Déplacement
d'un équilibre chimique. A. Le quotient initial
d'une réaction limitée est sa constante d'équilibre. Faux. Le quotient de réaction à
l'équilibre est égale à la constante d'équilibre. B. Si le quotient initial
Qr i est supérieur à la constante d'équilibre K, la réaction
évolue en sens inverse. Vrai. C. L'ajout d'un excès de
réactif permet de déplacer un équilibre chimique.Vrai. L'équilibre est déplacé dans le
sens de la consommation de cet excès. D. Le taux d'avancement
final t ne dépend pas de la
constante d'équilibre K. Faux.
t = xfin / xmax ; dans le cas d'une estérification en
partant d'un mélange stoechiométrique : K = x2fin
/ (1- xfin
)2.
K = t2x2max/
(1-t xmax )2. E. l'élimination d'un
produit pas distillation déplace l'équilibre. Vrai. L'équilibre est déplacé dans le
sens direct.
Soude. La masse
d'une pastille de soude ( hydroxyde de sodium) est m ~0,1 g.
On souhaite préparer, à 15 °C, 0,50 L de solution de soude dont
le pH est 11,4.
Produit ionique de l'eau à 15 °C : Ke = 2 10-15. Quel est
le nombre de pastille nécessaires ?( 12 ; 23 ; 39 ; 45 ; autre)
Aide au calcul : 10-11,4 = 4 10-12. H : 1 ;
O : 16 ; Na : 23 g/mol.
Concentration de la solution C = [HO-aq] = Ke
/ [H3O+aq] = Ke / 10-pH
= 2 10-15/
4
10-12= 5 10-4 mol/L.
Quantité de matière de soude : concentration (mol/L) * volume (L) : n =
5
10-4 *0,5 = 2,5 10-4 mol
Masse molaire de la soude M =23+16+1 = 40 g/mol
masse de soude m = nM =2,5 10-4 *40
=0,01 g.
Il faut donc environ le dixième d'une pastille.
Pile,
électrolyse. A. Une électrolyse
transforme de l'énergie chimique en énergie électrique.Faux. Une électrolyse convertit
de l'énergie électrique en énergie chimique. B. Dans une pile
électrochimique en fonctionnement, la réaction qui se produit est
forcée.Faux. La réaction est spontannée. C. La tension à
vide aux bornes d'une pile est sa f.e.m. Vrai. U = E-r i avec i = 0. D. Lorsqu'une pile
débite, une réduction a lieu à l'électrode négative.Faux. A l'électrode négative des électrons sont
libérés ; à cette électrode un réducteur s'oxyde suivant : Red = Ox + n e-. E. Dans une
électrolyse, la masse de la cathode ne diminue jamais.Vrai. Cathode signifie "réduction". Un oxydant
se réduit à la cathodesuivant : Ox + n e-= Red ; un métal se dépose ou un gaz se dégage.
Deux
électrolyseurs en série.
Les deux électrolyseurs sont traversés par la même intensité durant la
même durée.
Le premier contient une solution de nitrate de cuivre (Cu2+
+ 2NO3- ), le second une solution de nitrate de
chrome (Cr3+ +
3NO3- ).
On note mCu la masse de cuivre déposée à la cathode et
mCr la masse de chrome déposée à la cathode du second
électrolyseur. Calculer
le rapport mCu / mCr.(
0,04 ; 1,83
; 1,22 ; 0,03 ; autre)
1 F = 96500 C/mol ; m(Cu) = 63,5 : M(Cr) = 52.
Aide aux calculs : 63,5 / 52 = 1,22 : 0,5*5,2/63,5 =0,04 ; 0,15*63,5
/5,2 = 1,83 ; 52*63,5 /96500 = 0,03.
Constante
d'équilibre.
La réaction d'équation Zn2+aq + 2e- = Zn(s) a
pour constante K1 = 10-25.
La réaction d'équation Ag+aq + e- = Ag(s) a pour
constante K2 = 1013,5.
la constante d'équilibre K de la réaction Zn(s) +2Ag+aq =Zn2+aq
+2Ag(s) est alors :
10-38,5 ; 10-52 ; 1038,5 ; 1052 ; 1063,5
; K1
= 1 / [ Zn2+aq ] ; K2
=1 /[Ag+aq ] ; K = [ Zn2+aq
] / [Ag+aq ]2 =K22
/ K1 =1027/10-25=1052;
Acide
faible. Soit une solution aqueuse d'un acide
faible AH de concentration molaire C dans laquelle se produit la
réaction :
AH aq + H2O(l) = A-aq +H3O+aq.
On donne t = 0,2 et C = 8 10-3
mol/L.
La constante d'acidité Ka du couple AH/A- vaut : 4 10-4 ; 2500 ; 2
10-3 ; 500 ; autre.
Ka = [A-aq ][H3O+aq] / [AH(l)] =x2fin / (CV-xfin)
= t2C2
/ (C(1-t))= t2C/(1-t)
=0,22*8 10-3 /0,8 = 4 10-4 ;
Vinaigre.
L'étiquette d'une bouteille de vinaigre étant déchirée, on ne peut pas
lire son degré.On dilue ce vinaigre au dixième ; on prélève 20,0 mL de
la solution diluée auxquels on ajoute quelques gouttes de
phénolphtaléine et on titre ce prélèvement avec une solution aqueuse
d'hydroxyde de sodium à 0,20 mol/L. Le virage de l'indicateur a lieu
pour un volume versé de base Vb= 10,0 mL.
Le degré d'un vinaigre est la masse d'acide éthanoïque pur CH3COOH
contenu dans 100 g de vinaigre ; densité du vinaigre d = 1 ; masse
molaire de l'acide éthanoïque M = 60 g/mol. A. L'indicateur coloré
vire du rose à l'incolore au cours du titrage. Faux. La solution titrante de soude
est dans la burette ; la solution acide titrée est dans le becher ;
dans ce dernier, avant l'équivalence, l'acide éthanoïque est en excès
(solution incolore) ; après l'équivalence, la soude est en excès
( solution rose). B. le degré du vinaigre
est égal à 6.Vrai. A
l'équivalence CaVa = CbVb ;
Ca = CbVb / Va =0,20 * 10 / 20 =0,10 mol/L Tenir compte de la dilution au
dixième : 0,10 * 10 = 1 mol d'acide éthanoïque dans 1 L de vinaigre. 60 g d'acide éthanoïque dans 1
L ( 1 kg) de vinaigre. 6 g d'acide éthanoïque dans 100
g de vinaigre.
Le poisson contient souvent de la triméthylammine (CH3)3N,
espèce chimique d'odeur désagréable, base conjuguée de l'ion
triméthylammonium.
Lorsqu'on ajoute du vinaigre dans l'eau de cuisson d'un poisson au
court-bouillon, il se forme des ions éthanoate et triméthylammonium
dépourvus d'odeur. C. La formule de l'ion
triméthilammonium est (CH3)3NH4+.Faux.
Une base gagne un proton H+ : (CH3)3N
+ H+= (CH3)3NH+. D. La constante
d'équilibre associée à l'équation de la réaction chimique entre le
vinaigre et la triméthylammine vaut 5,2.Faux. On donne
pKa1 (acide éthanoique / ion éthanoate) = 4,8 ; pKa2 (ion
triméthylammonium / triméthylammine) = 10. (CH3)3N
+CH3COOH = (CH3)3NH++ CH3COO-.
K = [CH3)3NH+][CH3COO-]
/ ([(CH3)3N][CH3COOH])
K = [CH3)3NH+][CH3COO-][H3O+] / ([(CH3)3N][H3O+][CH3COOH])
K =Ka1 / Ka2 =10-4,8 / 10-10
= 105,2.
Etamage. L'étamage consiste à
recouvrir une pièce métallique avec de l'étain. Elle est réalisée par
électrolyse. Les électrodes sont la pièce métallique et une barre
d'étain. L'électrolyte est un bain d'ions Sn2+aq.
On souhaite étamée une boîte de conserve en acier de surface totale S =
476 cm2 en faisant un dépôt de masse totale0,500 g par m2
d'acier. l'intensité du courant est I = 2000 mA. A.
La boîte à étamer joue le rôle d'anode. Faux. A la
cathode, l'ion Sn2+aq est
réduit en étain ; ce dernier se dépose sur l'acier de la boîte. B. La masse d'étain à déposer
pour recouvrir la boîte est de 23,5=8 mg. Vrai. S = 476 10-4
m2 ; masse d'étain : 0,500 *476 10-4
=238 10-4 g = 23,8 mg. C. L'électrolyse
durera 193 s.Faux. M(Sn) = 119 g/mol ; aide au calcul : 2,38
10-2 / 119 = 2 10-4.
Quantité de matière d'étain n = m /M = 2,38 10-2 / 119 = 2 10-4mol
Sn2+aq + 2e- =Sn(s) d'où ne- = 2 n =
4 10-4 mol.
Quantité d'électricité Q = IDt
= 96500 ne- =96500*
4 10-4 =9,65*4 =38,6 C Dt =38,6 / 2 = 19,3 s.
D. Lors de l'électrolyse le système
chimique ne respecte pas le critère d'évolution spontanée.Faux. L'électrolyse est une
réaction forcée. cathode : Sn2+aq + 2e-
=Sn(s) cathode
oxydation de l'étain de l'anode Sn(s) anode =Sn2+aq + 2e- ;
Bilan : Sn(s) anode =Sn(s) cathode.
Hélianthine.
L'hélianthine est un indicateur coloré qui met en jeu un couple acide
/base du type HIn / In- de pKa = 3,8 à 25°C. La zone de
virage de l'hélianthine est [3,1 - 4,5]. La forme acide est rouge, la
forme basique est jaune. A. une solution
aqueuse d'hélianthine de pH=5,8 est jaune. Vrai. A pH supériieur au pKa, la forme base
prédomine. B. L'hélianthine
peut être utilisée lors d'un titrage d'une solution d'acide éthanoïque
par une solution de soude. Faux. A l'équivalence, on a une
solution d'éthanoate de sodium. L'ion éthanoate réagit
partiellement avec l'eau : CH3COO-aq + H2O(l)
= CH3COOH aq + HO-aq. HO-aq
est majoritaire par rapport à l'ion oxonioum : le pH est
supérieur à 7, c'est à dire en dehors de la zone de virage. C.
L'hélianthine apparaît jaune en présence d'une solution d'acide
chlorhydrique obtenue par mise en solution de 10 mL de chlorure
d'hydrogène dans 250 mL d'eau pure. Faux. On donne le volume molaire des gaz Vm
= 24 L/mol.
HCl +H2O = H3O++ Cl-.
Aide au calcul : 0,01/24 = 4,16 10-4 ; 4,16 10-4 /0,25 = 1,66 10-3
;-log =1,66 10-3 = 2,78. Quantité de matière de
chlorure d'hydrogène n = Volume du gaz en litre / Vm
= 0,01/24 = 4,16 10-4 mol
Quantité de matière d'ion H3O+
: n = 4,16 10-4
mol
concentraztion [H3O+] = n/V= 4,16 10-4 /0,25 = 1,66 10-3
mol/L
pH = - log 1,66 10-3= 2,78.
Cette valeur est inférieure à 3,8, pKa du couple HIn / In-
: la forme acide HIn prédomine et la solution est rouge. D. Une solution
d'hélianthine telle que 3[HIn] = [In-] a un pH de 3,8. Faux. A pH = pKa = 3,8 : [HIn] =
[In-].
Acide
chlorhydrique commercial.
Sur l'étiquette on lit : d = 1,19 ; pourcentage massique en chlorure
d'hydrogène 36 % ; masse molaire HCl : M=36,5 g/mol.
Quel volume en mL de la solution commerciale doit-on prélever pour
préparer 3 L de solution d'acide chlorhydrique à 0,02 mol/L ? (
65,2 ; 85,2 ; 33,6 ; 5,1 ; 24 )
Aide au calcul : 1190 *0,36 / 36,5 = 11,74 ; 0,6/11,74 = 5,1 10-3
; 36,5 / 0,56 = 65,2 ; 1,19/0,05 = 24 ; 85/2,53 =33,6.
Masse d'un litre de solution du commerce : 1190 g
Masse d'acide pur : 1190*0,36
Quantité de matière de HCl dans 1L : 0090*0,36/36,5 = 11,74 mol dans 1
L.
Quantité de matière de HCl dans 3 L de solution diluée : 3*0,02 =
0,06 mol.
Volume de solution du commerce à prélever : 0,06*1000/11,74 =5,1
mL