Exercices de chimie : concours Technicien Aix-Marseille 2014


Exercice 1.
Trois vieux flacons sans étiquette sont retrouvés dans un placard. En saisissant ces flacons, le manipulateur retrouve trois étiquettes. Il est mentionné sur chaque étiquette un nom de solvant : chloroforme, hexane et méthanol. Mais quel flacon contient quel solvant ? Ces solvantts sont des CMR, deux sont inflammables, deux sont interdits en laboratoires de TP et au moins l'un d'entre eux est neurotoxique.
Qu'est ce qu'un CMR ?
Un composé
cancérogène, mutagène reprotoxique.
Quels sont les deux solvants inflammables ?.
Méthanol et hexane.
Quels sont les solvants interdits en laboratoire de TP ?
Le n-hexane est à proscrire : le remplacer par le cyclohexane ou le n-heptane.
Le méthanol sera remplacer par l'éthanol ou le butan-1-ol.
Comment identifier les trois solvants ?
Seul le méthanol est miscible à l'eau.
Le chloroforme est plus dense que l'eau ; l'hexane est moins dense que l'eau.

Exercice 3.
To a solution of propanoic acide ( 1,11 g) in anhydrous methanol ( 15 mL) at room temperature was added under stirring thionyl chloride SOCl2 ( 1,64 mL). The resulting mixture was heated at reflux for 2 hours. It was then cooled and concentrated under reduced pressure. The residue was partitioned between ethyl acetate and aqueous saturated sodium hydrogen carbonate solution. The biphasic mixture was separated and the aqueous portion was extracted with ethyl acetate. The combined organic layers were dried over anhydrous magnesium sulfate MgSO4, filtered and the filtrate was concentrated under reduced pressure. The resulting residue was purified by flash column chromatography to provide the corresponding methyl ester as a colorless oil (  0,78 g).
Traduire ce mode opératoire en français.
A température ambiante, on ajoute 1,64 mL de chlorure de thionyle à 15 mL de méthanol anhydre contenant 1,11 g d'acide propanoïque. Le mélange réactionnel est chauffé à reflux pendant  2 heures. Il est refroidit et concentré sous pression réduite. Le résidu est partitionné en ajoutant de l'acétate d'éthyle et une solution aqueuse saturée d'hydrogénocarbonate de sodium.  On extrait   la phase aqueuse avec de l'acétate d'éthyle. La phase organique est lavée et séchée sur sulfate de magnésium anhydre, filtrée et le filtrat est concentré sous pression réduite Le composé résiduel est purifié par chromatographie sur colonne. On obtient une huile, l'ester méthylé (0,78 g).                 
Sachant que le réactif limitant est l'acide carboxylique, calculer le rendement de la réaction.
CH3-CH2-COOH + CH3OH --->
CH3-CH2-CO-OCH3 + H2O.
M(
CH3-CH2-COOH) =12*3+6+2*16 =74 g/mol  ; n = 1,11 / 74 = 0,015 mol.
On peut espérer obtenir au mieux 0,015 mol d'ester.
M(
CH3-CH2-CO-OCH3) =4*12 +8+2*16=88 g/mol ; mthéorique  =0,015*88 =1,32 g.
Rendement : 0,78 / 1,32 =0,59 ( 59 %).

Qelle est la valeur de "room temperature" ?
Température de la salle : 20 °C.





Exercice 4.
Une solution aqueuse d'acide méthanoïque de concentration c = 3,0 10-2 mol/L a un pH égal à 2,65 à 25°C.
Ecrire l'équation de la réaction qui se produit lors de la mise en solution de l'acide méthanoïque dans l'eau.
HCOOH + H2O = HCOO- +H3O+.
Déterminer les concentrations des ions oxonium, méthanoate et de l'acide méthanoïque.
[
HCOO-]=[H3O+]= 10-pH =10-2,65 =2,2239 10-3 ~2,2 10-3 mol.
[HCOOH]= c-
[HCOO-] =3,0 10-2 -2,2239 10-3 =2,776 10-2 ~2,8 10-2 mol.
En déduire la constante d'acidité et le pKa du couple considéré.
Ka =
[HCOO-] [H3O+] / [HCOOH]=  (2,2239 10-3)2/(2,776 10-2)=1,78 10-4 ~1,8 10-4.
pKa = - log(
1,78 10-4) ~3,7.

.


Exercice 5. Dosage des nitrates dans un engrais.
Pour préparer une solution de fer (II), on pèse 7,845 g de sel de Mohr ( Fe(NH4)2(SO4)2,6H2O) que l'on dissout dans une fiole jaugée de 100 mL en ajoutant de l'eau distillée et de l'acide sulfurique.
Calculer la concentration en ion fer (II) de cette solution.
M( sel de Mohr) = 55,85 +28+8+2(32+4*16)+6*18=391,85 g/mol ; n( sel de Mohr) = n(Fe2+) =7,845 / 391,85 =2,002 10-2 mol.
[Fe2+] =c2 =2,002 10-2 /0,100 = 0,200 mol/L.
On pèse 1,25 g d'engrais que l'on dissout dans 100 mL d'eau distillée. Soit V0 le volume de cette solution. On porte à ébullition en milieu acide, une masse connue d'engrais en présence d'une quantité connue et en excès d'ion fer (II). Une partie de ces ions fer (II) sont oxydés tandis que les ions nitrate sont réduits en monxyde d'azote.
 Sachant que les couples oxydant / réducteur mis en jeu sont Fe3+ aq / Fe2+aq et NO3- aq / NO(g) en déduire l'équation de la réaction entre les ions nitrate et les ions Fe2+.
Oxydation de Fe2+aq : 3 Fe2+aq =3 Fe3+aq + 3e-.
Réduction de NO3- aq : NO3- aq + 4 H+aq+ 3e- = NO(g) + 2H2O(l).
Ajouter ces deux demi-équations, puis simplifier.
4 H+aq + NO3- aq +3Fe2+aq = NO(g) + 2H2O(l) + 3 Fe2+aq. (1)
En déduire la relaltion entre les quantités de matière d'ion fer (II) et nitrate.
n(Fe2+) = 3 n(NO3- ).
Les ions fer  (II) en excès sont dosés par une solution de permanganate de potassium de concentration c3.
Ecrire les deux demi-équations puis le bilan de ce dosage dit en retour. Donner la relation entre les quantités de matière d'ion fer (II) en excès et d'ion permanganate.
5 Fe2+aq =5 Fe3+aq + 5e-.
MnO4- + 8H+ +5e- =Mn2+ + 4H2O.
MnO4- + 8H+ +5 Fe2+aq =Mn2+ + 4H2O +5 Fe3+aq.
 n(Fe2+) excès = 5n(
MnO4-).
On place dans un erlenmeyer V1 = 10 mL de la solution d'engrais et V2 = 10 mL de la solution de sel de Mohr. On ajoute environ 10 mL d'acide sulfurique dilué. On chauffe et on maintient l'ébullition une dizaine de minutes. On refroidit, puis on dose l'excès d'ion fer (II) par la solution de permanganate de potassium de concentration c3 =1 / 50 mol/L placée dans la burette. Le volume équivalent versé est V3 =9,1 mL.
Exprimer la concentration en ion nitrate [NO3-] en fonction  de V1, V2, V3, C2 et C3. Faire l'application numérique.
n(MnO4-) =c3 V3 ;  n(Fe2+) excès =5c3 V3 =5 / 50 * 9,1 = 0,91 mmol.
n(Fe2+)total =c2V2 =0,200 * 10 = 2,0 mmol.
n(Fe2+) ayant réagi avec nitrate =n(Fe2+)total -n(Fe2+) excès=c2V2 -5c3 V3 =2,0-0,91 = 1,09 mmol.
n(NO3- ) = n(Fe2+) ayant réagi avec nitrate /3 =(c2V2 -5c3 V3)/3 =1,09 / 3 = 0,363 mmol.
[NO3- ]= n(NO3- ) / V1 =(c2V2 -5c3 V3) / (3 V1)=0,363 / 10 = 0,0363 ~0,036 mol/L.
Calculer la masse d'azote contenue dans la solution préparée, sous forme de nitrate. Calculer le pourcentage en élément azote dans cet engrais.
Quantité de matière d'ion nitrate dans 100 mL :
[NO3- ]*0,100 = 3,63 10-3 mol.
Masse d'élément azote : 14*3,63 10-3 =0,050867 ~0,051 g soit 0,050867 /1,25*100 ~4,1 %.



Donner la formue brute et la formule semi-développée des composés organiques suivants :
Acétone : C3H6O ; CH3-CO-CH3.
Butane : C4H10 ; CH3-CH2-CH2-CH3.
Pentan-1-ol : C5H12O ; CH3-CH2-CH2-CH2-CH2OH.
Acétate d'éthyle : C4H8O2 ; CH3-COO-CH2-CH3.
Chlorure de méthylène : CH2Cl2.
Acide acétique :C2H4O2 ; CH3-COOH.
Quels sont les autres noms de l'acétone, chlorure de méthylène, acide acétique.
Acétone ou propanone ;chlorure de méthylène ou dichlorométhane ; acide acétique ou acide éthanoïque.






  

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