On étudie une solution aqueuse saturée de sulfate d'argent. A. La dissolution dans l'eau pure du sulfate d'argent solide Ag2S04(s) est modélisée par l'équation: Ag2S04(s)= Ag+(aq) +SO42-(aq). Faux. Ag2S04(s)= 2Ag+(aq) +SO42-(aq). On note s la solubilité du sulfate d'argent dans l'eau pure. B. L'expression de la conductivité s d'une solution saturée de sulfate d'argent dans l'eau pure est: s = ( lAg+ +lSO4 2-) s.Faux. La solution est électriquement neutre : [ Ag+(aq)] = 2[SO42-(aq)] avec [ Ag+(aq)]= 2s et [SO42-(aq)]= s. s = lAg+[ Ag+(aq)] +lSO4 2-[SO42-(aq)] = (2lAg+ +lSO4 2-) s. A 25°C, la conductivité de la solution saturée en sulfate d'argent est s= 0,45 S.m-1.
Données : Conductivités ioniques molaires (S.m2.mol-1) : lAg+= 0,6.10-2; lSO4 2-= 1,6.10-2;
4,5 /2,8 =1,6 ; 4,5 /2,2 =2,0. C. La solubilité s du sulfate d'argent dans l'eau pure est s = 16 x10-3 mol/L.Vrai. s =s /(2lAg+ +lSO4 2-) =45 / (1,2 +1,6) = 45 / 2,8 =16 mol m-3 = 16 10-3 mol/L. D. L'expression de la constante d'équilibre Ks de la dissolution du sulfate d'argent dans l'eau pure est:
Ks = s2.Faux. Ks = [Ag+(aq)]2[SO42-(aq)] =4s3.
Dans les piles de type Li / S02, le lithium métal constitue une électrode. L'autre électrode est constituée de
carbone. Entre les deux, un électrolyte contient du dioxyde de soufre S02 et du bromure de lithium.
La transformation qui se produit lors de la réaction dans la pile est modélisée par l'équation chimique :
2 Li(s) + 2 S02(aq) = 2 Li+(aq)+ S2042-(aq)
Donnée : 1 Faraday : F~1,0 105 C mol-1. A. Le dioxyde de soufre joue un rôle d'oxydant dans cette réaction.Vrai. 2 S02(aq) + 2e- =S2042-(aq). B. Le métal lithium constitue l'électrode positive de la pile. Faux. 2 Li(s) = 2Li+(aq) +2e- . C. La consommation d'une mole de lithium produit une quantité d'électricité environ égale à 2,0 x105 C. Faux. La quantité de matière d'électrons est égale à la quantité de matière de lithium. D. Lorsque la pile débite un courant de 10 mA pendant une durée égale à 1,0 x104 s, la variation de la
masse de l'électrode de lithium est environ égale à 6,9 mg.Vrai. Quantité d'électricité Q = It = 0,01 *1,0 x104 = 100 C.
Quantité de matière d'électron : n= 100 / 1,0 105 = 1,0 10-3 mol
Quantité de matière de lithium n = 1,0 10-3 mol
masse de lithium : n M(Li) = 1,0 10-3 *6,9 = 6,9 10-3 g = 6,9 mg.
Pour fabriquer du dichlore gazeux Cl2(g),on effectue l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium (Na+aq) + Cl-(aq)). On travaille sous hotte avec une tension de 3,55 V et une intensité de 45 kA. La
transformation qui se produit lors de la réaction d'électrolyse est modélisée par l'équation chimique:
2 Cl-(aq) + 2 H20(l) = Cl2(g) + H2(g) + 2 HO-(aq) A. Parmi les réactifs, l'eau est l'oxydant.Vrai. 2 H20(l) + 2e- = H2(g) + 2 HO-(aq). B. Le dichlore se dégage à l'anode. Vrai. 2 Cl-(aq) = Cl2(g) + 2e-. Oxydation des ions chlorure à l'anode positive. C. La réaction peut également servir àproduire de l 'hydroxyde de sodium. Vrai. Dans la mesure où l'on sépare les produits. D. Si le rendement était de 100%, il faudrait une énergie d'environ égale à 2,0 x 1010 J pour produire une tonne de dichlore. Faux. 1 t = 106 g ; n(dichlore) = 106 / 71 = 1,41 104 mol. Quantité de matière d'électrons : 2 n(dichlore) = 2,82 104 mol. ( 106 / 35,5) Quantité d'électricité : Q =2,82 104 * 105 = 2,82 109 C. ( 1011 / 35,5) Energie : QU =2,82 109 *3,55 =1,0 1010 J.( 1011 / 35,5*3,55 )
On étame les ustensiles de cuisine en cuivre pour éviter
qu'ils se couvrent de « vert de gris» dont le contact avec les aliments
est toxique. On souhaite étamer une casserole, c'est-à-dire déposer un
métal sur
le cuivre afin d'éviter son oxydation. Le dépôt de volume V= 11,9 cm3 est effectué par électrolyse d'une solution contenant des ions étain (Sn 2+(aq) dans laquelle on fait passer un courant d'intensité constante
1= 250 mA. L'autre électrode est en étain.
Données: Couple Sn 2+(aq)/ Sn(s)
Masse volumique de l'étain : r = 7,5 g .cm-3 A. La casserole en cuivre à étamer constitue l'anode.Faux. Le dépôt d'étain s'effectue à la cathode. B. La réaction se produisant sur la casserole de cuivre est une oxydation.Faux. Réduction des ions étain (II) : Sn 2+(aq) + 2e- = Sn(s). C. Plus de cent heures sont nécessairespour réaliser ce dépôt.Vrai. masse d'étain déposé : Vr = 11,9*7,5 =89,25 g Quantité de matière d'étain : n =m/M = 89,25 / 118,7 =0,752 mol Quantité de matière d'électrons : 2n = 1,50 mol Quantité d'électricité : Q = 2n F = 1,5 105 C Dure : Q / I = 1,5 105 /0,25 =6,0 105 s = 167 heures. D. L'étamage est une transformation forcée.Vrai. L'étamage est une électrolyse.
On fait réagir 30 g d'acide éthanoïque (CH3-COOH)avec 74 g de butan-l-ol (C2H5-CH2-CH20H).
La constante d'équilibre de la réaction est K = 4. A. Il Y a au total trois autres molécules isomères du butan-1-ol. Faux. B. L'ester obtenu est l'éthanoate de butyle. Vrai. C. L'acide éthanoïque est le réactif en excès. Faux. Quantités de matière initiales : n ( acide) = m / m = 30 / 60 = 0,5 mol ; n(alcool) = 74 / 74 = 1 mol. D. L'avancement de la réaction à l'équilibre est xf=3 mol. Faux. L'avancement ne peut pas être supérieur à 0,5 mol.
La triacétine, utilisée comme additif alimentaire, est une substance
artificielle. Elle porte le numéro de code E 1518. Dans les conditions
habituelles de température et de pression, la triacétine est un liquide
huileux et incolore.
Données concernant la triacétine :
Densité: d = 1,16; masse molaire: M = 218 g/mol. A. La triacétine est un triester du glycérol (ou propan-1,2, 3-triol). Vrai. B. Pour synthétiser deux
moles de triacétine, il faut utiliser 6 mol d'acide éthanoïque sachant
que le rendement de la réaction est égal à 2/3.Faux. glycérol + 3 acide éthanoïque = triacétine + 3 eau. Pour un rendement de 100 % : 2 moles de triacétine nécessitent 6 moles d'acide éthanoïque. Pour un rendement de 2/3, il faudra : 9 moles d'acide éthanoïque afin d'obtenir 2 moles de triacétine. C. La saponification de la triacétine par la soude donne lieu à la formation d'acide éthanoïque. Faux. En milieu basique, c'est l'ion éthanoate qui prédomine. D. Le volume occupé par une mole de triacétine est égal à 250 cm3. Faux. 1 cm3 a une masse de 1,16 g ; volume correspondant à M = 218 g : V = 218 /1,16 =188 cm3.
On désire étudier la sélectivité d'un catalyseur.
Pour cela, on considère deux réactions totales, mettant en oeuvre un
réactif unique, l'éthanol, mis en présence de deux catalyseurs
différents.
Réaction 1 : le passage de vapeurs d'éthanol C2H5OH(g)sur du cuivre Cu(s)chauffé à 280°C, sous une
pression de 1bar, conduit à la formation de vapeurs d'éthanal C2H40(g).
Réaction 2 : le passage de vapeurs d'éthanol sur de l'alumine Al203(s)chauffée à 400°C, sous une pression
de 1 bar, conduit à la formation du gaz éthylène C2H4(g).
Données: éthanol : Teb= 78°C; éthanol liquide de densité: d ~ 0,8 ;
A. Pour la réaction 2, il s'agit de catalyse homogène.Faux. Le catalyseur est solide, l'éthanol est gazeux. B. Lors de la formation de l'éthanal, l'alcool subit une réduction. Faux. C2H5OH(g) = C2H40(g) + 2H+ +2e-. C. Le cuivre favorise la réaction de déshydratation. Faux. D. Lors de la réaction 1, la mise en oeuvre de 4,6 L d'éthanol liquide conduit à la formation de 80 mol de gaz dihydrogène. Vrai. masse d'éthanol : m = 4,6 *0,8 kg = 4600*0,8 g Quantité de matière d'éthanol : n = m/M = 4600*0,8 / 46 = 80 mol. C2H5OH(g) = C2H40(g) + H2(g).
