Chimie d'après concours kiné Strasbourg 2004

On dose une espèce chimique A à l'aide d'une espèce chimique B:
1. Au passage par l'équivalence on change de réactif limitant.
2. A l'équivalence on a toujours : Quantité de matière (mol) de A dosé = Quantité de matière(mol) de B ajouté.
3. La réaction qui sert de support au dosage doit être totale
4. A l'équivalence les espèce A et B sont majoritaires
On étudie la transformation chimique totale dont l'équation est :

4 Al + 3 O2 --> 2 Al2 O3
état initial 16 mol 9 mol 0 mol
en cours 16-4x 9-3x 2x
état final 4 mol 0 mol 6 mol
1. Qté de matière de dioxygène dans l'état final = 4 mol
2. Qté de matière d'aluminium dans l'état final = 0 mol
3. Qté de matière d'oxyde d'aluminium dans l'état final = 6 mol
4. le dioxygène est le réactif limitant
La conductivité molaire ionique :
----> aide :
le conductimètre indique soit :
- la conductivité en siemens par mètre
- la conductance qui elle dépend de la sonde de mesure
1. s'exprime en S m^ -2 mol
2. s'exprime en S m^ 2 mol ^ -1.
3. dépend du conductimètre utilisé pour la mesurer
4. à température constante, ne dépend que du type d'ions présents en solution
à propos du couple ion permanganate / ion manganèse II :
----> aide
ion permanganate : forme oxydante qui va se réduire
ion manganèse II: forme réduite qui peut s'oxyder
MnO4(-) + 8H(+) + 5 électrons = Mn(2+) + 4H2O
1. L'ion permanganate peut être oxydé en ion manganèse II
2. l'ion permanganate est la forme oxydante du couple.
3. la demi-équation met en jeu 3 électrons
4. la demi-équation met en jeu 5 électrons
Pour argenter un objet métallique on réalise une électrolyse. On le place dans une solution de nitrate d'argent[Ag(+) et NO3(-)] où il joue le rôle d'une des électrodes. L'autre électrode est en argent. On souhaite déposer 1,1 g d'argent sur cet objet. L'intensité du courant est constante et vaut I= 2 A.
Données : 1 F=96500 C et m(Ag) = 110 g/mol.
----> aide :
cathode négative : réduction de l'ion Ag(+)+ 1 électron = Ag (s)
anode positive( dite "anode soluble") : oxydation du métal Ag(s) = Ag(+) + 1 électron
Quantité d'électricité = I( A) * temps (s) = Qté de matière électrons (mol)*96500
Qté de matière électrons = Qté de matière argent déposé = 1,1 / 110 = 0,01 mol
1. La réaction se produisant à la cathode est Ag(s) =Ag(+) +1 électron
2. L'équation globale de l'électrolyse est : Ag ( anode) + Ag(+) = Ag( dépôt) +Ag(+)
3. Lorsque le dépôt est réalisé l'avancement est 0,01 mol
4. La durée de l'électrolyse est 965 s
On effectue l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de plomb [Pb(2+) et 2 NO3(-)] avec des électrodes inattaquables. Les ions nitrate ne réagissent pas. Il se forme un dépôt de plomb et un gaz qui ravive une allumette incandescente sur l'autre électrode.
----> aide :
réduction à la cathode : Pb(2+ ) + 2 électrons = Pb(métal)
oxydation de l'eau à l'anode : H2O = ½O2 + 2H(+) + 2 électrons
1. Il se forme du dioxyde de carbone au cours de cette électrolyse.
2. L'équation globale de l'électrolyse est : Pb(2+ ) + H2O = Pb(s) +½O2(g) + 2H(+)
3. la dépôt s'effectue à la cathode
4. L'électrolyse s'arrête si [Pb(2+)] =0 mol/L
On réalise les demi-piles Zn(2+) / Zn et Cu(2+) / Cu. Chaque demi-pile contient 100 mL de solution de concentration 0,1 mol/L. Le zinc et le cuivre des électrodes sont en excès. On considère la réaction Zn(2+) + Cu(s) = Zn(s) + Cu(2+) dont la constante d'équilibre est K= 2 10^ -37.
----> aide : quotient de réaction Q=[Cu2+] / [Zn2+]
si la valeur initiale du quotient de réaction est supérieure à la constante K, alors évolution spontanée en sens inverse ( droite vers la gauche)
pour une pile : anode négative ( oxydation du zinc) et cathode positive
1. La valeur initiale du quotient de réaction vaut 1
2. Le système évolue dans le sens de la formation de Zn(s)
3. à l'extérieur de la pile les électrons circulent de l'anode vers la cathode
4. le zinc constitue la borne négative de la pile
Soit la réaction d'équation : 2H2O = H3O(+) + HO(-)
1. elle peut être considérée comme une réaction acido-basique
2. La constante de réaction vaut 10^ -14 à 25 °C
3. on la nomme autoprotolyse de l'eau
4. elle n'a lieu que dans l'eau pure
On réalise une solution saturée de chlorure d'argent. La constante d'équilibre associée à la réaction de dissolution du chlorure d'argent est K= 10^ -10.
AgCl(s)= Ag(+) + Cl(-)
----> aide :
K= [Ag+][Cl-]=s² avec s = solubilité (mol/L)
1. La solubilité du chlorure d'argent vaut 0,5 10^ -5 mol/L
2. On ajoute une solution de chlorure de sodium à la solution précédente. L'équilibre est déplacé dans le sens indirect.
3. En ajoutant un cristal AgCl on observe un précipité
4. En ajoutant un cristal AgCl dans la solution on déplace l'équilibre dans le sens direct
transformation des ions dichromate en ion chrome III par action de l'acide oxalique. On relève l'avancement x de la réaction au cours du temps.

----> aide :
1. Le temps de demi réaction vaut 60 s.
2. le dioxyde de carbone se forme trois fois plus vite que les ions chrome III
3. On considère que la réaction est terminée à t = 60 s
4. La vitesse de la réaction augmente avec la température
Une solution aqueuse d'acide méthanoïque de concentration molaire c= 0,1 mol/L a un pH de 2,4. Le pKa du couple HCOOH/HCOO- est 3,8.
----> aide :
1. l'expression de la constante d'acidité est :
2. Le rapport [HCOOH] / [HCOO-] vaut 0,04
3. l'espèce chimique qui prédomine est HCOO-.
4. Le taux d'avancement de la réaction de l'acide méthanoïque sur l'eau est 0,004
On prépare 200 mL d'une solution S1 en dissolvant un comprimé de vitamine C dans de l'eau ( acide ascorbique). On dose V1 = 10 mL de cette solution avec une solution d'hydroxyde de sodium de concentration Cb= 0,01 mol/L. A l'équivalence on a ajouté Véq= 14 mL de réactif titrant.
Données : acide ascorbique C6H8O6, masse molaire 176 g/mol
pKa (acide ascorbique/ ion ascorbate : 4,1).
----> aide:
à l'équivalence 14*0,01 = 10 C soit C= 1,4 10^ -2 mol/L
Qté de matière d'acide ascorbique dans 0,2 L : 0,2*1,4 10^ -2 = 2,8 10^ -3 mol
soit en masse : 2,8 10^ -3*176 g
1. A l'équivalence le pH est égal à 7.
2. La qté d'ion hydroxyde versé à l'équivalence est 1,4 10^ -4 mol
3. La concentration C1 de la solution S1 est 7 10^ -4 mol/L
4. La masse d'acide ascorbique dans le comprimé est de l'ordre de 0,5 g
Dans 20 mL d'éthanol pur on introduit 1 g de sodium. Une réaction exothermique, assez vive, se produit accompagnée d'un dégagement gazeux. L'équation bilan s'écrit :
C2H5OH + Na = C2H5O- +½ H2(g) + Na+.
données : Na : 23 ; C2H5OH 46 g/mol
masse volumique éthanol : 0,79 g/mL
----> aide :
Qté de matière Na : 1/23 = 0,044 mol
alocol : 20*0,79 = 15,8 g ; 15,8 / 46 = 0,34 mol
1. l'ion éthanolate est une base
2. La réaction peut être considérée comme acido-basique
3. Le sodium a été introduit en excès.
4. La réaction peut être considérée comme totale
On donne le diagramme de distribution des espèces du couple acide fluorhydrique/ ion fluorure.

----> aide :
pKa du couple = pH à l'intersection des deux courbes
1. la courbe 2 correspond à l'acide fluorhydrique
2. le pKa du couple vaut 3,2
3. à pH=2 on compte 5% des molécules HF dissociées.
4. lors de la dissolution de 0,1 mol d'acide fluorhydrique dans 1 L d'eau pur, la forme prédominante à l'équilibre chimique est l'ion fluorure.
On dispose de solutions acides de même concentration 0,01 mol/L. On mesure le pH de chaque solution.
----> aide :
le taux d'avancement final est d'autant plus proche de 1( acide plus dissocié) que le pH est plus proche de -log C= 2.
acide pH
chlorhydrique 2
hypochloreux 4,8
méthanoïque 2,9
sulfamique 2
1. la base conjuguée de l'acide sulfamique est une espèce qui ne réagit pas avec l'eau.
2. l'acide hypochloreux réagit partiellement avec l'eau
3. le taux d'avancement final de la réaction de l'acide sulfamique avec l'eau vaut 1.
4. le taux d'avancement final de la réaction de l'acide méthanoïque avec l'eau est plus petit que le taux d'avancement final de la réaction de l'acide hypochloreux avec l'eau

	4 Al	+ 3 O2	--> 2 Al2 O3
état initial	16 mol	9 mol	0 mol
en cours	16-4x	9-3x	2x
état final	4 mol	0 mol	6 mol

acide	pH
chlorhydrique	2
hypochloreux	4,8
méthanoïque	2,9
sulfamique	2