|
|
|
|
Question
1.
On réalise trois expériences sur l'éthanol.
Expérience 1
: chauffé en présence de cuivre solide, l'éthanol gazeux produit de
l'éthanal gazeux et du dihydrogène gazeux.
Expérience 2 :
chauffé en présence d'alumine solide, l'éthanol gazeux produit de
l'éthène et de l'eau à l'état gazeux.
Expérience 3
: de l'éthanol liquide dissout dans une solution d'acide sulfurique
concentré puis chauffé, produit de l'éthoxyéthane ou de l'éther liquide
et de l'eau à l'état liquide.
A) Seules les réactions réalisées au cours des deux premières
expériences sont rapides car elles s'effectuent en présence d'un
catalyseur. Faux.
L'expérience 3 utilise
également un catalyseur, l'acide sulfurique concentré. A chaud la
réaction est rapide.
B)
Les trois réactions sont des catalyses hétérogènes. Faux.
Les deux premières sont
des catalyses hétérogènes, la troisième est une catalyse homogène.
C) La concentration de l'acide sulfurique n'a
aucune influence sur la durée de la réaction réalisée au cours de
l'expérience 3. Faux.
D) Les trois expériences montrent le caractère
spécifique des catalyseurs. Vrai.
E) Pour
une même quantité de matière de cuivre, la réaction est moins rapide lorsque le métal
est sous forme de lame que sous forme de lamelles ou tournures,
dans l'expérience 1. Vrai.
F) Aucune proposition ne convient. Faux.
Question
2.
On considère une solution de chlorure d'ammonium obtenue par
dissolution d'une masse m = 53,5 mg de soluté dans un volume V = 100 mL
d'eau distillée. On suppose que lors de la dissolution le volume de la
solution reste constant.
L'ion ammonium appartient au couple acide / base NH4+
/ NH3 pKa = 9,2 à 25°C.
Le pH de la solution aqueuse obtenue est : 2,0 ; 3,2 ; 4,6 ; 5,6 ; 7,0
; autre.
L'ion ammonium est un
acide faible : pH ~ ½(pKa - log c).
M(NH4Cl) = 14+4+35,5 =53,5 g/mol ; n = m/M = 0,0535 /
53,5 =0,0010 mol ;
c = 0,0010 / 0,10 = 0,010 mol/L ; pH = 0,5(9,2 +2) =5,6.
Question 3.
Lors de la combustion de 3,70 g de butanol de formule C4H10O,
il se forme, entre autres, 4,40 g de dioxyde de carbone et 0,360 g de
carbone pur.
A) La combustion est complète car il se forme du dioxyde de carbone.
Faux.
La combustion est
incomplète car il se forme du carbone pur.
B) La combustion est imcomplète car il se forme du carbone. Vrai.
C) Au cours de la combustion 0,10 mol de l'élément carbone a réagi.
Faux.
M(C4H10O) =4*12+10+16
=74 g/mol.
n(butanol) = m/m = 3,70 /
74 =0,050 mol.
Quantité de matière
d'élément carbone : 4*0,05 = 0,20 mol.
D) Lors de cette combustion, il doit se former également 0,070 mol de
monoxyde de carbone. Vrai.
Conservation de l'élément
carbone :
n(CO2)
= 4,40 / 44 = 0,10 mol ; n(C pur) =0,36 / 12 = 0,030 mol ; n(CO) = 0,20
-0,10-0,03 = 0,070 mol.
E) Il ne se forme pas d'eau car la combustion est incomplète. Faux.
Il se forme également de
l'eau.
C4H10O+ x O2
---> y CO2 + Z C + u CO + 5 H2O. ( x, y, z, u
entiers).
F) Aucune affirmation correcte. faux.
|
.
|
Question 4.
Dans 100 mL d'eau pure, on introduit 0,10 mol d'ion cuivre (II), 0,010
mol de métal zinc et 0,050 mol de métal fer. Le zinc est plus réducteur
que le fer et le fer est plus réducteur que le cuivre. La concentration
finale des ions cuivre (II) dans le mélange réactionnel est ( mol/L) :
0 ; 0,010 ; 0,050 ; 0,40 ; 0,10 ; autre.
Le zinc oxyde les ions
cuivre II en cuivre métal. La
réaction est totale.
Cu2+aq + Zn(s) --> Cu(s) + Zn2+aq.
0,010 mol d'ion cuivre (II) disparaît et il en reste 0,090 mol.
Le fer oxyde
les ions cuivre II en cuivre métal. La réaction est totale.
Cu2+aq + Fe(s) --> Cu(s) + Fe2+aq.
0,050 mol d'ion cuivre (II) disparaît et il en reste 0,040 mol dans
0,10 L de solution.
[Cu2+]final = 0,040 / 0,10 = 0,40 mol/L.
Question 5.
On veut préparer 1,00 L de solution aqueuse de pH = 3,70 en
introduisant une masse m de méthanoate de sodium HCOONa solide dans
1,00 L de solution d'acide chlorhydrique de concentration c = 1,00 10-2
mol/L, sans variation de volume. M(HCOONa) = 68,0 g/mol ; pKa
( HCOOH / HCOO-) = 3,70.
La masse de méthanoate de sodium à introduire est ( en g ) : 2,30 ;
0,230 ; 1,36 ; 0,690 ; 6,90 ; autre.
A pH = pKa,
les quantités de matière d'acide méthanoïque et d'ion méthanoate sont
égales.
Réaction acide base : HCOO-aq
+ H+aq = HCOOH aq. Réaction
totale.
c =1,00 10-2
mol d'acide chlorhydrique ( en défaut) doit donc réagir avec 1,00
10-2 mol de méthanoate de sodium pour former 1,00 10-2
mol d'acide méthanoïque ; il doit rester 1,00 10-2 mol d'ion
méthanoate ( en excès).
m = 2,00 10-2
*68,0 =1,36
g.
|
|
Question 6.
Sur l'étiquette d'une solution commerciale d'hydroxyde de sodium on lit
: d = 1,2 ; % massique hydroxyde de sodium 20 % ; M = 40,0 g/mol.
On dilue cette solution en prélevant V = 10,0 mL de cette solution, en
le versant dans une fiole jaugée de 1 L et on complète avec de l'eau
distillée selon les règles d'usage. La solution obtenue est notée S.
On dose 10 mL de S par une solution d'acide chlorhydrique de
concentration ca = 1,0 10-2 mol/L.
A) Le volume de
solution commerciale est prélevé à l'aide d'une burette graduée. Faux.
V =10,0 mL est un volume
précis qui nécessite l'emploi d'une pipette jaugée.
B) Le pH de la solution S à 25 °C est égal à 12,8. Vrai.
Solution commerciale :
masse de 1 L : 1,2 kg ; masse d'hydroxyde de sodium pur : 1,2
*0,20 = 0,24 kg = 240 g.
n(NaOH) = 240 / 40,0 =6,0 mol/L. pH = 14 + log cs = 14 + log
0,06 =14 + log 2 +log 3 -log 100 = 14 +0,3 + 0,5 -2 =12,8.
Facteur de dilution F = 1000 / 10 = 100 ; concentration de la solution
S : cs = 0,060 mol/L.
C) Si le volume de la
solution S dosée est égal à 10 mL alors une burette graduée de 25 mL en
un seul remplissage suffit pour le dosage. Faux.
A l'équivalence du dosage : 10 cs = Va ca
; Va = 10*0,06 / 0,010 =60 mL.
D) A l'équivalence
le milieu réactionnel est neutre. Vrai.
Dosage d'un acide fort
par une base forte.
E) Pour préparer la
solution commerciale, on a introduit des pastilles d'hydroxyde de
sodium dans de l'eau distillée jusqu'à dissolution complète. Cette
dissolution est endothermique. Faux.
F) Aucune proposition ne convient. Faux.
Question
7.
On mesure à 25°C, la conductivité S1
d'une solution aqueuse de sulfate de potassium ( 2K+aq + SO42-aq)
de volume V1 = 200 mL, de concentration C1 = 1,0
10-3 mol/L.
On verse dans cette solution un volume V2 = 800 mL d'une
solution aqueuse de chlorure de baryum ( Ba2+ aq + 2Cl-aq)
de concentration C2 = 1,0 10-3 mol/L. Il se forme
un précipité de sulfate de baryum BaSO4. On mesure la
conductivité s2
du mélange.
l(K+)
=7,5 10-3 SI ; l(SO42-) =16 10-3
SI ; l(Ba2+) =13 10-3
SI ; l(Cl-) =7,5 10-3
SI.
A) Dans la solution S1 la conductivité due aux ions
potassium est deux fois supérieure à celle des ions sulfate. Faux.
C1 =1,0 mol m-3 ; l(K+) 2c1 =7,5 10-3
*2 = 1,5 10-2 S m-1.
l(SO42-) [SO42-] =l(SO42-)c1 =16 10-3
*1 = 1,6 10-2 S m-1.
B) La conductivité de la solution S2 est égale à 20,5 mS m-1.
Faux.
c1
= c2 = c = 1 mol m-3.
Ions présents initialement avant mélange : [K+]i = 2c ;
[SO42-] = c ; [ Ba2+] = c ; [Cl-]i=
2c.
n(Ba2+)i =c2V2
= 8 10-4 mol ; n(SO42-)i =c1V1
= 2 10-4 mol ;
Les ions baryum sont
en excès ; les ions sulfate disparaissent et il reste finalement 6 10-4
mol d'ion baryum dans 1 L, [Ba2+]f =0,6
mol m-3.
Tenir compte de la dilution lors du mélange : [K+]f = 2cV1(V1+V2)
=2*0,2/1=0,4 mol m-3. [Cl-]f = 2cV2(V1+V2)
=2*0,8/1=1,6 mol m-3.
s2 = l(K+)[K+]f
+ l(Ba2+) [Ba2+]f +
l(Cl-)[Cl-]f = (
7,5*0,4 + 13*0,6 + 7,5 *1,6) 10-3 =22,8 10-3 S m-1.
C) La conductivité
de la solution S2 est égale à 28 mS m-1. Faux.
D) La conductivité du mélange est supérieure à s1. Faux.
s1 = l(K+)[K+]i + l(SO42-) [SO42-]i= ( 7,5*2 + 16*1 ) 10-3
=31 10-3 S m-1.
E) La conductivité de
la solution S2 sera inférieure à s1 seulement après
filtration. Faux.
F) Aucune affirmation correcte. Vrai.
|
|