Exercice 1. l'étude
d'un mélange équimolaire d'acide méthanoïque, noté A, et de
pentan-2-ol, chauffé à reflux, a permis de déterminer la quantité nA d'acide restant au cours du temps. On obtient le graphe ci-dessous :
On donne M( pentan-2-ol) = 88 g/mol ; M( acide méthanoïque) = 46 g/mol ; 116*0,6 = 69,6. A) L'ester produit est le méthanoate de pentyle. Faux. Le méthanoate de 1-méthylbutyle. B) L'expression de la vitesse volumique de réaction est v = -d[A] /dt. Vrai. v = 1/ V dx/dt avec x : avancement (mol) et V : volume (L) du mélange réactionnel. [A] = (n0-x) / V ; d[A]/dt = -1/V dx/dt. C) Le taux d'avancement final est 67 %. Faux. D) La masse d'ester obtenu en fin de réaction est 69,6 g. Faux. 0,35 mol d'acide a réagi en donnant 0,35 mol d'ester. M(ester) = 88+46-18 =116 g/mol.
m(ester) = 0,35*116 ~41 g.
Exercice 2. L'ion hexaaquacuivre II Cu(H2O)62+
en solution aqueuse est coloré. On mesure l'absorbance A d'une solution
contenant cet ion, à différentes longueurs d'onde. On obtient le graphe
ci-dessous :
A) Le maximum d'absorption de cet ion est situé dans le rouge. Vrai. L'absorbance est maximale vers 750 nm.
On se place à la longueur d'onde de 700 nm. La concentration molaire de la solution est c0 = 1,0 10-2 mol/L. La cuve de spectroscopie utilisée a une longueur L = 1,0 cm. B) Le coefficient d'extinction molaire est e = 12 m2 mol-1. Vrai. C0 = 10 mol m-3 et L = 10-2 m. C) Le coefficient d'extinction molaire dépend de la longueur d'onde. Vrai. D)
L'absorbance de la même solution, introduite dans une cuve de même
longueur, à la même longueur d'onde de 700 nm, de concentration molaire
c1 = 2,0 10-3 mol/L, est égale à 0,24. Vrai. L'absorbance est proportionnelle à la concentration : c1 = c0 / 5 ; A1 = A / 5 = 1,2 / 5 = 0,24.
Exercice 3. On chauffe à reflux un mélange de 0,28 mol d'acide butanoïque et de 23 mL d'éthanol afin d'obtenir le butanoate d'éthyle.
Acide butanoïque : M =88 g/mol ; µ =0,95 g/mL. Ethanol : M = 46 g/mol ; µ =0,80 g/mL. A) Le butanoate d'éthyle est la molécule n°1. Faux. La molécule n°2. B) Le montage b est le montage utilisé. Vrai.
b : chauffage à reflux.
Le suivi cinétique permet de tracer l'évolution de la quantité de matière d'ester formé en fonction du temps. C) Le rendement de la transformation est égal à 50 %. Vrai. Quantité de matière initiale : n(acide) = 0,28 mol ; n(alcool) = 23*0,80 / 46 =0,40 mol ( en excès).
On peut espérer obtenir au mieux 0,28 mol d'ester soit : 0,14 / 0,28 *100 =50 %. D) Le rendement va augmenter si on double les quantités initiales d'acide butanoïque et d'éthanol. Faux. L'équilibre sera plus rapidement atteint ; sa composition sera inchangée.
Exercice 4. La craie est essentiellement constituée de carbonate de calcium CaCO3(s).
Dans un ballon de 100 mL, vide d'air, à la température de 27°C on met
en contact un morceau de craie avec une solution d'acide chlorhydrique.
La transformation est modélisée par l'équation : CaCO3(s) + 2H3O+aq = CO2(g) + Ca2+aq+3H2O(l).
On relève la pression à l'intérieur du ballon ce qui permet d'obtenir le volume de CO2 dégagé au cours du temps.
t(s)
0
10
30
50
70
100
130
140
150
V(CO2) en mL
0
12,1
32,1
50,0
62,2
70,0
75,0
75,0
75,0
R = 8,3 J mol-1 K-1 ; Vm = 25,0 L /mol. A) L'avancement maximale est 3,00 mol. Faux. xmax = V(CO2)max / Vm =0,0750 / 25,0 =0,00300 mol =3,00 mmol.
Le volume de la solution contenue dans le ballon est négligeable devant le volume du ballon. B) Au bout de 50 s la pression dans le ballon est environ égale à 500 hPa. Vrai. P = nRT / V ; n = 50,0 10-3 / 25,0 = 2,00 10-3 mol de CO2. Volume du ballon 10-4 m3. P =2,00 10-3 *8,3 *300 / 10-4 =5 104 Pa = 500 hPa.
On recueille le dioxyde de carbone formé et on le fait barboter dans l'eau de chaux. C) L'eau de chaux se trouble. Vrai.
D) La pression à l'intérieur du ballon a été relevée à l'aide d'un baromètre. Faux. à l'aide d'un capteur de pression.
Exercice 5. L'hydroxylamine NH2OH est une base de Bronsted. Elle fait partie du couple acide base dont la valeur du pKa
est 6 à 25°C. On prépare une solution d'hydroxylamine de concentration
molaire en soluté apporté 0,01 mol/L. Le pH est égal à 9. A) L'acide conjugué de l'hydroxylamine est NH3OH+. Vrai. NH2OH + H+ =NH3OH+. B) La constante d'équilibre de la réaction de l'hydroxylamine avec l'eau est égale à 10-6. Faux. NH2OH + H2O =NH3OH++ HO- ; K = [NH3OH+][HO-] / [NH2OH].
Or NH3OH++H2O =H3O++ NH2OH.Ka =[NH2OH][H3O+] / [NH3OH+]
Par suite K = [H3O+][HO-] / Ka= 10-14 / 10-6 = 10-8. C) Lorsque l'équilibre est atteint, l'hydroxylamine est l'espèce minoritaire en solution. Faux. A pH=9, supérieur à pKa, la forme base NH2OH du couple acide / base prédomine.
D) Dans la solution préparée, la concentration effective des ions hydroxylammonium est égale à 10-5 mol/L. Vrai. A pH=9, l'ion oxonium est minoritaire. La solution est électriquement neutre : [NH3OH+]=[HO-] = 10-14 / 10-9 = 10-5 mol/L.
Exercice 6. On a préparé une solution aqueuse de concentration molaire en soluté apporté c =6,0 10-3 mol/L d'acide fluorhydrique HF. La conductivité de la solution est s = 81 10-3 Sm-1 à 25°C. lH3O+ = 35 10-3 S m2 mol-1 ; lF- = 5,5 10-3 S m2 mol-1. A) Les ions fluorures et les ions oxonium ont la même concentration molaire effective. Vrai. HF + H2O = =H3O++F -. En milieu acide HO- est minoritaire ; la solution est électriquement neutre :[H3O+]=[F -] B) La concentration molaire des ions oxonium est égale à 2,0 mol/L. Faux. s =lH3O+[H3O+]+lF- [F -]=(lH3O++lF) [H3O+]=40,5 10-3[H3O+] ; [H3O+] =81 10-3 / 40,5 10-3 = 2,0 mol m-3. C) Le pH de la solution vaut 2,7. Vrai. [H3O+]= 2,0 10-3 mol/L ; pH = - log 2,0 10-3 =2,7 .
D) Le taux d'avancement final est égal à 33 %. Vrai. [H3O+] / c =2 10-3 / 6 10-3 = 0,33 ( 33 %).
Exercice 7. On
dissout un comprimé contenant de l'acide acétylsalicylique (aspirine)
dans 200 mL d'un mélange eau-éthanol pour faciliter la dissolution. On
dose 20,0 mL de cette solution par une solution aqueuse d'hydroxyde de
sodium de concentration cb=0,0200 mol/L. pKa ( acide acétylsalicylique / ion acétylsalicylate) = 3,5 à 25°C. A) La constante d'équilibre de la réaction de dosage est égale à 1010,5. Vrai.
AH + HO- = H2O + A- ; K = [A-] / ([HO-][AH]).
Or Ka = [A-][H3O+] / [AH] ; d'où K = Ka / ([H3O+][HO-]) =10-3,5 / 10-14 =1010,5. B) Pour un volume versé vb= 10 mL la solution est acide.Vrai. La courbe conduit à pH=4.
C) Pour un volume versé vb= 10 mL, l'acide acétylsalicylique est l'espèce majoritaire du couple, dans le mélange.Faux. A pH = 4, supérieur à pKa, la forme base, ion acétylsalicylate est majoritaire.
D) La quantité d'acide salicylique présente dans le comprimé est égale à 0,28 mmol. Faux. A
l'équivalence, la quantité de matière d'acide acétylsalicylique est
égale à la quantité de matière d'hydroxyde de sodium versé :14 *0,0200 =0,28 mmol dans 200 mL de prise. Soit 2,8 mmol dans 200 mL de solution où le comprimé a été dissout.
Exercice 8. On dispose d'un indicateur coloré avec comme seules indications sa concentration molaire c0 = 3,0 10-4
mol/L et son pH= 4,0. A 25°C, la solution d'indicateur coloré est
préparée à partir de la forme acide noté HInd. La transformation est
modélisée par l'équation chimique : HInd aq + H2O(l) = Ind-aq +H3O+aq ; Ka = 2,0 10-5.
indicateur
couleur acide
zone de virage
couleur basique
pKa
vert de bromocrésol
jaune
3,8 - 5,4
bleu
4,7
rouge de méthyle
rouge
4,2 - 6,2
jaune
5,3
rouge de phénol
jaune
6,6 - 8,4
orange
7,5
phénolphtaléine
incolore
8,2 - 10
fuschia
9,4
A) Le taux d'avancement final de la réaction de l'acide HInd avec l'eau est inférieur à 20 %. Faux. HInd + H2O = =H3O++IndF -. En milieu acide HO- est minoritaire ; la solution est électriquement neutre :[H3O+]=[Ind -] = 10-4 mol/L.
Taux d'avancement final = [Ind -] / c0 =1,0 0-4 / 3,0 10-4 = 0,33 ( 33 % ). B) L'indicateur coloré contenu dans le flacon est le vert de bromocrésol. Vrai. Ka = 2,0 10-5 ; pKa = - log(2,0 10-5) =4,7. C)
A pH=4,0, le rapport de la concentration molaire de la forme acide de
l'indicateur coloré HInd sur la concentration molaire de la forme INd- est égal à 100. Faux. pH = pKa + log ([Ind -] / [HInd]).
log ([Ind -] / [HInd]) = 4,0 -4,7 = -0,7 ; [Ind -] / [HInd]= 0,2. On désire
effectuer un titrage colorimétrique d'une solution d'acide
chlorhydrique par une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium. Lors de
ce titrage, l'évolution du pH en fonction du volume de base versée est
représentée ci-dessous : D) L'indicateur le plus adapté pour repérer l'équivalence est le rouge de phénol. Vrai. Le pH du point équivalent doit appartenir à la zone de virage de l'indicateur coloré.
