(s) cathode + Cu2+aq anode+ 2e-.
Cu2+aq cathode+ Cu(s) anode = Cu(s) cathode + Cu2+aq anode.
Eprimer puis calculer le quotient initial et la constante d'équilibre associés à cette équation.
Qr i =[Cu2+aq anode]i / [Cu2+aq cathode]i = 1 ; K = [Cu2+aq anode]éq / [Cu2+aq cathode]éq = 1
La concentration en ion cuivre (II) ne varie pas.
En déduire si la transformation chimique est forcé ou spontanée. Justifier.
Bilan de l'électrolyse : transport du cuivre de l'anode sur la cathode.
( cela ne va pas se faire tout seul de manière spontanée).
Une électrolyse est une transformation forcée qui nécessite un apport d'énergie sous forme électrique.
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