Aurélie 05/06

d'après concours technicien chimiste Lille 2004

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Problème 1.

  1. Affecter la lettre correspondante à chacun des risques donnés dans la liste suivante : 1 corrosif (F) ; 2 : comburant (H) ; 3 inflammable (A) ; 4 nocif ou irritant (C) ; 5 radiations ionisantes ou radioactif (G) ; radiations non ionisantes (D) ; risque laser (B) ; toxique (E).

Problème 2
  1. 1 picogramme est égal à 10-6g ; 10-9g ; 10-3mg ; 10-9mg. 10-9 mg = 10-9 *10-3 g = 10-12 g
  2. Quel est le point commun de tous les éléments suivants : 32P ; 35S ; 14C ; 3H. éléments radioactifs instables.
  3. A 25°C et à la pression atmosphérique, HCl pur est : un gaz ; un liquide ; un solide.
  4. A 25°C et à la pression atmosphérique, NaOH pure est : un gaz ; un liquide ; un solide.
  5. L'air est constitué d'un mélange.
    - Indiquer les deux gaz les plus abondants dans le mélange.
    N2 et O2.
    - Indiquer pour chacun d'eux leur pourcentage approximatif :
    N2 (80%) et O2 (20%).
  6. Que signifient les abréviations des polymères suivants : PE ( polyéthylène) ; PP ( polypropylène) ; PVC ( polychlorure de vinyle ) ; PS ( polystyrène).
  7. Si on verse de l'eau sur le sodium, que se passe-t-il ? réaction violente avec dégagement d'hydrogène et projection de soude.
    - Ecrire la réaction chimique correspondante :
    Na + H2O = NaOH + ½H2.
    - Est-ce le procédé normal de détruire les restes de sodium ?
    (non) Sinon comment procéder ? stockage dans un récipient à l'abri de l'humidité, de l'eau en vue récupération ; réaction evec l'éthanol absolu.
  8. Parmi les couples de solvants suivants, indiquer ceux qui ne sont pas miscibles : eau-acétonitrile ; eau méthanol ; eau- chloroforme ; hexane -eau.


Problème 4

L'étiquette d'une bouteille d'eau minérale indique la concentration massique (mg/L) des principaux ions présents :

calcium ( 10,4) ; nitrate ( 4,0) ; sulfate ( 6,7 ) ; magnésium ( 6,0) ; sodium ( 8,0) ; hydrogénocarbonate ( 64,0) ; potassium ( 5,4) ; chlorure ( 7,5)

  1. Donner la formule de chacun de ces ions.
  2. Calculer leur concentration en mol/L.
  3. Vérifier l'électroneutralité de l'eau, compte tenu de la précision des mesures.
  4. Donner la définition de la dureté de l'eau.
    - Calculer le degré hydrotimétrique de cette eau ( 1°TH correspond à 10-4 mol/L d'ion calcium).
    Préciser les inconvénients d'une eau dure dans les usages domestiques.
    Ca : 40 ; K : 39 ; N : 14 ; S : 32 ; Mg : 24 ; Na : 23 ; Cl : 35,5 ; O : 16 ; H : 1 g/mol.

corrigé
ion
calcium Ca2+
nitrate NO3-
sulfate SO42-
magnésium

Mg2+

sodium Na+
hydrogénocarbonate

HCO3-

potassium K+
chlorure Cl-
titre massique g/L
10,4 10-3
4,010-3
6,7 10-3
6,0 10-3
8,0 10-3
64 10-3
5,4 10-3
7,5 10-3
masse molaire M (g/mol)
40
62
96
24
23
61
39
35,5
concentration molaire (mol/L)

titre massique /M

10,4 10-3 / 40

=2,6 10-4

4,010-3 / 62

=6,45 10-5

6,98 10-5
2,5 10-4
3,48 10-4
1,05 10-3
1,38 10-4

2,11 10-4

électroneutralité de l'eau :

2[Ca2+]+2[Mg2+]+[Na+] +[ K+]= 5,2 10-4 + 5 10-4 +3,48 10-4 +1,38 10-4 =1,5 10-3.

[NO3-]+2[SO42-] + [HCO3-]+[Cl-]=6,45 10-5 + 13,96 10-5+1,05 10-3 + 2,11 10-4 =1,47 10-3comparable à 1,5 10-3.

La dureté d'une eau est donnée par la concentration totale en ion calcium et en ion magnésium : [Ca2+] + [Mg2+] = 5,1 10-4 mol/L

On définit le titre hydrotimétrique (°TH) par : 1° TH = 10-4 mol/L.

degré hydrotimétrique de cette eau : 5,1 °TH

Les inconvénients d'une eau dure dans les usages domestiques :

Un lavage inefficace : l'eau dure empêche le savon de mousser.

Les dépôts de calcaire dans la plomberie d'eau chaude.


problème 5 :

Le produit de solubilité de l'hydroxyde de magnésium est Ks= 6 10-12 à 298 K. Quelle quantité d'hydroxyde de magnésium peut-elle être dissoute dans :

- 1 L d'eau distillée ;

- dans 1 L de solution 10-2 mol/L de chlorure de magnésium. Mg : 24 ; H : 1 ; O : 16 g/mol



corrigé
Mg(OH)2 (s) = Mg2+ aq + 2 HO- aq ; Ks = [Mg2+][HO-]2 ; on pose s = [Mg2+]

solution électriquement neutre : [HO-] =2[Mg2+]= 2 s d'où Ks= 6 10-12 = s(2s)²= 4s3 soit s = 1,14 10-4 mol/L

M(Mg(OH)2)= 24+2*17=58 g/mol

Dans 1 L d'eau distillée ou peut dissoudre : 58*1,14 10-4 = 6,6 10-3 g d'hydroxyde de magnésium.

dans 1 L de solution 10-2 mol/L de chlorure de magnésium : [Mg2+]0= 0,01 mol/L ; [Cl-]0= 0,02 mol/L ; [Mg2+] = 0,01 + s'

solution électriquement neutre : [HO-] +[Cl-]=2[Mg2+] ; [HO-] =2[Mg2+]-[Cl-] = 2(0,01+s') -0,02 = 2s'

Ks= 6 10-12 = (0,01 + s') 4s'² ;

hypothèse faite s'<<0,01 d'où Ks voisin de 0,04 s'2 = 6 10-12 soit s' = = 1,22 10-5 mol/L( l'hypothèse faite est vérifiée)

masse d'hydroxyde de magnésium dissout : 58* 1,22 10-5 =7,1 10-4 g.



Problème 6 : pile Leclanché

A- Dans cette pile l'électrolyte est un gel contenant du chlorure d'ammonium NH4Cl.

  1. L'ion ammonium est acide. Quelle est sa base conjuguée ? Ecrire la demi-équation correspondante.
    - Cette pile est-elle saline ou alcaline ? Justifier.

B- La pile Leclanché peut aussi impliquer les couples Zn2+/Zn (E°= -0,76 V) et MnO2/MnO2H (E°= 1,5 V).

  1. Ecrire les deux demi-équations électroniques des couples oxydant / réducteur précédents en milieu basique pour le couple avec MnO2.
    - En fonction des potentiels, en déduire la polarité de chaque électrode ( dont vous préciserez le nom) et écrire la réaction de fonctionnement de la pile.
  2. On met en contact une masse m1 = 20 g de zinc et une masse m2 = 0,97 g d'oxyde de manganèse. Déterminer la composition de l'état final.
  3. Combien d'électrons ont-ils été échangés au cours de la réaction ?
  4. Cette pile débite un courant de 50 mA pendant 1 h 30 min. Calculer la quantité d'électricité parcourant le circuit, en coulomb et en ampèreheure (Ah).
    - En déduire la diminution de la masse de l'électrode de zinc. ( 150 mA dans le texte original, valeur imcompatible avec 0,97 g MnO2 ou 1h 30)
    - En déduire le temps de fonctionnement de la pile.
    e = 1,6 10-19 C ; NA= 6,02 1023 mol-1 ; 1F= 96500 C mol-1 ; Zn : 65,4 ;Mn : 54,9 ; O : 16 ; H: 1 g/mol

corrigé
base conjuguée de NH4+ : NH3 ; NH4+ = H+ +NH3

pile saline ; dans une pile alcaline, l'électrolyte est une base.

demi-équations électroniques des couples oxydant / réducteur :

Zn = Zn2+ + 2e- : oxydation du zinc ( donc anode) libérant des électrons ( borne négative de la pile)

2MnO2+2 e- +2H2O = 2MnO2H +2 HO- réduction ( donc cathode)

réaction de fonctionnement de la pile : 2 MnO2+ Zn +2H2O = 2MnO2H +2 HO-+ Zn2+

composition de l'état final :

n0(MnO2) = m2/M(MnO2) =0,97 / 86,9 =1,116 10-2 mol ;n0(Zn) = m1 / m(Zn) =20/65,4=0,306 mol


avancement (mol)
2 MnO2
+Zn
+2H2O
=2MnO2H
+2 HO-
+ Zn2+
initial
0
1,116 10-2
0,306
solvant en grande quantité
0
0
0
en cours
x
1,116 10-2 -2x
0,306-x
2x
2x
x
fin
xmax

= 5,58 10-3 mol

1,116 10-2 -2xmax

=0

0,306-xmax

=0,3 mol

2xmax =1,116 10-2
2xmax =1,116 10-2
xmax

= 5,58 10-3 mol

xmax = 1,116 10-2 /2 = 5,58 10-3 mol

électrons échangés au cours de la réaction : n(e-) =5,58 10-3 mol soit 5,58 10-3 NA = 5,58 10-3* 6,02 1023 = 3,36 1021 électrons.

le temps de fonctionnement de la pile : 3,36 1021 e = 3,36 1021*1,6 10-19 = 538 C

avec une intensité de 0,05 A t = 538 / 0,05 = 10760 s environ 3h.

quantité d'électricité parcourant le circuit en 1h30 = 5400 s : ( si I = 0,05 A)

Q= It = 0,05*5400 =270 C ou bien 0,05*1,5 = 0,075 Ah

diminution de la masse de l'électrode de zinc : n(e-) = 270/96500 = 2,8 10-3 mol

or Zn = Zn2+ + 2e- : d'où n(zinc) = ½n(e-) = 1,4 10-3 mol

masse (g) = Qté de matière (mol) * masse molaire (g/mol) = 1,4 10-3 *65,4 = 0,091 g.



problème 7 : la morphine

La morphine extraite du pavot a la structure ci-contre :

  1. Indiquer le nom des diverses fonctions présentes sur cette molécule.
  2. Dans quelle condition pourra-t-on extraire la morphine en solution aqueuse ? Quel sera le nom général du composé formé dans ce cas ?

corrigé
phénol : groupe OH fixé sur le cycle benzenique

alcool secondaire -CH(OH)- ; amine tertiaire >N-CH3 ; fonction époxyde ( cycle avec un atome d'oxygène)

extraire la morphine en solution aqueuse en présence d'acide chlorhydrique.

le nom général du composé formé dans ce cas : chlorhydrate de morphine.



problème 8

LUne expérience d'estérification est réalisée en mélangeant une mole d'alcool ROH et une mole d'acide R1COOH. Les groupes R et R1 sont des motifs alkyles acycliques.

  1. Le mélange est de 164 mL. Alors que la réaction n'est pas terminée, 10 mL du mélange sont prélevés. Il faut 24,4 mL d'une solution molaire d'hydroxyde de sodium pour neutraliser l'acide présent dans la prise d'essai. Calculer la quantité d'ester (mole) formé pendant la réaction..
  2. Dans un but analytique, on oxyde totalement l'ester formé sous forme de dioxyde de carbone et d'eau en présence d'oxyde cuivrique jouant le rôle de catalyseur. 0,65 g d'ester conduit à 0,63 g d'eau. En déduire la formule brute ainsi que la masse molaire de l'ester.
  3. L'alcool utilisé pour la préparation de l'ester est un alcool tertiaire. Indiquer les formules semi-développées des esters possibles ainsi que leur nom. C: 12 ; H : 1; O : 16 g/mol

corrigé
quantité d'ester formé :

A l'équivalence du dosage acide base, la quantité de matière de soude est égale à la quantité de matière d'acide restant : n( acide) = 24,4 10-3*1 = 2,44 10-2 mol.

acide restant dans 164 mL de mélange : 2,44 10-2 *164/10 = 0,395 mol

quantité de matière d'ester formé : 1-0,395 = 0,605 mol.

formule brute et masse molaire de l'ester :

Cn H2nO2 : formule brute de l'ester

Cn H2nO2 + (1,5 n-1) O2 --> n CO2 + n H2O

Qté de matière d'eau : n(eau) = 0,63/18 = 0,035 mol d'où n(ester) = 0,035/n mol

M( ester) = 14 n +32 g/mol ; n(ester) = m / M= 0,65 /(14n+32) =0,035/n.

0,65 n = (14n+32)*0,035 ; 0,65 n = 0,49 n+1,12 ; n = 7

C7H14O2 ; M= 130 g/mol

formules semi-développées possibles : CH3-CH2-COO-C(CH3)3 propanoate de 1,1-diméthyléthyle.

CH3-COO-C(CH3)2-CH3 éthanoate de 1,1-diméthylpropyle.

CH3-COO-CH(CH3)-CH(CH3 )2 éthanoate de 1,2-diméthylpropyle.

HCOO-C(CH3)2-CH2-CH2-CH3 méthanoate de 2,2-diméthylbutyle. éthanoate de 2,2-diméthylpropyle.

HCOO-CH(CH3)-CH(CH3)-CH2-CH3 méthanoate de 1,2-diméthylbutyle.

HCOO-CH(CH3)-CH2-CH(CH3)-CH3 méthanoate de 1,3-diméthylbutyle.

méthanoate de 2,3-diméthylbutyle ; méthanoate de 1,1-diméthylbutyle.



L'eau de Javel

 

  1. Citer deux applications ménagères de l'eau de Javel ?
  2. Parmi les ions ci-dessous, indiquer ceux que l'on trouve dans l'eau de Javel. Quel est celui qui constitue le principe actif de l'eau de Javel ?
    Na+ ; Cu2+ ; Cl- ; NO3- ; SO42- ; ClO-.
    L'action d'un acide sur l'eau de Javel provoque un dégagement gazeux. Donner la formule et le nom du gaz.
    - Ecrire les demi-équations d'oxydo-réduction et l'équation bilan de la réaction.
  3. Sur un flacon d'eau de Javel on lit : 48 degrés chlorométriques ; densité d=1,22
    Sachant que le degré chlorométrique d'une eau de Javle est le volume ( L) de dichlore ( mesuré dans les CNTP) que peut libérer 1 L de solution, calculer la molarité de cette solution.
    - Calculer le pourcentage en masse d'hypochlorite de sodium, de cette eau de Javel.
    A partir du contenu du flacon on prépare une solution aqueuse diluée que l'on souhaite doser. Soit C0 la concentration en ion hypochlorite de la solution préparée. On réalise un dosage par iodomètrie afin de trouver C0. Dans un bécher on verse 10 mL de la solution d'eau de Javel diluée. Une solution d'iodure de potassium est ajoutée en excès. On acidifie la solution obtenue. Tous les ions hypochlorites sont réduits en ions chlorures.
    - Ecrire les demi-équations concernant chacun des couples mis en jeu et l'équation bilan de la réaction se produisant dans le bécher. Préciser la couleur de la solution après réaction.
    Le diiode formé est dosé par une solution de thiosulfate de sodium à 0,2 mol/L. On ajoute dans le bécher quelques gouttes d'empoi d'amidon.
    - Préciser son rôle.
    - Pour décolorer le mélange réactionnel il faut ajouter 26,8 mL de solution de thiosulfate de sodium. Ecrire l'équation du dosage et déterminer C0. Calculer le degré chlorométrique de cette solution diluée.
    - Proposer une préparation d'un litre de cette solution diluée à partir du flacon à 48 degrés chlorométriques.

corrigé
applications ménagères de l'eau de Javel : agent blanchiement et désinfectant ( bactéricide)

ions que l'on trouve dans l'eau de Javel : Na+ ; Cl- ; ClO-.

le principe actif de l'eau de Javel est du à l'ion hypochlorite ClO-.

L'action d'un acide sur l'eau de Javel provoque un dégagement gazeux de dichlore Cl2.

ClO- / Cl2 : 2ClO-+ 2e- + 4H+ = Cl2 + 2H2O

Cl2 /Cl- : 2 Cl- = Cl2 + 2e-

2ClO-+2 Cl-+ 4H+ = 2Cl2 + 2H2O

molarité de cette solution : n (dichlore) = 48 / Vmolaire =48 / 22,4 = 2,14 mol/L

pourcentage en masse d'hypochlorite de sodium : masse de 1 L de solution 1220 g

M( NaClO) = 23 + 35,5 + 1+ 16= 75,5 g/mol

2ClO-+2 Cl-+ 4H+ = 2Cl2 + 2H2O d'où : n(ClO-) = n(Cl2) = 2,14 mol

masse hypochlorite de sodium dans 1 L : 2,14 * 75,5 = 161,6 g soit 161,6*100/1220 = 13,2 %

demi-équations concernant chacun des couples mis en jeu et l'équation bilan de la réaction se produisant dans le bécher :

I2/I- : 2I- = I2 + 2e- ;

ClO- /Cl- : ClO- + 2H+ +2e-=Cl-+H2O

ClO- + 2H+ +2I- = I2 +Cl-+H2O (1) ( couleur jaune brune dûe au diiode)

L'empoi d'amidon joue le rôle d'indicateur de fin de réaction.

équation du dosage : 2S2O32- + I2 = S4O62- + 2I- d'où n(I2) =½n(S2O32-)

n(S2O32-) = 26,8 10-3*0,2 = 5,36 10-3 mol ; n(I2) = 2,68 10-3 mol

d'après (1) : n(I2) = n(ClO-)=2,68 10-3 mol dans 10 mL soit C0= [ClO-]= 0,268 mol/L.

volume de dichlore obtenu : 0,268*22,4 = 6 l ou 6 degrés chlorométriques.

préparation d'un litre de cette solution diluée à partir du flacon à 48 degrés chlorométriques :

facteur de dilution F= 48/6 = 8

fiole jaugée de 1 L ; prélever 1000/8 = 125 mL de la solution mère avec une pipette jaugée ou une burette graduée. Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. Agiter pour rendre homogène.



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