chimie

Ecrire une équation bilan(révision 2°) Concentration molaire-dissolution Dissolution-dilution (révision 2°) Solutions électrolytiques Conductimétrie Réactions acide-base Oxydo-réduction Dosage Chimie organique Energies de réaction (révision 2°) Etablir une équation chimique à partir d’un texte retour index ________________________________________________________________________________________ Ex 1 : C6H12O6(aq) + 6O2(g) = 6H2O(l) + 6CO2(g) Ex 2 : 4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s) Ex 3 : 2Al(s) + Fe2O3(s) = Al2O3(s) + 2Fe(s) Ex 4 : C3H6O2(l) + C2H6O(l) = C5H10O2(l) + H2O H2SO n’est pas consommé. C’est un catalyseur. Il permet d’augmenter la vitesse de réaction sans intervenir dans le bilan global de la réaction. Ex 5 : 2NaN3(s) = 2Na(s) + 3N2(g) Ex 6 : N2H4 +O2 = 2H2O (g) + N2(g) Ex 7 : CuSFe2S3(s) + 4O2(g) = Cu(s) + 2Fe(s) + 4SO2(g) Ex 8 : 3MgO(s) + 2Al(s) = Al2O3(s) + 3Mg(s) Ex 9 : 2 C7H5N3O6(s) = 3 N2(g) + 5 H2O(g) + 7 CO(g) + 7 C(s) retour index Un vin est tel que [C2H6O] = 2.12 + 8 + 4. 1mL = 1cm3 a) Quelle masse de l’acide acétique trouve-t-on dans un litre de vinaigre sachant que la masse volumique de l’acide acétique est de 1. [C9H8O4] = n(C9H8O4)/V n(C9H8O4) = m(C9H8O4)/ M(C9H8O4) A. donc 74g d’éthanol représente un volume de 74/800 = 0. Déterminer la concentration molaire en aspirine et en vitamine C dans la solution préparée.6.75 L soit un pourcentage en volume de (0.5g b) Quelle n(C2H4O2) n(C2H4O2) n(C2H4O2) quantité de matière trouve-t-on dans 1L de vinaigre ? = m(C2H4O2)/M(C2H4O2) = 73.5/60 = 1.0.N.092 L d’éthanol pour un volume total de 0. Déterminer le degré alcoolique de ce vin.8.12 + 8 + 6. L’appellation « vinaigre à 7° » signifie qu’une solution de 100mL contient 7 mL d’acide acétique (le reste étant essentiellement de l’eau).05 = 73.05 g/cm3 ? Dans un litre on trouve 70mL d’acide éthanoïque soit 70 fois1.46 = 74g b) Sachant que la densité de l’éthanol est de 0.Révision seconde : Concentration molaire – Dissolution retour index ________________________________________________________________________________________ Ex 1 : Une boîte d’aspirine 500 vitaminé est constituée de comprimés qui contiennent chacun 500mg d’aspirine(acide acétylsalicylique C9H8O4) et 200mg de vitamine C (C6H8O6) 1° Déterminer les masses molaires de l’aspirine et de la vitamine C (acide ascorbique C6H8O6).5/180 = 2.22 mol/L retour index .7. On obtient une solution de 200mL.092/0.092L c) Le pourcentage en volume dans un vin représente le degré d’alcool de ce vin.4.volume n(C2H6O) = 2.16 = 180 g/mol M(C6H8O6) = 6.1.22 mol c) Déterminer la concentration molaire en acide acétique dans du vinaigre à 7°. La densité de l’éthanol est de 0.6.3° __________________________________________________________________________________________________________ Ex 3 : Le vinaigre à 7° est une solution aqueuse contenant de l’acide éthanoïque(ou acide acétique) C2H4O2.10-3 mol/L __________________________________________________________________________________________________________ Ex 2 : Le vin est une solution dont le solvant est l’eau.16 = 176 g/mol 2° On dissout 1 comprimé dans 1 verre d’eau. M(C9H8O4) = 9.10-3 mol d’où [C9H8O4] = 2. Le pourcentage en volume dans un vin représente le degré d’alcool de ce vin.(2. Il renferme de nombreux solutés dont l’éthanol C2H6O.10-3/0.8 donc 800g d ’éthanol représente un volume de 1L. [C2H4O2] = 1.1 mol/L a) Quelle masse d’éthanol trouve-t-on dans une bouteille de 75cl ? n(C2H6O) = [C2H6O].2 = 1. : n(C9H8O4) = 0.75 = 1.12+6+16) = 1.8.6 mol m(C2H6O) = n(C2H6O).75)100 = 12. MC2H6O) m(C2H6O) = 1.10-2 mol/L De même on trouve [C6H8O6] = 5. On a donc 0.8 calculer le volume d’éthanol présent dans une bouteille de 75cl. 5 [NaCl] = 0.044/0.nNaCl = 26/58. Le sucre est un solide moléculaire : le saccharose de formule C12H22O11.4 mol/L 3. 1° Déterminer le nombre de mole de saccharose dans un morceau de sucre.74.044mol [NaCl] = nNaCl/V [NaCl] = 0. Sa limite de solubilité dans l'eau est de 6.088.5 nNaCl = 0.4 mol/L < 6.44 mol [NaCl] = n(NaCl)/V ici V = 1L donc [NaCl] = 0. il précipite.10-2 mol 2° Calculer la concentration massique du sucre dans la boisson C(C12H22O11) = 20.088 mol/L Le rapport de dilution est de 5 : 0. c'est à dire qu'à partir de cette concentration.5 = 3. Est-ce possible ? nNaCl = 200/58.95 C(C12H22O11) = 120 g/L . 1° Quelle quantité de matière représente 26g de sel ? En déduire la concentration molaire moyenne du sel dans l'eau de mer. Il se trouve dissout dans l'eau de mer à raison de 26 g/L en moyenne.15 mol/L.Concentration . n(NaCl) = mNaCl/MNaCl . Qu'elle est la nouvelle concentration molaire ? En déduire la nouvelle concentration massique.15 mol/L Nous sommes en dessous de la limite de solubilité du sel dans l’eau.14.44/5 = 0.3) = 5.95g n(C12H22O11) = m(C12H22O11)/M(C12H22O11) n(C12H22O11) = 5. ____________________________________________________________________________ Ex 2 :Une boisson au cola comporte l'équivalent de 20 morceaux de sucre par litre.044 mole de NaCl soit nNaCl = 0. 4° On cherche à dissoudre totalement 200g de sel dans un litre d'eau douce. masse d’un morceau = 1000/(4. La quantité de matière en sel est restée la même mais la concentration a diminuée puisque la solution a été diluée..Dissolution – Dilution retour index __________________________________________________________________________ Ex 1 : Le chlorure de sodium (sel de table) est un solide ionique. Dans 100mL d’eau de mer on trouve 0. c'est à dire qu'il est constitué d'ions Na+ et Cl. On dit que la solution a été diluée 5 fois.95/342 = 1.44 mol/L 2° Quelle masse de sel doit-on dissoudre pour obtenir 250 mL d'une solution aussi salée que l'eau de mer ? 250 mL représente un quart de litre on à donc 26/4 = 6.4 d’où [NaCl] = 3.5. Il est donc possible de dissoudre 200g de sel par litre d’eau.5 g de NaCl pour 250mL 3° On prélève 100mL d'eau de mer dans un récipient puis on ajoute 400mL d'eau douce. Un paquet de 1kg de sucre contient 4 rangées de 14 morceaux de sucre sur 3 couches. . c’est à dire la solution la plus concentrée est la solution mère. La difficulté est de calculer le volume Vm de solution mère que l’on doit diluer. erlenmeyer.M(C14H18O5N2) m(C14H18O5N2) = 0. Ex 3 : Un chimiste dispose d'une solution d'eau iodée à 2 mol/L.74.1...0.35 mol/L 4° L'aspartame (C14H18O5N2) a un pouvoir sucrant environ 200 fois supérieur a celui du saccharose et est utilisé dans les boisson "light". fiole jaugée Voir page d'introduction du site sur la verrerie : http://www.V n(C12H22O11) = 0.35.11/(0.35 mol pour V = 1L [C12H22O11] = 20.Vf (formule importante à savoir) finalement Vm = CfVf/Cm .3° Calculer la concentration molaire du sucre dans la boisson [C12H22O11] = n(C12H22O11)/V ici n(C12H22O11) =20.10-2 = 0.50g 5° Un verre contenant 33cl de la boisson au cola sucrée "normale" est laissé au soleil. 2° Calculer le rapport de dilution. (à savoir) La solution de départ. Verrerie jaugée = verrerie de précision utilisée pour les mesures de volume dans les préparation de solutions.5 mol/L 1° Que signifie de la verrerie jaugée ? Donner des exemples de verrerie jaugée. R = Cm/Cf R = 2/0.35/200 = 1. Quelle est la nouvelle concentration molaire en saccharose ? n(C12H22O11) = [C12H22O11].11 mole [C12H22O11] = 0. éprouvette graduée.50 mol/L La concentration a bien augmentée. Donc Cmère.10-3 mol/L Quelle masse d'aspartame a-t-il fallu dissoudre ? Pour 1 litre il faut n(C14H18O5N2) = 1.1.74.ac-versailles.10-2 = 0. Schématiser la verrerie utilisée.Vfille ou encore Cm.7.fr/pedagogi/physique-chimie/ressources/site_verrerie/ Verrerie non jaugée : bécher. Quelle concentration molaire en aspartame faut-il pour obtenir une boisson au cola aussi "sucrée" que la boisson normale ? Il y a 200 fois moins de molécules d’aspartame que de sucre [C14H18O5N2] = 0. On observe l'évaporation d'environ 100mL d'eau.5 = 4 3° Décrire le mode opératoire de la dilution utilisant du matériel jaugé.10-3 mol m(C14H18O5N2) = n(C14H18O5N2).33-0.Vm = Cf. pipette jaugée ou graduée.33 = 0. Il faut utiliser une fiole jaugée de 100mL pour préparer les 100mL de solution fille. c’est à dire la solution à préparer (donc la moins concentrée) est la solution fille. les dilutions et les dosages Verrerie jaugée = burette graduée.7. La solution diluée.1) = 0. On lui demande de préparer 100mL d'une solution d'eau iodée à 0.Vmère = Cfille. Sachant que la quantité de matière de l’espèce dissoute reste inchangée on peut écrire nmère = nfille. 018L. densité étant de 1.077mol/L On trouve un volume molaire de 0. 56 mol d’eau représente 1L donc une mol d’eau occupe 1/56 = 0. ____________________________________________________________________________ Ex 4 : 1° Calculer la concentration molaire de l'eau.84 un litre de solution a une masse de 1. n(C2H6O2) = m(C2H6O2)/M(C2H6O2) n(C2H6O2) = 800/62 = On trouve un volume molaire de 0.1/2 = 0.0. 1° En déduire la masse de 1L de cette solution.84kg 2° Calculer la masse d'acide sulfurique pur contenu dans une bouteille de 1L.84 et contient 95% en masse d'acide pur. Pour une même température 20°C.8. Le comparer avec celui des gaz et expliquer. n(H2SO4) = m(H2SO4)/M(H2SO4) n(H2SO4) = 1750/98 = 18 moles donc [H2SO4] = 18 mol/L retour index (pour 1L) .077mol/L Ex 5 : Une solution commerciale d'acide sulfurique H2SO4 a une densité d = 1. l’eau sous forme vapeur occupe un volume1220 fois plus important que sous forme liquide.1/4 = Vm/(rapport de dilution) = 0.0. Comme son nom l’indique.018 L/mol A 20°C et à pression ambiante le volume molaire des gaz est : Vm = 22 L/mol. 3° Mêmes questions avec l'éthanol C2H6O2 sachant que sa densité par rapport à l'eau est de 0.75 kg = 1750 g 3° Calculer la concentration molaire en acide de cette solution.dans le cas présent Vm = 0.84. Le volume molaire de l’eau est de 0. On introduit ces 25 mL dans une fiole jaugée de 100mL. On homogénéise. le volume molaire de l’eau représente le volume occupé par une mole d’eau.95 = 1. L’acide étant pur à 95% la masse d’acide sulfurique est de 1. On complète d’eau distillée jusqu’au trait de jauge.5.025 L Comment rédiger la réponse à la question ?: On prélève 25 mL de la solution à 2 mol/L avec une pipette jaugée de 25 mL. Dans un litre d'eau on trouve 1kg d'eau n(H2O) = 55/18 = 56 mol [H2O] = 56/1 = 56 mol/L 2° En déduire le volume molaire de l'eau. 25 C(CoCl2) = 2.033 mol/L retour index .150L: [Na+] = 10-2 /(0.5 g/mol .10-3 = 10-2 mol/L 2+ n(Cu ) = C2.0. on ne trouve que des Co2+(aq) et des Cl-(aq) [Co2+] = C(CoCl2) mais [Cl-] = 2.10-2 mol -2 x 2.50.067 mol/L [SO42-] = 10-2 /(0.10-2 4.6H2O(s) = Co2+(aq) + 2Cl-(aq) + 6H2O(l) ou bien si on ne tient pas compte du fait que le chlorure de cobalt est hydraté : CoCl2(s) = Co2+(aq) + 2Cl-(aq) 3° En déduire les concentrations molaires des ions présents dans la solution.10-2 mol/L [Cl-] = 4.0.10-3 mol/L Calculons les différentes concentrations sachant que le volume total est de 150 mL soit 0.1. C(CoCl2) = 5.0. CoCl2.0.0. 6H2O) = 1.10-2.100.9 g/mol . Phosphate . M(H) = 1g/mol Ici il faut utiliser la notation entre crochets car il sagit des espèces chimiques effectivement présentent dans la solution CoCl2 n'existe plus.C1.C(CoCl2) [Co2+] = 2.10-3 mol.150) = 0.150) = 0. Déterminer la concentration des différents ions présents dans le mélange. 6H2O et on remplit avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.10-3 + 5.V1 + C2.1.x xmax 0 2Cl-(aq) 0 0 x 2x 2.0.V1 n(Na+) =2.100.L–1 avec 100mL (V2) d’une solution de CuSO4 à C2=5.V2 n(SO42-) = 0. donc fait d'ions Al3+ donc AlCl3 b : nitrate de fer (III) : donc fait d'ions Fe3+ donc Al(NO3)3 c : Sulfate de potassium : K2SO4 d :Hydroxyde de sodium.10 mol . M(Cl) = 35.10-2 mol.10-3 = 5.067 mol/L [Cu2+] = 5.10-3 = 10-2 mol/L 2n(SO4 ) = C1. Cu(NO3)2 Na2SO4(s) = 2Na+(aq)+ SO42-(aq) Cu(NO3)2(s) = Cu2+(aq) + 2NO3-(aq) 4°On mélange 50 mL (V1) d’une solution de Na2SO4 à C1=0. C = n/V n = m/M AN: n(CoCl2. Na2SO4(s) = 2Na+(aq)+ SO42-(aq) CuSO4(s) = Cu2+(aq) + SO42-(aq) La seule solution est de calculer les différentes quantités de matière provenant des deux solutions puis on divise par le volume total de la solution pour obtenir la concentration.10-3 + 5.10-2.0.10-3 = 5.10-2 ___________________________________________________________ Ex2 : 1° Donner les formules des ions suivants : Sulfate .10-3 /(0.10-2 mol/L 2° Ecrire l’équation de dissolution.0. Nitrate (A savoir par coeur) Sulfate SO42Carbonate CO32Phosphate PO43Nitrate NO32° Donner les formules statistiques des composés suivants :a : Chlorure d'aluminium (III) .SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES retour index _________________________________________________________________________________________________________ Ex1 : On introduit dans une fiole jaugée de 250 mL une masse de 1.10-3 /0.10-2 mol/L Remarque : on peut raisonner avec un tableau d'avancement sur 1 litre : état avancement CoCl2(s) = Co2+(aq) + initial En cours final 0 2.19g de chlorure de cobalt (II) hexahydraté CoCl2.V2 n(Cu2+) = 5.50. M(O) = 16 g/mol . On a à la fois un effet de mélange et un effet de dilution. Carbonate .L -1. n(Na+) = 2. 1° Calculer la concentration molaire de la solution S obtenue. NaOH 3° Ecrire les réactions de dissolution des composés ioniques suivants : Na2SO4 .19/238 = 5. M(Co) = 58.1 mol.150) = 0. 5 mm = 1.10-2)/(4.10-3 = 1. Λ = 2.25.[Ca2+ ] + λNO3-.15.[Ca2+] la solution reste électriquement neutre : [Ca2+] = C et [F-] = 2 [Ca2+] = 2.λNO3σ = 9.1.10-4) = 31.11.L-1 à 25 °C Transformer les mol/L en mol/m3 : c = 1.[Cl-] σ(NaCl) = 50.Conductimétrie retour index __________________________________________________________________________________________________________ Exercice 1 : 1° Ecrire l’équation bilan de la dissolution du nitrate de calcium dans l’eau Ca(NO3)2 (s) =Ca2+(aq) + 2 NO3-(aq).15. déterminer la conductivité σ des trois solutions aqueuses de concentration c = 1.0150 S/m 2° A partir des conductivités molaires ioniques.25.10-3 mol donc la concentration du soluté est : C(Ca(NO3)2) = = 9.15 .0126 S/m σ(KCl) = λK+.S/L donc σ = G.00 cm² = 4.0249 S/m 3° Indiquer pour chaque flacon. 4.15 mol/m3 [NO3-] = 2* 9.10-3 mol/L = 9.10-4. Les unités doivent être précisées à chaque étape.0239 S/m σ2 = 0.10-4m² L = 12.C σ =λ(F ).[OH ] σ(NaOH) = 0.15.0 . 10 –3 mol.3.0126 S/m σ3 = 0.83.4.2C + λ(Ca ).mol-1.00.λ(F ) + λ(Ca ).3.m².m-3 σ(NaCl) = λNa+.10-4 S/m = 0.[NO3-] σ = 9.5 g/L.25.G σ1 = 31.L-1 = 1.1.m².[F-] + λ(Ca ).0 = 126.0 + 76.0 mol.[Na ] + λOH-.04 + 10. σ =λ(F ).58 mS. 2° Calculer la concentration molaire des ions d'une solution de nitrate de calcium à 1.00.15. M( Ca(NO3)2) = 40 + 2*(14+3*16)= 164 g/mol n(Ca(NO3)2) = 1.10-4.mol-1.795. Λ = 0.9 +18.01858 S.[Na+ ] + λCl-.25. 2° Calculer sa conductivité molaire à 18 degrés celcius : La conductivité molaire Λ représente le conductivité de la solution pour une concentration C de une mole de soluté dissout dans un m3 solution.3 mol/m3 3° Calculer sa conductivité de cette solution à 25°C à partir des conductivités molaires : σ = λCa2+.50 = 18.[K+ ] + λCl-. - 2+ - 2+ - 2+ .λCa2+ +18.14 = 240 mS/m __________________________________________________________________________ Exercice 2 : 1° A partir des conductances mesurées.10-2 mol /L = 18. l’étiquette qui lui correspond.7.1. déterminer la conductivité σ des solutions 1.10-6 = 0.3 .5/164 = 9.10-2 m G = σ.8.0150 S/m + σ(NaOH) = λNa+.15. 10 –3 mol.10-3 mol/L [Ca2+ ] = 9. Falcon 1 : NaOH flacon 2 : NaCl Flacon 3 : KCl ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Exercice 3 : 1° Rappeler la formule du fluorure de calcium et écrire l’équation bilan de sa dissolution dans l’eau CaF2(s) = Ca2+(aq) + 2F-(aq).L/S donc σ = G. 2 et 3.C puisque l'on prend C = 1 mol/m3 pour calculer Λ Λ = 2.[Cl-] σ(KCl) = 0.0 .(1. 01858 = 0. donc σ = 0.0 . En effet G = σ.λ(F ) + λ(Ca )). Conclure.0 .0512 S/m k = 0.0 2. on prépare à partir de la solution étalon Se.0 mmol.S. Ces caractéristiques sont des constantes.3° La conductivité à 18 degrés celcius d'une solution saturée de fluorure de calcium est de 3.56 4. est proposé en ampoules de 20 mL contenant m g de KCl. on a mesuré une tension efficace de 13.2C + λ(Ca ).0 .16 6.(10-2m)-1 = 0. cinq solutions filles Si de volume V = 50.10-4mol/L - 2+ - 2+ __________________________________________________________________________ Exercice 4 : « mesure d’une conductance » Aux bornes d’une cellule plongée dans une solution de chlorure de potassium et branchée sur un générateur alternatif. 1° Pour étalonner la cellule conductimètrique. injectable par voie intraveineuse : le chlorure de potassium Lavoisier. K est donc bien une constante. Pour déterminer cette masse m.10-3/ 0. 4. Calculer la valeur de la constante k de cellule définie par : σ = k.G On constate que L/S = k S est la surface des électrodes.71 mS/m .7/0. La valeur de k est souvent inscrite sur l'électrode ou bien indiquée sur le mode d'emploi du constructeur. L est la distance entre les électrodes k ne dépend donc que des caractéristiques de l'électrode. d’une solution de chlorure de potassium » L’hypokaliémie désigne une carence de l’organisme en élément potassium . 1° Calculer la résistance R de la portion d’électrolyte comprise entre les électrodes. En déduire les concentrations molaires des ions de la solution.0 0.3 mA. pour compenser rapidement cette carence.L-1 ) G (mS ) 1. 3 2.28 2. R = U/I R = 13.5 0 0 2 4 6 8 10 12 10.0 2.0893 R = 153 ohms 2° Calculer la conductance G en S. C ( mmol.5 G(mS) 1 0.10-4 mol/L La solubilité de CaF2 est de 2.I.512 mS.G G est proportionnel à la conductivité.0 1. 2.71.L-1.9 m-1 lLunité correspond bien à une surface que divise une longueur.5 2 1.0 .0 1.C = (2.C = Λ.7 V et une intensité efficace de 89.0 0. k = σ/G Pour le calcul il faut être dans les U. on peut utiliser une solution de chlorure de potassium. 6.28 Tracer la courbe G = f ( c ) à l’aide des données du tableau ci-dessus.(S/L) donc σ = (L/S).10-3 S. et 1. on dispose d’une solution étalon de chlorure de potassium Se à 10 mmol.L-1 et d’un montage conductimètrique.0512/6.512.78 .0 mL et de concentrations respectives 8.C C = σ / Λ (attention aux unités) C = 3.cm-1 à 20°C.10-3 = 7.70 8.5. G = 1/R G = 1/153 G = 6. σ = λ(F ).= 2.10-3 Siémens 3° La conductivité de cette solution est de 0. En déduire la solubilité du fluorure de calcium à 18 degrés celcius. ________________________________________________________________________________________ Exercice 5 : « dosage par étalonnage. par exemple.5.200 mol/m3. 28) La solution de départt est 200 fois plus concentrée c'est à dire C' = 6.G1 d’où σ1 = 86. Calculer la concentration molaire c2 de cette deuxième solution.G1 on obtient σ1 = 1. On mesure la conductance G2 d’une deuxième solution de chlorure de sodium avec le même conductimètre.1.10-3)/86. La constante de cellule du conductimètre caractérise les électrodes du conductimetre.68.2° a) On mesure. avec ce montage et à la même température. Peut-on déterminer directement la concentration en chlorure de potassium de l’ampoule injectable grâce à cette courbe ? Justifier la réponse.σ avec a = S/L G et σ sont donc des grandeurs proportionnelles. Remarques : -la conductance est proportionnelle à la conductivité elle même proportionnelle à la concentration.7 m-1.10-2. On vérifiera la cohérence de nos résultats par l’analyse dimensionnelle. .947.σ1 et G2 = a.38.7.10-2 S.200 mol/L 2° La constante de la cellule du conductimètre est k = 86.7.34 mol/L La concentration de Kcl dans l'ampoule est donc de 1.L-1. b) La conductivité molaire ionique de l’ion sodium Na+ est λNa+ = 50.σe De plus la conductivité est proportionnelle à la concentration pour des solutions de même nature donc la conductance et la concentration sont proportionnelles : On peut soit effectuer un produit en croix : c2/G2 = c1/G1 soit écrire G = (S/L).10-4 m2 soit 1. On obtient : Ga = 293 mS. 3° Le contenu d’une ampoule a été dilué 200 fois.89/0.34.89 mS.89 mS on obtient C = 6. On obtient G2 = 2.G1 = k.0.28. la conductance de la solution de l’ampoule.[λ(Na+) + λ(Cl-)]. En déduire la valeur de la concentration cd de la solution diluée. de concentration c1 = 0.6 : G = 0.7 = 1.0.10-2 mol .7 mmol/L (C = 1.(39+35.68. G = (S/L). La masse de KCl dans l'ampoule est m = 2.90 S.m2.10-4 S.188.σ d’où G = (S/L). La mesure de sa conductance donne : Gd = 1. Calculer la masse m.38 cm2.0 mm. d'en déduire la concentration de la solution diluée puis de remonter à la concentration de la solution de départ. La mesure de la conductance est hors courbe d'étalonnage.[λ(Na+) + λ(Cl-)] est le facteur de proportionnalité entre G et c d’où G1/c1 = G2/c2 On obtient c2 = 0. On pourrait prolonger la courbe d'étalonnage mais on ne sait pas comment se comporte cette courbe pour de fortes concentrations. 3° a) Calculer la conductivité σ de la première solution.c (S/L). quel est le facteur minimal de dilution à utiliser ? En divisant par 100 la conductance (c'est à dire en diluant par 100) on pourra alors utiliser la courbe d'étaonnage. La solution est de dilué la solution de départ d'un facteur de dilution connu puis de faire la mesure de conductivité. Calculer l’aire S de chaque électrode. La conductance est donc bien proportionnelle à concentration.σ où bien G = a. Donc k = L/S d’où S = L/k on obtient S = (12.200 =1340 mmol/L soit 1. puis celle de la solution de l’ampoule. est G1 = 2. Pour une mesure de G = 1.34 mol/L Le nombre de mole de KCl dans l'ampoule de 20 mL est de 1. G1 = (S/L).10-2 S.C b) Compte tenu des valeurs de Ge = 2. La distance entre les électrodes de la cellule est L = 12. (cela est vrai pour des solutions pas trop concentrées) -le facteur de proportionnalité est d'environ 3.5) = 2 grammes __________________________________________________________________________ Exercice 6 : 1° La conductance d’une solution de chlorure de sodium.02 = 2. On ne peut donc pas en déduire directement la concentration de la solution.m-1.mol-1.σ1 donc σ1 = (L/S).150 mol. k dépend donc de l’écartement L entre les électrodes et de la surface des électrodes S Il faut faire une analyse dimensionnelle : k est en m-1 donc k ne peut être que le rapport de L sur S. Puisque l’on utilise le même conductimètre on peut écrire que G1 = a.78 mS et Ga = 293 mS. 5.1.10-2 = 2.10-3/(0. L’équation de dissolution s’écrit : KMnO4(s) = K+(aq) + MnO4-(aq) Donc la conductivité molaire c’est à dire la conductivité pour une concentration de une mole par m3 devient : Λ = λK+ + λMnO4.10 mS.10-3 = 2.mol-1 et λMnO4.10-3 S.45.8.10-3 mol d’où [Cl-] = n(Cl-)/V = 2.= 6. 2° Une solution de permanganate de potassium a une conductivité de 85.σ G = (10-4/0.0.67.10-3 mol.3.10-3/(13.011).L-1 et 800 mL de solution de chlorure de sodium à 1.c donc c = σ/(λK+ + λMnO4-) d’où c = 85.λNa+ d’où λCl.10-3mol/L n(K+) = 0.c donc λCl. _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Exercice 7 : 1° Calculer la conductivité molaire d’une solution de permanganate de potassium KMnO4. 5.10-4 = 7.150.10-3mol/L = 1 mol/m3 σ = λCl-[Cl-] + λK+[K+] + λ Na+[Na+] σ = 76. 5.10 -4.90/(0.10-3 mol/L Pour obtenir la concentration massique il suffit de multiplier par la masse molaire KMnO4.= 6.35 mS.35 = 13.25. 2° Dans le mélange précédent.32.m2. on place la cellule d’un conductimetre.= 1. Déterminer sa concentration massique tKMnO4 : σ = Λ. Quelle est la valeur de la conductance ? G = (S/L).10-3 + 0.0 g/L.1 = 2. tKMnO4 = 6.10-3 mol d’où [Na+] =1.1 mS.45 mS.10-3mol/L = 1 mol/m3 n(Na+) = 0.2 + 73.10 -4.10-3) = 6. 1.10-3 = 1.mol-1. σ = [λNa+ + λCl-].10-2 mol.5.0.76.mol-1.0 cm2 et la distance les séparant de 1. La conductivité de la solution est le produit de la conductivité molaire par la concentration.L-1. à 25 °C sachant qu’à cette température : λK+ = 7.1.2.2.m2. __________________________________________________________________________ Exercice 8 : 1° On mélange 200 mL de solution de chlorure de potassium à 5.10-3 mol d’où [K+] =1.8.16) = 1.2+0.10-4 S retour index .10-3 mol.m-1.10-3 = 1.50.10-3. 2.25.m2.103) .1 cm.= (σ /c) .25. Quelle est la conductivité de la solution obtenue ? Il faut d’abord déterminer les quantités de matière dans la solution pour ensuite calculer la concentration de chacun des ions : n(Cl-) = 0.1.Déterminer la conductivité molaire ionique λCl.( 39 + 55 + 4.8) = 2.de l’ion chlorure Cl-.1 + 50.mol-1 Ce résultat est confirmé par le tableau des données.10 -4. 1.32.m2.0.10 + 7. La surface des électrodes est de 1.m-1. à 25 degrés celcius.32 mol/m3 = 6.76. C’est la base conjuguée de l’ion hydrogénocarbonate HCO3-. Les réactions chimiques se déroulent donc en milieu aqueux..+ H+ = C3H5O3COO. . b) Ecrire l’équation de la réaction entre les ions carbonate et la solution d'acide chlorhydrique.= SO42.sont la base du couple H2O/OH-. réagit avec les ions hydroxyde de la soude ( hydroxyde de sodium ) selon une réaction acido-basique.+ H+ 3° Ecrire l’équation de la réaction./C2O42. H3O+/ H2O . La demi équation s'écrit OH. la base capte un H+. 1° Identifier les couples acide / base mis en jeu : C3H5O3COOH / C3H5O3COO2° Ecrire les demi-équations acido-basiques entre chaque acide et sa base conjuguée. Une base ne réagit pas avec une base ____________________________________________________________________ Exercice 1 : Ecriture des demi-équations : HSO4.(aq) + H2O(l) ___________________________________________________________ Exercice 4 : « un coup de calcaire » 1° Sur un sol calcaire. aucun H+ ne doit plus apparaître. Dans l'acide chlorhydrique H3O+ est l'espèce acide. HC2O4. OH./ SO32. Un acide ne réagit pas avec un acide.= S2. HSO3.. HCOOH / HCOO- ___________________________________________________________ Exercice 3 : L’acide malique C3H5O3COOH.+ H+ = H2O Pour l'acide malique : C3H5O3COOH = C3H5O3COO.. Les ions OH.+ H+ + H2O équation globale : C3H5O3COOH(aq) + OH-(aq) = C3H5O3COO. La soude en solution aqueuse est contituée des ions Na+ et des ions OH-.+ H+ CO2 + H2O = HCO3. a) Ecrire le couple acide / base correspondant : HCO3-/CO32-.+ H+ HCN = CN. On prend les deux demi équation que l'on additionne. l’acidité des pluies est neutralisée par la présence de l’ion carbonate CO32-.+ H+ ___________________________________________________________ Exercice 2 : H2O / OH.Réactions acido-basiques ( chap 5) retour index __________________________________________________________________________________________________________ Remarque : Les réactions acide base sont l'échange de l'ion H+(équivalent à un proton) Une base réagit avec un acide : L'acide cède un H+.+ H+ _________________________ C3H5O3COOH + OH. Dans l'équation globale. La matière organique tel que le corps humain ou les pommes sont principalement contitués d'eau.+ H+ = H2O C3H5O3COOH = C3H5O3COO.+ H+ NH4+ = NH3 + H+ HS. présent en grande quantité dans les pommes vertes. 1° Ecrire l’équation de dissolution du benzoate de sodium dans l’eau.x 12.010 mol/L [NH4+] = [CH3COO-] = 0. NaC6H5COO(s) = Na+(aq) + C6H5COO-(aq) 2° Identifier le couple acide / base mettant en jeu l’acide benzoïque et écrire la demi-équation acido-basique . de la solution obtenue lorsqu’on introduit des quantités n1 = 12. H3O+(aq) + HCO3-(aq) = H2O(l) + H2CO3(aq) On vérifie bien l'échange de proton.peut à la fois se comporter comme une base et comme un acide . On dit qu'ils sont amphotères b) Quel est l’acide conjugué à l’ion hydrogénocarbonate ? H2CO3 Couple : H2CO3 /HCO3c) Ecrire l’équation de la réaction entre les ions hydrogénocarbonate HCO3. CH3COOH/ CH3COO- se b) la base ammoniac NH3 (espèce très importante en chimie : faire une recherche sur wikipédia) NH4+/NH3 2° En déduire l’équation de la réaction qui se produit entre ces deux espèces.0 mmol .(aq) + H2O(l) 2° L’ion hydrogénocarbonate peut également être la base d’un couple acide / base. a) Quelle propriété possède l’ion hydrogénocarbonate ? Les ions HCO3.0 mL de solution.0 mmol Le volume est de0.et l’acide chlorhydrique. avancement x=0 x Xmax =12.CO32-(aq) + H3O+= HCO3.x x x 2.5 mmol d’ammoniac dans de l’eau distillée de manière à obtenir un volume V = 250. Dans la solution d 'acide chlorhydrique l'espèce qui réagit est H3O+.0 mmol 12.5 mmol .5 mmol 0 12.0 mmol NH3(aq) + CH3COOH(aq) = NH4+(aq) + CH3COO-(aq) 14.048 mol/L ___________________________________________________________ Exercice 6 : L’acide benzoïque C6H5COOH et le benzoate de sodium NaC6H5COO sont utilisés comme conservateurs. en concentrations.25L [NH3] = 0. NH3(aq) + CH3COOH(aq) = NH4+(aq) + CH3COO-(aq) 3° Quelle est la composition. et la demi-équation acido-basique. mettant en jeu : a) l’acide acétique CH3COOH Nous verons en chimie organique que c'est l'hydrogène lié à latome d'oxygène qui détache. notamment dans les boissons dites « light ». Ils portent les codes respectifs E210 et E211.0 mmol 0 0 14.0 mmol d’acide acétique et n2 = 14.5 mmol 12. ___________________________________________________________ Exercice 5 : « Réactions acido-basiques mettant en jeu l’ammoniac » 1° Donner le couple acide / base. On aurait pu écrire les demi équation puis ensuite écrire l'équation globale. Ceci est lié à la faiblesse de sa liaison avec l'oxygène par rapport aux autres H qui sont eux liés à des atomes de carbone. 10-1 mol. a) Identifier les couples acide / base mis en jeu. Expliquer ce procédé en faisant appel à une réaction acido-basique dont on écrira l’équation.150 = 0.0375mol état avancement C6H5COOH(aq) + OH-(aq) = C6H5COO-(aq) + H2O(l) initial 0 0.correspondante.0. puis écrire l’équation de la réaction envisagée. acide conjugué de l’éthylamine.250. 2° Quel est la formule de l’ion éthylammonium. A votre avis. il est conseillé d’ajouter au court-bouillon du vinaigre. Quel est le réactif limitant ? n(C6H5COOH) = 3. La solution d'hydroxyde est contituée d'ion Na+ et d'ions OH-. Comme l’ammoniac.+ H+ + OH + H = H2O --------------------------------------------------------C6H5COOH(aq) + OH-(aq) = C6H5COO-(aq) + H2O(l) b) Etablir un tableau d’avancement et déterminer l’avancement maximal de la réaction. l’éthylamine est une base.0246 mol n(OH-) = n(NaOH) = n(Na+) = 0.00 g d’acide benzoïque avec 150 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration c = 2.0246 0.L-1.50.0375 .0375 0 0 En cours x 0. c'est donc sur cet atome que vient se fixer H+. Cette odeur provient de la présence en solution de composés de la famille des amines tel que l’éthylamine( C2H5-NH2).x x x final Xmax = 0. Le vinaigre est une solution diluée d’acide éthanoïque CH3COOH(aq).0246 0.0246 .x 0. C2H5-NH2(aq) + CH3COOH(aq) = C2H5-NH3+(aq) + CH3COO-(aq) retour index .0129 0. ou un proton peut-il se fixer sur cette molécule ? Numéro atomique Z Strcture électronique Valence (doublet liant) Doublet non liant hydrogene 1 (K)1 1 0 carbone 6 (K)²(L)4 4 0 azote 7 (K)²(L) 3 1 5 L'atome d'azote possède un doublet non liant. 1° Ecrire la formule développée puis le schéma de Lewis de l’éthylamine. L'acide conjugué est donc C2H5-NH3+ Le couple acide base corresponjdant est C2H5-NH3+/C2H5-NH2 3° Pour éviter les odeurs nauséabondes.0246 L'acide benzoïque est le réactif limitant ___________________________________________________________ Exercice 7 : « cuisiner sans odeur » Une odeur nauséabonde se dégage lorsque des poissons sont cuits au court bouillon.0246 0 0. Le couple acide base qui intervient est ici H2O/OHL'autre couple est évidemment C6H5COOH/ C6H5COOEcrivons les demi équations bilan puis l'équation globale : C6H5COOH = C6H5COO. C6H5COOH/ C6H5COO3° On fait réagir une masse m = 3.00/122 = 0. = 2S2O32O2 + 2H+ + 2e. I2 + 2e.= 2H2O SO42.+ 2e./ Cr3+ S4O62.= 2ICl2 + 2e.Réaction d'oxydo-réduction ________________________________________________________________________________________ La liste des couples oxydo-réducteur se trouve en fin de livre ou sur mon site ou CDRom dans le menu de démarrage « données ». A la fin de la réaction.= 2Cr3+ + 7H2O S4O62. L’équation de cette dismutation est : 3 ClO-(aq) ClO3.joue le rôle d’oxydant et le rôle de réducteur. c’est à dire une réaction au cours de laquelle ClO.= 2I 3° Ecrire l’équation de la réaction d’oxydo-réduction entre le dibrome et l’ion iodure.). b) A quel couple d’oxydo-réduction appartient l’ion iodure ? I2/I c) Ecrire la demi-équation électronique correspondante. Après agitation.= 2Br 2° a) Que montre la seconde partie de l’expérience ? Comme nous l’avons vu en TP la couleur violette dans le cyclohexane signale la présence de I2.peut subir une réaction de dismutation. 1° Le dibrome constitue l’oxydant du couple Br2 / Br-.= H2O2 H2O2 + 2H+ + 2e. ________________________________________________________________________________________ Exercice 1 : Ag+ est l’oxydant il subit une réduction .= SO2 + 2H2O ____________________________________________________________ Exercice3: Dans un tube à essai.= Fe Fe3+ + e.= Mn2+ + 4H2O Cr2O72.= 2ClMnO4. Br2(aq) + 2I -(aq) = 2Br -(aq) + I2(aq) ____________________________________________________________ Exercice 4 : Le principe actif de l’eau de Javel./ S2O32O2 / H2O2 H2O2 / H2O SO42.+ 4H+ + 2e. l’ion hypochlorite ClO. la phase organique prend une teinte violette. Cette réaction lente est accélérée par la lumière. il subit une oxydation. Ecrire la demi-équation électronique correspondante.+ 14H+ + 6e.= Cu Zn2+ + 2e.= H2 I2 + 2e. ___________________________________________________________ Exercice 2 : Ion cuivre II / cuivre Ion zinc II / zinc Ion fer II / fer Ion fer III / Ion fer II Ion hydrogène / dihydrogène Diiode / ion iodure Dichlore / ion chlorure Ion permanganate / ion manganèse II Ion dichromate / ion chrome III Ion tétrathionate / ion thiosulfate Dioxygène / peroxyde d’hydrogène Peroxyde d’hydrogène / eau Ion sulfate / dioxyde de soufre Cu2+ / Cu Zn2+ / Zn Fe2+ / Fe Fe3+ / Fe2+ H+ / H2 I2 / ICl2 / ClMnO4./ Mn2+ Cr2O72.+ 8H+ + 5e.= Zn Fe2+ + 2e.(aq) + 2 Cl-(aq) . Cu est le réducteur.= Fe2+ 2H+ + 2e. on ajoute 1 mL de cyclohexane dans le tube à essai. Br2 + 2e./ SO2 Cu2+ + 2e. on mélange quelques gouttes d’une solution aqueuse orangée de dibrome Br 2 avec une solution d’iodure de potassium ( K+ + I. 00 g est plongé dans un excès d’acide chlorhydrique. La lumière jouant un rôle dans la vitesse de la réaction.58.10-2L = 60 mL 5° Déterminer la masse de nickel ayant réagi.10-3.10-3 mol avancement Ni(s) + 2H3O+(aq) = Ni2+(aq) + H2(g) + initial x=0 8.+ 4H+ + 4e_______________________ 3 ClO-(aq) = ClO3.7 = 0.0.25 L d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration c = 2. 58.V n(H3O+) = 2.10-3 mol n(H3O+) = C.10-3.10-3.MNi mNi = 2.= H2 + 2H2O finalement : Ni(s) + 2H3O+(aq) = Ni2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l) 3° Déterminer les quantités initiales de réactifs et établir un tableau d’avancement.oxydant) et ClO3-/ClO. on utilisera un récipient opaque et non une bouteille en verre.25 = 5.5. mNi = nNi.+H2O ClO.10 /2 = 2.une réaction lente.35 g) ___________________________________________________________ Exercice 6 : Le bronze est un alliage de cuivre Cu et d’étain Sn.10-2 mol.7 = 8.50/58. L’autre couple est donc H3O+/H2.0. En fait.15 g 6° Quelle est la masse du fil de nickel à la fin de la réaction ? Il reste 0. En TP nous avons observé un dégagement de H2 lors de la réaction de l’acide chlorhydrique avec certains métaux.5.5.0. Un échantillon de bronze de masse m = 3.7 = 0. 2° Ecrire l’équation de la réaction d’oxydo-réduction Ni = Ni2+ + 2e+ 2H3O + 2e.+ 2H2O = ClO3. Réaction de dismutation : couples ClO-/Cl. 1° Quels sont les couples d’oxydo-réduction mis en jeu ? Ni2+/Ni L’acide chlorhydrique est constituée d’ions H3O+ et Cl-.10-3 -3 -3 Xmax = 5.10-2. _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Exercice 5 : Un fil de nickel Ni de masse m = 0.10-3 5. n(Ni) = m(Ni)/M(Ni) n(Ni) = 0.5.5.1° Identifier les couples oxydant / réducteur qui interviennent dans cette réaction et écrire les demi-équations électroniques.5 – 0. on observe un dégagement gazeux de dihydrogène et des ions nickel Ni2+ apparaissent dans la solution.+ 2H+ + 2e. Au cours de cette réaction. on utilisera un récipient opaque et non une bouteille en verre.10 mol 2H2O(l) solvant Solvant solvant 4° Quel est le volume de gaz dégagé au cours de cette expérience ? V = n(H2).x 5. 3° Pourquoi ne faut-il pas conserver l’eau de Javel dans une bouteille en verre.réducteur) ClO.10 2.5. on observe un dégagement gazeux de H2.10 0 2.10-3 0 0 En cours x 8.2x x x -3 -3 final xmax 6.0.10-3 .50 g est placé dans un bécher contenant 0.24 V = 6.5.(ClO. Au cours de la réaction. L’étain donne les ions Sn2+.L-1. La lumière jouant un rôle dans la vitesse de la réaction.= Cl.35g (ou bien : 6. .(aq) + 2 Cl-(aq) 2° Expliquer pourquoi une date limite d’utilisation est inscrite sur les berlingots d’eau de Javel.Vm V = 2.15 = 0.10-3 . Cette réaction est d’autant plus rapide que la température est élevée puisque la vitesse de réaction augmente avec la température.5. C’est pourquoi le fabriquant écrit « A utiliser dans les trois mois « . la dismutation des ClO.(ClO. NO réagit avec l’oxygène de l’air : 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g) . on mélange de la tournure de cuivre (cuivre à l’état métallique) et une solution d’acide chlorhydrique.76/3.10-3 H2(g) + 0 x 6. Réactifs possibles : Cu(s) .00).10-3 2H2O(l) solvant Solvant solvant nSn – xmax = 0 donc nSn = xmax = 6.76 g b) Déterminer le pourcentage massique d’étain du bronze étudié.10-3 mol mSn = nSn. Sn est le réactif limitant donc nSn – xmax = 0 initial En cours final avancement x=0 x xmax Sn(s) + nSn nSn .37. Dans un autre verre à pied. n(H2) = V/Vm n(H2) = 0. Il se trouve dans la 14° colonne du tableau périodique. nSn est l’inconnu. acide chlorhydrique : (H3O+(aq) + Cl-(aq)) acide nitrique : (H3O+(aq) + NO3-(aq)) 2° Ecrire l’équation de la réaction entre le cuivre et la solution d’acide nitrique.est réduit en NO couples possibles : Cu2+/Cu .37.24 g pourcentage d’étain = (0. H2O(l). H3O+(aq) .37.37. mCu = 3.153/24 = 6. quels sont les couples mis en jeu lors de la réaction ? Comme pour l’exercice précédent nous avons l’action des ions H3O+ sur un métal.100 = 25% ___________________________________________________________ Exercice 7 : Dans un verre à pied.10-3 mol donc xmax = 6.10-3.37.00 – 0.= NO + 2H2O fois 2 + 2+ 3Cu(s) + 2NO3 (aq) + 8H (aq) = 3Cu (aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 3° Le gaz roux est du dioxyde d’azote NO2(g).37. L’étain fait appartient à la catégorie des métaux. on observe rien. écrire les demi-équations bilan puis l’équation finale. méthode : Identifier les réactifs possibles et les produits. NO3-/NO Cu = Cu2+ + 2efois 3 + NO3 + 4H + 3e.10-3 mol Puisque l’acide est en excès. ( vérifier Sn2+/Sn dans la liste des couples oxydo-réducteurs) 2° Ecrire l’équation de la réaction et établir un tableau d’avancement Seul l’étain réagit : Sn = Sn2+ + 2e2H3O+ + 2e.x nSn – xmax = 0 2H3O+(aq) = Excès Excès Excès Sn2+(aq) + 0 x 6.1° Sachant que l’acide chlorhydrique n’a aucune action sur le cuivre. Il est clair que Cu est oxydé en Cu2+ et que NO3.76 = 2. la solution devient bleue : il se forme des ions Cu2+. NO3-(aq) . Quelle est la masse de métal ayant réagi ? A partir du volume de dihydrogène dégagé recherchons la quantité d’étain qui a réagit. Ecrire l’équation qui explique sa formation. L’ion correspondant est Sn2+. 1° Rappeler les formules des solutions d’acide chlorhydrique et d’acide nitrique.MSn mSn = 6.= H2 + 2H2O finalement : Sn (s) + 2H3O+(aq) = Sn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l) 3° a) A la fin de la réaction. on mélange de la tournure de cuivre et une solution d’acide nitrique : la solution devient bleue et un gaz roux apparaît. déterminer les couples d’oxydo-réduction. sachant qu’il se forme du monoxyde d’azote NO(g). Produits formés : NO(g) . Les couples sont donc H3O+/H2 et Sn2+/Sn.7 = 0. le volume de gaz dégagé est égal à 153 mL.118. Les ions H3O+ n’agissent pas sur le cuivre mais sur l’étain. Ecrire l’équation de cette réaction Réactifs possibles : Na+(aq) . Cl2 + 2e. ClO-(aq) . L’ion hypochlorite appartient au couple ClO-(aq)/Cl2(aq). H+(aq) .est oxydé par ClO-. une réaction d’oxydoréduction a lieu entre les ions chlorures et les ions hypochlorites en présence des ions H+(aq) apportés par le détartrant.+ 4H+ + 2e. Cl-(aq) . Le mélange de ces deux réactifs produit un gaz extrêmement toxique (utiliser lors de la première guerre mondiale).___________________________________________________________ Exercice 8 : Oscar décide de détartrer et de désinfecter et de désinfecter les appareils de sa salle de bain. H2O On comprend que Cl. L’ion chlorure appartient au couple Cl2(aq)/Cl-(aq).= 2Cl2ClO. retour index . Le dichlore (gaz vert toxique Cl2) fut utilisé lors de la guerre de 14-18 comme gaz de combat.= Cl2 + 2H2O 2Cl.= Cl2 + 2e+ 2ClO (aq) + 4H (aq) + 2Cl-(aq) = 2Cl2(g) + 2H2O(l) 3° En déduire la nature du gaz toxique dégagé. Les questions suivantes ont pour but de comprendre la réaction qui a lieue. 1° L’eau de Javel est une solution aqueuse de chlorure de sodium (Na+(aq) + Cl-(aq)) et d’hypochlorite de sodium (Na+ (aq) + ClO (aq)). Il faut donc faire très attention à l’utilisation de l’eau de javel et surtout ne pas lui associer une substance acide. Son choix de désinfectant est l’eau de Javel.= Cl2 + 2H2O 2° Quant on mélange l’eau de Javel et le détartrant. Son détartrant est à base d’acide chlorhydrique. 2ClO. Ecrire les demi-équations correspondant à ces couples.+ 4H+ + 2e. 020 mol/L Le volume versé à l'équivalence vaut Veq = 20.Dosages et titrages Exercice I : Teneur en fer d'un produit anti-mousse : Pour limiter la formation de mousse dans les pelouses.versé à l’équivalence avancement 5 Fe2+(aq) + 8H+(aq) + MnO4-(aq) --> 5Fe3+(aq) +Mn2+(aq) +4H2O(l) x=0 ni(Fe2+) Excès ne(MnO4-) 0 0 solvant Initial x ni(Fe2+)-5x Excès ne(MnO4-)-x 5X X Solvant En cours xmax ni(Fe2+)-5xmax= 0 Excès ne(MnO4-)-xmax= 0 5xmax xmax solvant final 3° Déduire du tableau la relation existant entre les quantités de matières initiales de fer II dans le bécher ni(Fe2+) et de MnO4.5xmax= 0 donc xmax = ni(Fe2+)/5 et ne(MnO4-) . Les ions H+ sont en excès.= Mn2+ + 4H2O Fe2+ = Fe3+ + ex 5 ------------------------------------------------------------5 Fe2+ + 8H+ + MnO4.versé à l’équivalence ne(MnO4-). il se forment des ions Fe3+ et Mn2+ a) Donner les couples oxydoréducteurs mis en présence ainsi que les 1/2 équations de réaction correspondantes.Veq .xmax= 0 donc xmax = ne(MnO4-) donc ni(Fe2+) / 5 = ne(MnO4-) ou encore 5. La concentration en ions fer II dans la solution So est la même que celle des 20mL que l’on dose. avancement x=0 5 Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8H+(aq) ----> 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l) Initial X En cours xmax final ni(Fe2+) nombre de mole de fer II initial dans le bécher ne(MnO4-) nombre de mole de MnO4.au cours de laquelle.0 mL de cette solution par une solution de permanganate de potassium. ni(Fe2+) .0 mL.+ 8H+ + 5e. Pour cela. Dans les 20 mL on trouve ni(Fe2+) = 5.------> Mn2+ + 5 Fe2+ + 4H2O 2° Compléter le tableau d’avancement de la réaction de dosage à l’équivalence.ne(MnO4-) = 5. b) A partir des demi équations de réaction vérifier que l'équation chimique s'écrit bien : 5 Fe2+(aq) + 8H+(aq) + MnO4-(aq) ------> 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4 H2O(l) MnO4.0 g du produit anti-mousse dans de l'eau distillée de façon à obtenir un volume Vo= 100.ni(Fe2+) = ne(MnO4-) 4° Pour réaliser le dosage on dissout une masse m = 10. on réalise un dosage. On dose un volume V = 20.C1.0 mL de solution S0. La quantité initiale en ions fer est notée ni(Fe2+). La quantité en ions permanganate versée à l'équivalence est notée ni(MnO4-). On utilisera que des expressions littérales. 1° La réaction de dosage est une réaction d'oxydoréduction entre les ions Fe 2+ et les ions MnO4. KMn04 de concentration C1 = 0. a) Donner l'expression littérale de la concentration en ions Fe2+ de la solution S0. on utilise un produit contenant l'élément fer sous forme d'ions fer II. On veut déterminer la teneur en fer de ce produit. L’équivalence se repère par l’apparition de la couleur brune dans le bécher.1/0.10-5mol ni(SO2) = 4. 4° Déterminer la quantité de diode versé à l’équivalence ne(I2) = [I2].10-5 .8.10-5/(25.10-3.8.10-2 mol c) En déduire le pourcentage massique en fer du produit anti-mousse. n(Fe2+) = [Fe2+]. les viticulteurs ajoutent du dioxyde de soufre au moût de raisin ou au vin. La solution dans le bécher est incolore. Après l’équivalence. Pour éviter l’oxydation du vin.2.C1. On donnera donc les résultats en écriture scientifique avec deux chiffres significatifs.10-5mol H2O(l) Solvant Solvant solvant SO42-(aq) 0 x xmax I-(aq) 0 2x 2xmax H+(aq) excès Excès excès 6° Déterminer la concentration en dioxyde de soufre dans le vin testé.9.8.0. Le pourcentage massique d’anti-mousse est donc (0. [SO2] = n(SO2)/V [SO2] = 4. Le volume versé à l’équivalence est Ve = 6. Or . Le protocole officiel du dosage de SO2 dans le vin impose l’utilisation d’une solution titrante de diiode S’de concentration C’ = (1/128) mol/L : On prélève un volume V = 25.10-3) [SO2] = 1. Tous les autres constituants sont incolores.C1. La masse de fer contenu dans 10 mL de solution S0 est donc m0 = 10-2 * 56 = 0.100 = 5.102mg Le vin est conforme à la loi.10-3. : n(Fe ) = 5.= 2ISO2 + 2H2O = SO42.020.8.2.[Fe2+] = ni(Fe2+)/V d’où [Fe2+] = 5.8.02 = 1.Vo d’où n(Fe2+) = 5.2mL.10-5mol X ni(SO2) – x 4.10-5mol 5° Construire le tableau d’évolution à l’équivalence avancement SO2(aq) I2(aq) X=0 ni(SO2) 4. auxquels on ajoute de l'acide sulfurique.56/10).xmax = 0 4.123g = 1.64 = 0.Veq .56 g . le diiode est versé en excès.x xmax ni(SO2) .N. Excice III : Dosage d'une solution de dioxyde de soufre : Le dioxyde de soufre SO2 est un gaz soluble dans l'eau.Veq /V b) Calculer la quantité d'ions Fe2+ contenue dans S0.Ve ne(I2) = (1/128).M(SO2) m(SO2) = 1. On dose cet échantillon à l’aide de S’. Le vin a été au préalable décoloré avec du carbone en fine poudre (noir animal) 1° Etablir les demi-équations électroniques des couples mis en jeu.9.10-5 . la solution S a été préparée à partir de 10 g d'anti-mousse .8.6% Exercice II : Dosage du dioxyde de soufre dans un vin : La donnée ayant le moins de chiffres significatifs est Ve (soit deux chiffres significatifs). Le diiode est de couleur brune.20. Avant l’équivalence le diode versé réagit avec le SO4. I2 + 2e.0. C’est un polluant important provenant essentiellement de .+ 4H+ + 2e2° Ecrire l’équation bilan de la réaction de dosage SO2(aq) + I2(aq) + 2H2O(l) = SO42-(aq) + 2I-(aq) + 4H+(aq) 3° Indiquer de manière très précise comment l’expérimentateur repère l’équivalence.8.0 mL de vin.10-3 ne(I2) = 4.xmax = 0 Xmax = 4. La teneur en dioxyde de soufre dans un vin est limitée par la loi française à 210 mg/L.Vo/V 2+ A. 0.10-3 mol/L 7° Cette concentration est-elle conforme à la loi ? m(SO2) = n(SO2).6. 10-3 mol/L .5x cours final xmax Cp.00. le permanganate est l’espèce en défaut.5xmax = 0 d’où xmax = Cp. b) Quel changement d'aspect permet de repérer l'équivalence VPE ? La réaction du SO2 avec le permanganate est immédiate. 1° Exprimer les demi équations des couples oxydo-réducteurs MnO4.VpE .Cp. 2MnO4-(aq) + 5SO2 (aq) + 2H2O = 2Mn2+(aq) + 5SO42-(aq) + 4H+(aq) 3° On dose un volume VS = 20. a) Que met-on dans la burette ? dans le bécher ? On place dans le bécher les 20 mL de la solution de SO2 à doser ainsi que le barreau aimanté. on place le réactif titrant c’est à dire la solution de KMnO4 acidifiée.Cp. SO2 a un caractère réducteur et appartient au couple oxydoréducteur SO42-/SO2. Au contact de l’humidité de l’air.la combustion du fioul et du charbon (centrales thermiques. Après l’équivalence. Il disparaît donc entièrement. Le permanganate est souvent utilisé dans les dosages car le point d’équivalence est facilement repérable et le permanganate a un pouvoir oxydant important./Mn2+ ). la solution dans le bécher devient violette. Dans la burette graduée. De l’eau en contact avec les fumées d’une cheminée industrielle peut permettre d’obtenir du SO2 en solution. moteurs Diesel.2x CsVs .0 mL.2xmax=0 CsVs .2xmax = 0 et CsVs .VpE /2 = CsVs /5 d’où Cs = 5.10-3 mol.VpE CsVs En x Cp. On cherche à doser cette solution.+ 5e.VpE . chaudières industrielles ou domestiques).+ 2e. 4° Construire un tableau d’évolution et montrer que l'on a la A l’équivalence état avancement MnO4SO2 initial x=0 Cp.VpE .VpE /(2Vs) H2O solvant Solvant Mn2+ 0 2x SO420 5x H+ 0 4x solvant 2xmax 5xmax 4 xmax 5° L'équivalence tombe à VPE = 16. C = 8. le permanganate a été versé en excès. Avant l’équivalence.VpE /(2Vs) relation CS = 5.5xmax =0 Cp. On dose une solution de dioxyde de soufre avec une solution de permanganate de potassium ( couple MnO4. il se transforme en acide sulfurique et est responsable des pluies acides causes de la dégradation des bâtiments et du dépérissement des forêts. On parle de dosage colorimétrique. On observe donc la décoloration de la solution de permanganate versé dans le bécher.+ 4H+ 2° En déduire l'équation globale de la réaction du dosage. En déduire la concentration de la solution de SO2.+ 8H+ = Mn2+ + 4H2O SO2 +2H2O = SO42.0 mL de solution de dioxyde de soufre de concentration CS par une solution de permanganate de concentration CP = 4.L-1. donc la conductivité σ1 diminue légèrement avant l'équivalence.5 mL. on utiliserait une pipette jaugée. les ions argent Ag+ apportés sont totalement consommés. (0.5pt) Dans le milieu réactionnel.5pt) [Ag+] et [NO3–] augmentent donc le terme D2 contribue nettement à l'augmentation de σ2. La dissolution du comprimé aura lieu dans cette fiole.2. la notation (aq) n'est pas indiquée pour alléger l'expression.[gluc–] + λ(Cl–). σ1 = λ(Na+).[Na+] + λ(K+).[Na+] + λ(K+). on peut considérer que les concentrations des autres ions ne varient pas. on peut considérer que les concentrations des autres ions ne varient pas.2.2. Il est nécessaire de rendre avec la copie le graphique avec les deux droites tracée sinon vous perdez un certain nombre de points On lit VE = 13.1.0 mL. on peut considérer que pour chaque Cl – consommé.2.[NO3–] B fait intervenir les ions: Na+ .1.Correction exercice de spécialité : avril 2006 retour index extrait du bac Polynésie 2005. ils interviennent dans l'expression de σ1. Ils n'interviennent pas dans l'expression de σ1.a) (0.[Cl–] + λ(Ci3–). ils s'accumulent en solution. Si on néglige les variations de volume.[K+] + λ(Ci3–). potassium. citrate. Ci3– .[NO3–] B fait intervenir les ions: Na+ . [NO3–] augmente.5pt) Les ions chlorure sont consommés. Les ions nitrate apportés sont spectateurs.[NO3–] 2. gluconate. K+ . (0.[K+] + λ(Cl–).[K+] + λ(Ci3–).5pt) Les ions Cl– ont été totalement consommés. 2. (0. Tous les ions sont en solution aqueuse. _______________________________________________________________________________________ 1. K+ .[Ci3–] + λ(gluc–).25pt) On utiliserait une fiole jaugée de 200 mL. Après l'équivalence: 2. Le point d'intersection de ces droites a pour abscisse VE (volume équivalent).1. Or λ(Cl–) > λ(NO3–) (légèrement). Avant l'équivalence 2. σ2 = λ(Na+). 2. A propos du protocole 1.[NO3–] 2.[gluc–] + λ(Ag+).[Cl–]+ λ(NO3–).c) (0.b) (0. Exploitation: 3. gluc– D2 fait intervenir les ions: Ag+ et NO3– 2. il est apporté un NO3– . chlorure.[Ag+]+ λ(NO3–). σ2 = λ(Na+).25pt) Pour prélever V2 = 20. 1.[gluc–] + λ(Ag+).[Ci3–] + λ(gluc–).[Na+] + λ(K+). [Cl–] diminue. Les ions NO3– sont apportés sans être consommés. σ1 = λ(Na+).[Na+] + λ(K+).[Ci3–] + λ(gluc–).b) (0. Ci3– . Si on néglige les variations de volume.[Ci3–] + λ(gluc–). Les ions Ag+ ajoutés ne réagissent plus.c) (0. 3. Ils ne jouent aucun rôle sur σ2.a) (0.[gluc–] + λ(NO3–).2. . gluc– D1 fait intervenir les ions: Cl– et NO3– 2.5pt) Avant l'équivalence.[K+] + λ(Ci3–).1.25pt) On trace deux droites moyennes suivant l'évolution de σ.1. les ions apportés par la solution de nitrate d'argent voient leur concentration augmenter.5pt) Il n'y a plus de réaction au delà de l'équivalence. Le comprimé d'Adriaril® contient des ions sodium.[Ag+]+ λ(NO3–).1. 5pt) À l'équivalence.87×10–2 mol.3. (0.87×10–2 × 200×10–3 × 35.5 mexp = 204 mg 3.5 = 2. les ions Ag+ et Cl– ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.3.4.0 % 210 Calcul effectué avec la valeur non arrondie de mexp. (0. . L'indication portée sur l'étiquette est correcte.L–1 20.25pt) erreur relative (en %) = C × VE VS 4.5pt) mexp = n×MCl = CS×V×MCl mexp = 2. (0.0 Le sachet a été dissous dans un volume V = 200 mL Pour ce calcul. on a utilisé la valeur non arrondie de CS 204 − 210 × 100 = 3.2. soit nAg + versée = nCl − initiale C×VE = CS×VS soit CS = CS = 3.25 × 10−2 × 13. les 3% d'erreur peuvent être attribués à une mauvaise lecture de VE . une fonction cétone (groupe carboxyle en milieu de chaîne . Le glucose ou Glycérol Hydroxynérol Hydroxylinalol 2.5.6-diol (présent dans les fruits) (présent dans les vins vieux) (présent dans les vins vieux) OH OH O HO HO OH OH HO OH HO OH OH OH Le glucose Glycérol Hydroxynérol Hydroxylinalol C6H12O6 une fonction alcool primaire.C himie organique retour index _________________________________________________________________________________________________________ Ex 1 : Identifier les différentes fonctions ou groupes caractéristiques présents dans les molécules suivantes : Vitamine A (rétinol) Vitamine B5 OH OH NH HO O O OH Vitamine A : cette molécule est insaturée car elle possède 5 doubles liaisons. 2° Repérer les groupes fonctionnels et notamment les groupes hydroxyle dans les molécules suivantes. un fonction aldéhyde C3H8O3 2 fonctions alcool primaire 1 fonction alcool secondaire C10H20O2 C10H20O2 deux fonction alcool (1 primaire. On a donc la fonction alcène. Repérer les isomères éventuels.7-diol 2. O O 3° Donner la formule des deux alcools qui par oxydation peuvent donner ces deux espèces. une fonction alcène une fonction alcène Hydroxynérol et Hydroxylinalol sont deux isomères car ils ont même formule brute mais des formules développées différentes. CH2 CH n . fonction amine . Vitamine B5 : 2 fonctions alcools (2 groupes hydroxyles) . Préciser la classe des alcools correspondant.(CH2)2 – CH = CH –CHO : groupe carbonyle situé en bout de chaînecarbonée caractéristique des aldéhydes. deux fonction alcool tertiaires) . CH3 .(CH2)2 – CH = CH –COOH (acide hex-2ènoïque) __________________________________________________________________________________________________________ Ex 4 : 1° Le benzène est une molécules cyclique de formule C6H6 comportant des doubles liaisons.7-diméthylocto-2-ène-1. Dessiner les formules topologiques de ces deux molécules.(CH2)2 – CH = CH –CHO L’arôme des chanterelles est principalement dû à la molécule : CH3 – (CH2)3 – CH = CH – CO – CH3 1° Quels groupes caractéristiques possèdent ces deux molécules ? CH3 .(CH2)2 – CH = CH –COH (alcool primaire : hex-2-ène–1-ol ) CH3 – (CH2)3 – CH = CH – CHOH – CH3 (alcool secondaire : hex-3-ène–2-ol ) 4° Ces molécules peuvent-elles être oxydées en acide carboxylique ? Si oui préciser la formule semi-développée de l’acide en question. 1 tertiaire) .3. On obtient alors CH3 . De plus on trouve un groupement hydroxyle en bout de chaîne caractéristique des alcools primaires. CH3 – (CH2)3 – CH = CH – CO – CH3 : groupe carbonyle situé en milkieu de chaîne carbonée caractéristique des cétones. fonction acide carboxylique (groupe carboxyle) __________________________________________________________________________________________________________ Ex 2 : 1° Donner les formules brutes des molécules suivantes. 2° Représenter les stéréoisomères E des ces deux molécules en écriture topologique. Elle a la particularité contrairement au cyclohexane (C6H12) d’être une molécule plane. 4 fonctions alcool secondaire.4. __________________________________________________________________________________________________________ Ex 3 : L’arôme de tomate est principalement dû à la molécule : CH3 . Seul l’aldéhyde peut s’oxyder en un alcool carboxylique. Préciser leur classe.6-pentahydroxyhexanal (constituant des graisses) 3.6-diméthyloct-7-ène-2. CH2 – CH2 –CH3 + oxydant → CH3 – CH2 – CH =O + réducteur On obtient du propanal ou bien CH3 – CHOH –CH3 + oxydant → CH3 – CO – CH3 + réducteur On obtient de la propanone Le propanal lui peut alors être oxydé en acide propanoïque si l’oxydant est en excès : CH3 – CH2 – CHO + oxydant → CH3-CH2 -COOH retour index . Cette molécule peut alors être oxydée. 4° a) Quel arôme présente-t-il ? Par oxydation de B on obtient E b) Pourquoi le permanganate doit-il être en défaut ? Quelle molécule obtiendrait-on alors ? dessiner sa formule topologique. Quelle molécule obtient-on alors ? Le dérivé halogéné se transforme en un alcool (l’atome de fluor étant remplacé par un groupe hydroxyle –OH).CH3 + HF → CH3 – CHF –CH3 Réaction avec H2O : Le fluoropropane est un composé saturé (pas de double liaison). le propène CH2 = CH .2° Voici le motif du polystyrène (PS).B. 2° Le (Z)-hex-3-ène réagit avec le fluorure d’hydrogène.CH3 ne présente pas d’isomérie Z ou E. Toutes ces molécules présentent des doubles liaisons carbone-carbone.CHOH – CH2 – CH2 – CH3 OH L’hexan-3-ol peut alors être oxydé en hexanone (CH3 – CH2 . On aura donc une réaction de substitution avec H2O : Il y a substitution de l’halogène par le groupe hydroxyle –OH. Quelle molécule obtient-on ? La molécule d’hexène est insaturée(elle présente une double liaison). Le fluorure d’hydrogène vient s’additionner sur la double liaison.CH3 + HF → F – CH2 – CH2 –CH3 ou bien CH2 = CH . Dessiner son monomère 1° Benzène : 2° cyclohexane : __________________________________________________________________________________________________________ Ex 5 : Les cucurbitacées : Les espèces A. On obtient le 3-fluorohexane (dérivé halogéné) : CH3 – CH2 . On obtient l’hexan-3-ol : CH3 – CH2 .CH2 – CH2 –CH3 + FH ou bien CH3 – CHF –CH3 + H2O → CH3 – CHOH –CH3 + FH Si l‘on effectue une oxydation ménagée sur ces alcools on obtient : HO .D et E ci-dessous participent à l’arôme de certains melons ou concombres : A(melon) B(concombre) C(melon d’eau) D(melon) E(concombre) OH OH O O O 1° Sagit-il de molécules saturées ou insaturées ? Préciser la nature Z ou E des doubles liaisons. C’est un composé insaturé qui peut subir une réaction d’addition. C. (Addition d’un acide halogéné par exemple) Contrairement au cas précédent. D et E (groupe carbonyle =O en fin de chaîne caractéristique des aldéhydes) 3° Comment peut-on passer de A à D ? Par une oxydation ménagée (on passe ainsi de la fonction alcool à la fonction aldéhyde). Se sont donc des molécules insaturées sur lesquels des réaction d’addition peuvent avoir lieu. Attention il y a maintenant plusieurs possibilités. 2° Quels groupes caractéristiques porte chacune de espèces ci-dessus ? A(groupe hydroxyle -OH caractéristique des alcools) . l’addition de HF sur le propène donne 2 possibilités : 1-fluoropropane et le 2-fluoropropane On obtient ensuite 2 alcools différents : propan-1-ol (alcool primaire) et le propan-2-ol (alcool secondaire) CH2 = CH . __________________________________________________________________________________________________________ Ex 6 : 1° Donner la formule semi-développée du (Z)-hex-3-ène.CO – CH2 – CH2 – CH3) 4° Reprendre les questions précédentes en partant du propène. Quel est le produite de cette oxydation. F – CH2 – CH2 –CH3 + H2O → HO .C. B( 2 groupes hydroxyle -OH caractéristique des alcools) .CHF – CH2 – CH2 – CH3 F 3° La molécule obtenue au 2° réagit avec l’eau. Il faut que l’oxydant ne soit pas en excès sinon l’aldéhyde alors formé s’oxyde en acide carboxylique. 410 + 2.494) – ( 6. Sont-elles exothermiques. . Il faut écrire en formule semi-développée 2° calculer leur énergie de réaction.8.5 km.106)². Le méthylcyclohexane est un cycle à 6 carbones avec un groupement méthyle sur un des carbones C7H16 = C7H14+ H2 Er = 2.DC-H – (DH-H + DC-C) Er = 2.1016 m3. Cette réaction demande-t-elle de l’énergie ou en dégage-t-elle ? CH3-CO-CH3(g) + H2(g) = CH3-CHOH-CH3(g) Er = (6DC-H + 2DC-C + DC=O + DH-H) – (7DC-H + 2DC-C + DO-H + DC-O) Er = (6. sa cyclisation donne du méthylcyclohexane et du dihydrogène.460 – (494+2.1690 kJ/mol Le système chimique perd de l'énergie (signe moins). 1° Etablir les équation bilan des deux réaction précédentes. La réaction est endothermique. Calculer Er.432) Er = 1840 -1358 Er = +482 kJ/mol La réaction absorbe de l'énergie. Rayon terrestre = 6400km 1° Déterminer la masse de glace correspondante. 2° La propanone réagit avec le dihydrogène pour donner du propan-2-ol (réduction).460 + 6. ___________________________________________________________ Ex 4 : On appelle énergie molaire de fusion de l’eau Ef = 6kJ/mol.410+2.410 + 2. La réaction est exothermique. On ne fait ainsi que déplacer le problème. La masse volumique de la glace est de 917 kg/m3. l’énergie mise en jeu lors de la transformation physique suivante : H2O(s) = H2O(l) On assimile la calotte glaciaire antarctique actuelle à un cylindre de rayon R = 2200 km et de hauteur h = 2.348 + 708 + 432) – (7. endothermiques ou athermiques ? CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 = CH3-CH(CH3)-CH2-CH(CH3)-CH2-CH3 On constate que se sont exactement les même liaisons mais disposées de manière différente.14. ___________________________________________________________ Ex 2 : Peut-on inventer un moteur dont le carburant serait de l’eau ? La réaction possible avec l'eau est 2H2O(g) = O2(g) + 2H2(g) Regardons si cette réaction dégage de l'énergie : Er = 4. (Toutes les espèces chimiques seront considérées à l’état gazeux) CH3-CO-CH3(g) + 4O2(g) = 3CO2(g) + 3H2O(g) Er = (6DC-H + 2DC-C + DC=O + 4DO=O) – (6DO-H + 6DC=O) Er = (6.348 + 708 + 4. celle de l’eau de 1000 kg/m3.2.795) Er = 5840 – 7530 Er = . Travaillons dans les unités du système international. ___________________________________________________________ Ex 3 : Le reformage catalytique permet d’améliorer l’indice d’octane des essences : ainsi l’isomérisation de l’heptane C7H16 fournit le 2.(2. Pour pouvoir la réaliser il faudra fournir de l'énergie ce qui est bien le problème des moteurs à hydrogène qui ne pollue pas puisqu'ils rejettent de l'eau uniquement (réaction dans le sens inverse) Il faut en effet produire H2 ce qui demande de l'énergie et est alors source de pollution.2500 = 3.DO-H – (DO=O + 2DH-H) Er = 4. Volume de la glace = 3.4-diméthylpentane .Energies de réaction retour index ________________________________________________________________________________________ Ex 1 : (Toutes les espèces chimiques seront considérées à l’état gazeux) 1° Déterminer l’énergie de réaction Er de la combustion de la propanone dans le dioxygène.348+460+356) Er = 4296 – 4382 Er = -86 kJ/mol La réaction est exothermique.410 – (432+348) Er = +40 kJ/mol La réaction est endothermique. π.71.π.1021 mol Energie pour la fusion de la glace = 6.1019 kg 2° Déterminer l’énergie thermique nécessaire à la fusion de cette calotte.93.R².π.1022 kJ 3° La Terre est modélisée par une sphère de rayon 6371km et la surface des océans représente 71% de la surface terrestre.R² avs R = rayon Terrestre = 3400 km Volume supplémentaire : 4.4.h On écrit donc 0.8.1016 m3.8. Calculons la hauteur d'eau supplémentaire h = 3.1016 = 3.h = 3.4.R²) h = 104 m retour index .16.5.π.4. Calculer la hausse du niveau marin liée à la fonte totale de cette calotte.93.1016/( 0. Cherchons la quantité de matière de H2O n(H2O) = m(H2O)/M(H2O) Attention à transformer la masse en g car M est en g/mol n(H2O) = 3.R². 1.1022/18 n(H2O) = 1.71.1021= 1.h avec h la hauteur d'eau supplémentaire Comme les mères ne représentent que 71% de la surface on a 0.8.3. Surface de la sphère = 4.5.masse = 917.R².π.71.