Pile à hydrogène. Une
pile à hydrogène consomme du dihydrogène et du dioxygène, lors de son
fonctionnement. Ces réactifs gazeux sont introduits au niveau
d'électrodes poreuses. Les électrodes sont séparées par une solution
jouant le rôle d'électrolyte. Le seul produit formé est l'eau. La pile
fonctionne pendant une durée Dt = 127 h et fournit un courant
d'intensité constante I = 250 A.
On donne : couples oxydant / réducteur : H+aq /H2(g) ; O2(g) / H2O(l). 1 F = 96500 C/ mol ; Vm = 24 L/mol.
Calculer le volume ( en m3 )de dihydrogène consommé par la pile lors de son fonctionnement. A- 7,1. Faux. B- 10,3.Faux.C-14,2. Vrai. D- 16,8.Faux.E- 28,4.Faux. F- autre.Faux.
Quantité d'électricité Q = I Dt = 250*127*3600 = 1,143 108 C
Quantité de matière d'électron n(e-) =Q / F =1,143 108 / 96500 =1,1845 103 mol.
H2(g) = 2 H+aq + 2e- ; n(H2) = ½n(e-) =592,22 mol
Volume de dihydrogène V = n(H2) Vm = 592,2 *24 =1,42 104 L = 14,2 m3.
Purification du nickel par électrolyse.
Le
nickel obtenu à partir du minerai contient des impuretés. Il est donc
nécessaire de le purifier par électrolyse. L'une des électrodes est
constituée par une plaque de nickel pur et l'autre par une plaque de
nickel à purifier. L'électrolyte est une solution de sulfate de nickel
(II). Les électrodes A et B sont reliées à un générateur comme
l'indique le schéma. Le générateur délivre un courant d'intensité
constante I = 2,0 A pendant une durée Dt
= 5,0 h. Les ions sulfates ne participent pas à l'électrolyse.
L'électrode de nickel pur voit sa masse augmenter au cours de
l'électrolyse.
Couple oxydant / réducteur Ni2+aq / Ni(s). M(Ni) = 58,7 g/mol.
Parmi les affirmations suivantes, combien y en a t-il d'exactes ?
A- l'électrode A est formée d'une plaque de nickel, il s'agit de la cathode. Vrai. Cette électrode est reliée à la borne négative du générateur : Ni2+aq + 2e- = Ni(s),
L'ion Ni2+aq se réduit, il s'agit d'une cathode. B- La concentration molaire des ions Ni2+aq reste constante au cours de l'électrolyse. Vrai. Tout se passe comme s'il y avait un transport du nickel de l'anode impur à la cathode. C- la quantité d'électricité qui a circulé pendant l'électrolyse est Q = 1,8 104 C. Faux. Q = I Dt = 2,0 *5 *3600 = 3,6 104 C D- L'avancement final de la réaction est xf =0,37 mol. Faux. Quantité de matière d'électrons: n(e-) = Q/F = 3,6 104 /96500 =0,37 mol
n(Ni2+) = xf = 0,185 mol. E- la masse de nickel transférée d'une électrode à l'autre est m = 22 g. Faux. m =n(Ni2+) M =0,185*58,7 =11 g.
Conductance.
La conductance d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique de concentration molaire apportée c1 =1,5 10-3 mol/L vaut G1
= 703 µS à la température de 25°C. Avec la même cellule
conductimétrique et à la même température, on mesure la conductance
d'une solution aqueuse d'acide chloroéthanoïque de concentration en
soluté apporté C2 =5,0 10-3 mol/L et on trouve G2 = 866 µS.
On donne : couple acide chloroéthanoïque / ion chloroéthanoate ClCH2COOH/ ClCH2-COO-. lH3O+ = 3,5 10-2 S m2 mol-1 ; lCl- = 7,6 10-3 S m2 mol-1 ; lClCH2COO- = 4,2 10-3 S m2 mol-1.
Calculer le taux d'avancement final ( en % ) de la réaction de l'acide chloroéthanoïque sur l'eau. A- 15. Faux. B- 27.Faux.C-31. Faux. D- 35.Faux.E- 40.Vrai. F- autre.Faux.
Constante de cellule k = s1/G1 m-1. s1 =lCl- [Cl-] + lH3O+ [H3O+] = ( lCl-+lH3O+ ) c1 avec c1 = 1,5 mol m-3. s1 =(7,6 +35) 10-3 *1,5 =63,9 10-3 S m-1.
k = 63,9 10-3 / 703 10-6 =90,9 m-1. s2 =k G2 = 90,9 *866 10-6 =7,87 10-2 S m-1. s2 =lClCH2COO- [ClCH2-COO-] +lH3O+ [H3O+] =( lClCH2COO-+lH3O+) [ClCH2-COO-] s2 =(4,2 +35) 10-3[ClCH2-COO-] =39,2 10-3[ClCH2-COO-] [ClCH2-COO-] = 7,87 10-2 / 39,2 10-3 =2,0 mol m-3.
Taux d'avancement final : 100 [ClCH2-COO-] / c2 =100*2,0 / 5 = 40 %.
En déduire la valeur du pKa du couple acide chloroéthanoïque / ion chloroéthanoate. A- 2,9. Vrai. B- 3,1.Faux.C-3,4. Faux. D- 3,7.Faux.E- 4,8.Faux. F- autre.Faux.
Ka =[ClCH2-COO-] [H3O+] / [ClCH2COOH] = (2,0 10-3)2 / ((5-2) 10-3)=1,33 10-3.
pKa = - log(1,33 10-3) =2,9.
Synthèse de l'acide benzoïque. On réalise au laboratoire la synthèse de l'acide benzoïque C6H5COOH. On introduit dans un ballon :
- 2,0 mL d'alcool benzylique C6H5CH2OH
- 20 mL d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire en soluté apporté c = 1,0 mol/L 90 mL d'une solution aqueuse de permanganate de potassium de concentration molaire en soluté apporté c' = 0,50 mol/L.
On chauffe à reflux le mélange réactionnel contenu dans le ballon, pendant environ 20 min.
On ajoute ensuite quelques gouttes d'éthanol pour faire disparaître
l'excès d'ion permanganate. On filtre le mélange réactionnel et on
ajoute de l'acide sulfurique concentré au filtrat. Il se forme un
solide blanc: l'acide benzoïque. On obtient m = 1,6 g d'acide benzoïque.
On donne la densité de l'alcool benzylique d = 1,05. 3C6H5CH2OH + 4 MnO4- ---> 3C6H5COO- +4MnO2(s) +HO- +4H2O.
Calculer le rendement de la synthèse ( en % ). A- 48. Faux. B- 52.Faux.C-59. Faux. D- 67.Vrai.E- 76.Faux. F- autre.Faux. Masse d'alcool benzylique : 2,0 *1,05 = 2,1 g.
Masse molaire de cet alcool : M = 108 g/mol; n(alcool) = m/M = 2,1 / 108 =0,01944 mol.
D'après les nombres stoechiométriques : n( acide benzoïque) = (alcool) = 0,01944 mol.
Masse molaire de l'acide benzoïque M = 122 g/mol.
Masse théorique d'acide benzoïque : mthéorique = 0,01944*122 =2,37 g.
Rendement = 100 * mréelle / mthéorique= 100*1,6 / 2,37 = 67 %.
Pourcentage massique en cuivre dans la bouillie bordelaise.
La bouillie bordelaise est constituée d'un mélange de sulfate de cuivre pentahydraté CuSO4,5H2O et de chaux éteinte Ca(OH)2. Mode opératoire :
Dans une fiole jaugée de 1000 mL, on introduit 1,50 g de bouillie bordelaise commerciale en poudre.
On verse un peu d'eau distillée dans la fiole, on bouche et on agite jusqu'à dissolution complète.
On introduit 20 mL de solution aqueuse d'acide chlorhydrique de concentration c = 1,00 mol/L.
On complète ensuite avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge, on bouche et on homogénéise la solution. On note S0 la solution ainsi préparée.
La solution d'acide chlorhydrique permet d'obtenir le pH nécessaire
pour que l'élement cuivre soit exclusivement sous forme d'ion Cu2+aq. On verse V0 = 20,0 mL de la solution S0 dans un erlenmeyer.
On ajoute une masse m = 1,00 g d'iodure de potassium KI(s) dans le volume précédent. ( On suppose que V0 reste constant et que KI se dissout totalement ).
La réaction entre les ions cuivre (II) et les ions iodure I- est totale et donne du diiode et un précipité blanc d'iodure de cuivre.
Les ions iodures sont introduits en escès.
On dose le diiode formé par une solution de thiosulfate de sodium de concentration c = 5,00 10-3 mol/L. Le volume équivalent est Véq = 18,4 mL.
Couple oxydant / réducteur Cu2+aq / CuI(s) ; I2aq / I-aq ; S4O62-aq / S2O32-aq.
Quantité de matière d'ion thiosulfate : n(S2O32-aq) = cVéq =5,00 10-3 *18,4 =9,2 10-2 mmol. 2S2O32-aq +I2aq = 2 I-aq +S4O62-aq (1)
Quantité de matière de diiode : n(I2aq ) = ½n(S2O32-aq) =4,6 10-2 mmol. 2Cu2+aq +4 I-aq =2CuI(s) + I2 aq (2)
Quantité de matière d'ion cuivre (II) : n (Cu2+aq)= 2 n(I2aq ) =9,2 10-2 mmol dans 20 mL.
Soit dans 1 L : 9,2 10-2 *1000/20 =4,6 mmol.
Masse d'élément cuivre : 4,6 *63,5 = 292 mg = 0,29 g
% massique en élément cuivre : 0,292 / 1,50 *100 =19,5 %.
Concentration des ions iodure à l'équivalence.
Quantité de matière initiale d'ion iodure : n1 =m /M(KI) =1,00 / (39,1+126,9) =6,024 10-3 mol.
Quantité de matière d'ion iodure disparu en (2) : 2 n (Cu2+aq)= 2*9,2 10-5 = 1,84 10-4 mol.
Quantité de matière d'ion iodure formé en (1) : n(S2O32-aq) =9,2 10-5 mol.
Bilan : 6,024 10-3 + 9,2 10-5 -1,84 10-4 =5,932 10-3 mol. Volume total à l'équivalence :V0+Véq = 20 + 18,4 = 38,4 mL [ I-aq] =5,932 10-3 / 38,4 10-3= 0,154 mol/L.
