Données : Le vert de malachite est un indicateur coloré acido-basique dont la zone de virage est délimitée par les valeurs de pH : 11,5-13,2. Sa teinte acide est verte ; sa teinte basique est incolore. Volume molaire des gaz V_m= 24,0 L/mol. La température des solutions est 25°C.

couples :ion ammonium / ammoniac : pKa₁ ; acide éthanoïque / ion éthanoate pKa₂ = 4,8.
Aides aux calculs : 10^0,8 = 6,3 ; 10^-0,8 = 0,16.

On dissout un volume V₀ d'ammoniac gazeux NH₃ dans de l'eau pure de façon à obtenir une solution de volume V₁ = 5,0 L et de concentration molaire en soluté apporté C₁ = 6,3 10^-4 mol/L. On mesure le pH : pH₁ = 10,0.

1. La solution S₁ est-elle acide, neutre ou basique ? Justifier.
2. Quelle serait la couleur de la solution si on ajoutait quelques gouttes de vert de malachite ?
3. Exprimer littéralement la quantité de matière initiale n₀ d'ammoniac et le volume V₀.
4. Ecrire l'équation de la réaction entre l'ammoniac et l'eau pure ( équation 1)
5. Etablir le tableau descriptif de l'évolution du système en y faisant apparaître les grandeurs C₁ et V₁, l'avancement x_eq dans l'état d'équilibre.
6. Calculer les concentrations molaires effectives de toutes les espèces chimiques ( autres que l'eau) dans la solution S₁.
7. Exprimer littéralement puis calculer la valeur du taux d'avancement final t de la réaction symbolisée par l'équation 1.
8. Définir la constante d'acidité d'un couple acide base.
   - Exprimer littéralement puis calculer la valeur de la constante d'acidité du couple ion ammonium/ammoniac en utilisant les concentrations molaires calculées question 6.
9. On ajoute dans la solution S₁, sans modification notable de volume, n₂= 5,0 10^-3 mol d'acide éthanoïque. Après dissolution on obtient la solution S₂ dont le pH est noté pH₂.
   - Ecrire l'équation de la réaction entre l'ammoniac et l'acide éthanoïque ( équation 2).
   - Exprimer littéralement puis estimer l'ordre de gandeur de la constante K₂ associée à l'équation 2.
   - Exprimer littéralement puis calculer la valeur du quotient de réaction Q_{r i} dans l'état initial du nouveau système.
   - En déduire le sens d'évolution du système.
   - Prévoir sans calcul si pH₂ est égal, supérieur, inférieur à pH₁. Justifier.

Données : e = 1,6 10-19 C ; Ag : 108 ; Cr : 52 g/mol.

On réalise la pile chrome argent à partir des couples Ag⁺(aq)/Ag(s) et Cr³⁺(aq)/Cr(s). Les concentrations molaires initiales des ions métalliques sont égales [Ag⁺]₀=[Cr³⁺]₀=0,10 mol/L et les masses initiales des électrodes sont égales m_(Ag)0 = m_(Cr)0 = 10 g. La pile débite un courant constant d'intensité I= 30 mA pendant une durée Dt= 9650 s. Le courant circule à l'extérieur de la pile de l'électrode d'argent vers l'électrode de chrome.

1. Ecrire les équations des réactions ayant lieu dans chaque demi-pile. Préciser s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction. Justifier à partir du sens du courant.
2. En déduire l'équation de la réaction qui traduit le fonctionnement de la pile.
3. Exprimer littéralement la quantité d'électricité débitée par la pile pendant la durée D t.
4. En déduire l'expression littérale de la quantité de matière d'électrons qui a circulé pendant cette durée. Faire l'application numérique.
5. En déduire l'expression littérale de la variation de masse de l'électrode de chrome. Préciser s'il s'agit d'une augmentation ou d'une diminution. Faire l'application numérique.

On étudie la cinétique de la formation du méthanoate de propyle à partir d'un acide A et d'un alcool B. On maintient à température constante sept erlenmeyers numérotés 1, 2, 3... contenant un mélange de n_(A)0 = 3,00 10^-2 mol d'acide A et n_(B)0 = 2,00 10^-2 mol d'alcool B. Ces erlenmeyers sont tous préparés à la date t=0 et on dose, d'heure en heure, l'acide A restant dans le mélange. Le titrage de l'acide restant est réalisé par une solution d'hydroxyde de sodium ( soude) de concentration molaire c=1,00 mol/L. A l'intant t₁=1 heure on dose l'erlenmeyer 1, à t₂=2 heures, on dose l'erlenmeyer 2....

1. Réaction d'estérification : en utilisant les formules emi-développées, écrire l'équation de la réaction d'estérification et nommer l'acide A et l'alcool B ( équation 1).
2. Titrage de l'acide restant : écrire l'équation de la réaction de titrage de l'acide A par la soude ( équation 2)
   - Pour l'erlenmeyer n°1, le volume de solution de soude versé pour atteindre l'équivalence est V_1,E=22,5 mL. En déduire la quantité de matière d'acide n_A1 restant dans l'erlenmeyer à la date t₁. Justifier. Faire l'application numérique.
3. Cinétique de la réaction d'estérification : Dresser le tableau descriptif de l'évolution du système ( équation 1). L'ester est noté E.
   - Calculer l'avancement x₁ à la date t₁ et en déduire la composition ( en mol) du mélange à cette date.
   - Déterminer l'avancement maximal de cette réaction.
   - Le titrage de l'acide restant dans les autres erlenmeyer donne les résultats suivants :

   t (en h)	2	3	4	5	6	7
   x( en mol)	1,20 10-2	1,41 10-2	1,53 10-2	1,60 10-2	1,60 10-2	1,60 10-2

   Définir puis calculer le rendement de la réaction.
4. Amélioration du rendement : quel autre réactif peut-on utiliser afin d'améliorer le rendement de l'estérification ? Le nommer et en utilisant les formules semi-développées écrire l'équation de la préparation de l'ester.