Aurélie 30/04/13
 

 

Exercices de chimie, solutions aqueuses , d'après concours ITRF Nancy I 2010.

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Problème 3.
Le cuivre naturel est composé de deux isotopes stables 6329Cu et 6529Cu. Leur masse atomique sont respectivement ( en unité de masse atomique ) 62,929 et 64,927.
Indiquer le nombre de protons, neutrons et électrons pour ce type d'atomes.
6329Cu  : 29 protons, 29 électrons et 63-29 = 34 neutrons ; 6529Cu : 29 protons, 29 électrons et 36 neutrons.
La masse atomique du mélange isotopique naturel est 63,540.
Calculer l'abondance ( en %) de chacun des isotopes.
On note x, la fraction de
6329Cu et 1-x celle de 6529Cu.
62,929 x + (1-x)*64,927 = 63,540 ; x = 0,694 ~69,4 %. (1-x ) = 0,306 ~30,6 %.
Parmi les composés suivants, quels sont ceux dont la liaison chimique est covalente ?
NH3( covalent) ; KCl( ionique) ; CaCl2 ( ionique ) ; O2 ( covalent ).
Problème 4.
On dissout 10 g de chlorure de sodium et 10 g de dichlorure de calcium dans 250 mL d'eau.
Calculer les pourcentages en masses et en quantités de matière ( moles) des constituants introduits en solution. M(Na) = 23 g/mol ; M(Ca) = 40,1 g/mol ; M(Cl) = 35,5 g/mol.
Ces solides sont entièrement dissociés dans l'eau.
n(NaCl) = 10 / (23+35,5 ) =0,171 mol ; n(Na+) =n(Cl-)= 0,171 mol.
n(CaCl2) =10 / (40,1 +2*35,5) =0,090 mol ; n(Ca2+) = 0,090 mol ; n(Cl-) = 2
n(Ca2+) = 0,18 mol.
Quantité de matière total d'ions chlorure : 0,171+0,18 = 0,351 mol.
Quantité de matière totale d'ion : N= 0,351 +0,171+0,09 = 0,612 mol.
% chlorure : 0,351*100/0,612 =57,4 % ; % ion sodium : 17,1 / 0,612 =27,9 % ; % ion calcium : 9 / 0,612 =14,7 %.
Masse d'ion chlorure : 0,351*35,5 =12,46 g soit 12,46*100/20 =62,3 % ;
Masse d'ion sodium : 0,171*23 =3,93 g ou 393/20 = 19,7 %.
Masse d'ion calcium : 0,09*40,1 =3,61 g ou 361/20 =18,0%
Quelle est la concentration des ions chlorure ?
[Cl-] =0,351 / 0,25 =1,4 mol/L.
Dans quelles conditions observe t-on une pripitation ?
On oberve une précipitation si l'une des concentrations en soluté apporté dépasse la solubilité du chlorure de sodium ou du chlorure de calcium dans cette solution où l'ion chlorure est apporté( ion commun ) par les deux solides.
On dispose de 500 mL d'une solution aqueuse A de nitrate d'argent AgNO3 de concentration 10-3 mol/L et de 500 mL d'une solution B de K2CrO4 de concentration 10-4 mol/L. La dissociation de ces deux composés dans l'eau est totale.
Ecrire les équations bilan de dissociation de ces deux solides dans l'eau.
AgNO3(s) --> Ag+aq +NO3-aq.
K2CrO4 (s) ---> 2K+aq + CrO42-aq.
Calculer les quantités de matière des ions présents dans la solution A.
n(
Ag+aq) = n(NO3-aq) = 0,5 10-3 = 5 10-4 mol.
Calculer les quantités de matière des ions présents dans la solution B.
n(
CrO42-aq) = 0,5 10-4 = 5 10-5 mol ; n(K+aq) = 2n(CrO42-aq) =10-4 mol.
On mélange les solutions A et B.
Exprimer la relation entre le produit de solubilité de Ag2CrO4 et les espèces concernées.
Ag2CrO4(s) =2Ag+aq +CrO42-aq.  Ks = [Ag+aq]2[CrO42-aq].
Observe t-on une précipitation après mélange des olutions ? Justifier. Ks = 2 10-12.
Le volume total du mélange est égal à 1 L.
Quotient initial Qr i =
[Ag+aq]i2[CrO42-aq]i =(5 10-4 )2 *5 10-5 =1,25 10-11.
Qr i < Ks : aucun précipité n'apparaît.

.


On dispose de deux solutions aqueuses, l'une (S1) qui contient 1,15 10-2 mol d'acide chlorhydrique HCl dans 0,2 L d'eau, l'autre ( S2) contient 1,15 10-2 mol d'hydroxyde de sodium NaOH dans 0,1 L d'eau.
Evaluer le pH de chaque solution.
S1 : [H3O+] = 1,15 10-2 / 0,2 = 0,0575 mol/L ; pH=- log[H3O+] =-log 0,0575 = 1,2.
S2 : [HO-]=1,15 10-2 / 0,1 = 0,115 mol/L ;
[H3O+] =10-14 / [HO-]=8,7 10-14 ; pH = -log(8,7 10-14) =13,1.
On constitue les quatre mélanges suivants. Evaluer le pH de chaque mélange.
Le volume total de chaque mélange est 20 mL.
Réaction acide base :
H3O+aq + HO-aq ---> 2H2O(l).
Mélange1234
Volume de S1( L)1 10-2
Volume de S2( L)02 10-35 10-31 10-2
Volume d'eau ajouté1 10-28 10-35 10-30
(1) : [H3O+] =0,0575 *10/20 = 0,02875 ; pH = - log 0,02875 =1,5, solution acide.
(2) : n(
H3O+) =0,010 *0,0575 =5,75 10-4 mol ; n(HO-) =2 10-3*0,115 =2,3 10-4 mol.
H3O+est en excès de : 5,75 10-4 -2,3 10-4 =3,45 10-4 mol dans 0,020 L.
[H3O+] =3,45 10-4/0,020 = 1,73 10-2 mol/L ; pH = - log 1,73 10-2 =1,77 ~1,8, solution acide.
(3) : n(H3O+) =0,010 *0,0575 =5,75 10-4 mol ; n(HO-) =5 10-3*0,115 =5,75 10-4 mol.
H3O+et HO-sont en proportions stoechiométriques ; à l'équivalence du dosage acide fort, base forte, le pH vaut 7,0, solution neutre.
(4) : [HO-]=0,115 *10/ 20 = 5,75 10-2 mol/L ; [H3O+] =10-14 / [HO-]=1,74 10-13 ; pH = -log(1,74 10-13) =12,8, solution basique.
Problème 5.
Equilibrer l'équation d'oxydo-réduction suivante.
MnO4- + 8
H3O+ + 5 Fe2+ = Mn2+ + 12 H2O + 5 Fe3+.
Problème 6. Cinétique chimique.
Dosage du peroxyde d'hydrogène présent dans une solution commerciale S1 d'eau oxygénée.
10 mL de S1 sont dilués par de l'eau dans une fiole jaugée de 200 mL pour fournir la solution S2.
10 mL de S2 sont placés dans un erlenmeyer contenant 2,5 10-3 mol d'une solution d'iodure de potasium ( KI) en excès et 5 mL d'acide sulfurique.
Ecrire les deux demi-équations électroniques et l'équation bilan de la réaction d'oxydation des ions iodures par l'eau oxygénée, en milieu acide.
Couple I2/I- : 2I-aq = I2 aq+ 2e-.
Couple H2O2/H2O :
H2O2+ 2e- + 2H+aq = 2H2O.
2I-aq +H2O2 + 2H+aq= I2 aq + 2H2O. (1)
Le contenu de l'erlenmeyer est dosé par une solution de thiosulfate de sodium de molarité 0,12 mol/L.
Ecrire les deux demi-équations électroniques et l'équation bilan de la réaction du dosage du diiode par les ions thiosulfate.
Couple I2/I- :  I2 aq+ 2e-=2I-aq.
Couple S4O62-/
S2O32-: 2S2O32- aq= S4O62-aq+ 2e-.
I2 aq+ 2S2O32-aq = 2I-aq + S4O62-aq.
La décoloration du diiode intervient pour un volume moyen de 13,85 mL de thiosulfate de sodium versé.
Calculer la molarité en eau oxygénée de la solution S1.
A l'équivalence : n(
S2O32-aq)  = 13,85 10-3 *0,12 =1,66 10-3 mol ; n(I2)excès = ½n(S2O32-aq)  =8,31 10-4 mol.
Quantité de matière initiale d'ion iodure : n0 =
2,5 10-3 mol.
Quantité de matière d'ion iodure oxydé par l'eau oxygénée : n1 =2,5 10-3-8,31 10-4  = 1,7 10-3 mol.
Daprès
(1) : n(H2O2) = ½ n1=  8,5 10-4 mol dans 10 mL de S2 soit 1,7 10-2 mol dans 200 mL. [H2O2]S2 =8,5 10-2 mol/L.
Tenir compte du facteur de dilution F = 200 / 10 = 20 : [H2O2]S1 = 1,7 mol/L.




On se propose de suivre la disparition du peroxyde d'hydrogène au cours de sa décomposition suivant la réaction : H2O2 --> ½O2 + H2O.
Cette expérience est rélisée à température ambiante. Le graphique suivant représente l'évolution au cours du temps de la concentration en peroxyde d'hydrogène.

Définir la vitesse moyenne de disparition du composé
.
vmoy = -D[H2O2] / Dt = -(
[H2O2]t2-[H2O2]t1) / (t2-t1), exprimée en mol L-1 min-1.
Calculer cette vitesse moyenne dans l'intervalle  de temps 15 ; 30 min.
vmoy =-(0,44 -0,88) / 15 = 2,9 10-2 mol L-1 min-1.
Définir la vitesse instantanée de disparition de H2O2 et la calculer à t=0.
v = -d
[H2O2] /dt ; en valeur absolue, c'est le coefficient directeur de la tangente à la courbe à la date t choisie.

Comment évolue cette vitesse instantanée au cours du temps ? Justifier.
La concentration de l'eau oxygénée diminue au cours du temps ; or la concentration d'un réactif est un facteur cinétique. La vitesse instantanée de disparition de l'eau oxygénée diminue donc au cours du temps.
Donner le temps de demi-réaction
.
A t = t½, l'avancement est égal à la moitié de l'avancement final.




  


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