chimiesolutions (PDF

Révisions MathSpé PC 2013-2014
Sujet 1
Questions de cours : Soufiane Mounsif
La solubilité (définition et facteurs influençant)
Données :
pKs(CaSO4) = 4,6
pKs (Ag2CrO4)= 12
-33
Al(OH)3 : Ks = 10
(Al(OH)4-)=33,4
pKs(CaF2(s)) = 10,4
pKa(HF/F-) = 3,2
pKs(AgOAc) = 2,7
pKa (HOAc/AcO-) = 4,8
pKs (AgCl) = 10
pKd [Ag(NH3)2+] = 7,2
Exercice : Thomas coelho
La solution de sulfate de cuivre CuSO4 et d’acide sulfurique, obtenue par lessivage du minerai, subit,
après purification, une électrolyse pour laquelle les anodes sont en plomb et les cathodes en cuivre.
1. La figure ci-après représente la courbe intensité-potentiel obtenue avec une électrode en cuivre
comme électrode de travail et une solution molaire d’acide sulfurique comme électrolyte (courbe
a) et celle obtenue avec la même électrode et une solution molaire de sulfate de cuivre (courbe
b). Identifier les réactions chimiques mises en jeu.
2. La figure ci-après représente une courbe intensité-potentiel enregistrée au cours de l’électrolyse
d’une solution de sulfate de cuivre à 1 mol.L−1 et d’acide sulfurique (pH = 0), avec une cathode
en cuivre et une anode en plomb passivé.
Commenter brièvement cette figure et l’utiliser pour prévoir les résultats de l’électrolyse.
3. Déterminer la valeur théorique de (Va − Vc)I=0.
Pour une densité de courant de 130 A.m−2, les surtensions anodique et cathodique sont respectivement
de 0, 60 V et −0, 05 V tandis que la chute ohmique aux bornes de la cellule est de 0, 90 V.
Sachant que le rendement faradique (défini comme la masse obtenue sur la masse obtenue si la réaction
était totale) est voisin de 0, 85, déterminer la consommation massique d’énergie, c’est-à-dire l’énergie
nécessaire pour déposer 1 kg de cuivre.
M(Cu) = 63,5 g/mol
C. Saury
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Sujet 2
Questions de cours : Térence cornet
Evolution pH = f(pc) pour un monoacide ou ployacide faible
Données :
pKa (AcOH/AcO-) = 4,8
pKa (NH4+/NH3) = 9,2
pKa (H2S/HS-) = 7,0 et pKa (HS-/S2-) = 13,0
pKa (H2SO4/HSO4-) <0 et pKa (HSO4-/SO42-) = 2,0
Exercice : Louise Maurin
La courbe fournie correspond au dosage de 10 mL d’un mélange d’acide phosphorique et de
dihydrogénophosphate de sodium par la soude à 0,1 mol.dm-3. Elle présente le pH en fonction du
volume (mL) de soude versé.
1. Déterminer la concentration en acide phosphorique et dihydrogénophosphate de la solution intiale.
2. Retrouver les pKa des couples mis en jeu
3. Comment la courbe serait-elle modifiée si la solution titrée contenait :
* plus de dihydrogénophosphate ?
* moins d’acide phosphorique ?
4. Retrouver par le calcul le pH de la solution aux deux points équivalents.
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0
C. Saury
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Sujet 3
Exercice : ophélie Duboys des termes
On dispose d’une solution d’acide acétique à 0,1 mol/L et d’une solution d’hydroxyde de sodium à 1
mol/L.
a) On désire préparer 100 mL de solution tampon de pH 4,6. Quels volumes des solutions
précédentes doit-on mélanger ?
b) Quelle variation de pH est obtenue si on ajoute 0,04 g d’hydroxyde de sodium ?
c) On prélève 1 mL du mélange précédent, on dilue à 100 mL, et on ajoute 0,04 g d’hydroxyde de
sodium. Quel est le nouveau pH ? Commenter.
pKa (CH3COOH/CH3COO- )= 4,8
M(Na) = 23g/mol et M(O) = 16 g/mol M(H) = 1 g/mol
Sujet 4
Exercice : Romain Delannoy
On forme la pile suivante dont la force électromotrice est 1,08 V :
Ag / Ag+ à 4.10-3 mol.dm-3, CN- à 4.10-2 mol.dm-3 // Ag+ à 4.10-2 mol.dm-3 /Ag
Les ions argent forment avec les ions cyanure le complexe dicyanoargentate (I).
1) Analyser les phénomènes et déterminer la polarité de la pile.
2) À l’aide de la force électromotrice, déterminer la concentration en ions argent dans le compartiment
de gauche.
3) En déduire les concentrations en complexe, en cyanure libre, puis la constante de stabilité du
complexe.
Sujet 5
Exercice : Alexandre Dussous
Le diagramme E-pH du cadmium est donné ci-dessous à 25°C pour des concentrations en espèces
dissoutes égales à 1,0 10−2 mol.L−1.
E (V )
Cd
2+
C d(O H )
2
-0,46
HCdO
2
Cd
pH
8 ,1
11 ,3
1) Déterminer la constante d’équilibre de la réaction Cd(OH)2(s)+HO−=HCdO2−+H2O(l).
2) Déterminer le potentiel standard du couple Cd2+/Cd(s).
C. Saury
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3) Déterminer le produit de solubilité de Cd(OH)2(s).
4) Superposer à ce diagramme les couples de l’eau. Définir les domaines d’immunité, de passivité et de
corrosion du métal.
5) On introduit du Cadmium métallique dans de l’eau pure. Que se passera-t-il ? La réaction est très
lente pour un pH compris entre 8 et 11. Proposer une explication.
Sujet 6
Questions de cours : Duffour charlotte
Dosages des cations métalliques : méthodes et exemples (Ba2+, Ca2+,
Fe2+, Ag+, Al3+…)
Données :
E°(Ag+/Ag(s)) = 0,80 V et pKs(AgCl(s)) = 9,7 pKs(AgI) = 16,1 Kd(Ag(CN)2-) = 10-21
pKs(BaSO4) =10,3
E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V et E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V
E°(MnO4-/Mn2+) =1,521V
indicateurs colorés :
Bleu de bromothymol pKa =7,0 la forme basique est bleu, la forme acide est jaune
Hélianthine pKa = 3,7 la forme basique est jaune, la forme acide est rouge
Phénolphtaléine pKa = 9,2 la forme basique est rose, la forme acide est incolore
AgCl( s )  Ag   Cl  Ks  1,6.1010
précipité blanc
Ag2CrO4( s )  2 Ag   CrO42 K s  1,7.1012
précipité rouge
logCa(EDTA)=10,7
logMg(NET 3-)=7,0
logMg(EDTA)=8,7
pKa(HNET 2-/NET 3-)=11,6
logCa(NET 3-)=5,4
Formule de l’EDTA :
O
2-
O
N
N
O
Ca
O
O
O
O
O
Diagramme de prédominance du NET(noté T) en présence de Mg2+ :
C. Saury
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Exercice 6 : Karan Barzine
Sujet 7
Questions de cours : Ambre Pignon
Hg(l)/ Hg2Cl2(s)
Ag(s)/AgCl(s) /HCl a=1
Hg(l)/ Hg2SO4(s)/H2SO4 a=1
pKs (K2SO4)=6,2
pKs (KCl)= 18
Les électrodes
E° (à 298 K)
0,271 V
0,222 V
0,615 V
Exercice : Louise Bodin
On donne le diagramme E-pH de l'élément mercure.
1) E° Hg22+/ Hg = 0,79 V
Evaluer la concentration de travail de ce diagramme, considéré comme une concentration moléculaire.
2) En déduire la constante de l'équilibre Hg2+ + 2 HOHg(OH)2 (s)
2+
3) En déduire de même le potentiel standard du couple Hg / Hg22+
4) En comparant ce diagramme à ceux des trois halogènes Cl, Br, I, quelles réactions peut-on prévoir à
pH 0 entre une solution contenant le dihalogène à 0,05 mol/L et l'halogénure à 0,05 mol/L, et le
métal mercure ? Quels phénomènes, non envisagés ici, pourraient perturber ce raisonnement ?
C. Saury
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0,88V
2,3
0,76 V
1,8
C. Saury
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C. Saury
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Sujet 8
Exercice : Antoon Adrien
On dose une solution de 10mL contenant des ions ferreux (sel de Mohr
acidifié) par les ions permanganate à 0,1 mol/L. .
a)
b)
c)
d)
Ecrire les équations de dosage
Déterminer les concentrations des ions ferreux
Retrouver l’expression de E en fonction du volume V versé.
Déterminer les E° graphiquement
Sujet 9
Exercice : Cosson Pauline
On mélange 50 mL de sulfate de cuivre à 0,1 mol.L-1 de couleur bleu roi et 50 mL d'ammoniaque à 0,4
mol.L-1.
a) Déterminer la concentration des espèces en solution (on considère que l'hydroxyde de cuivre n'est
pas présent)
b) Il se produit un changement de coloration de la solution lorsqu'on y ajoute de l'acide
chlorhydrique: lequel et pourquoi ?
c) Pour quel pH de la solution le complexe sera t-il détruit à 99,9 % ? Calculer le nombre de moles
d'acide chlorhydrique nécessaire pour atteindre cet état.
Données:
[Cu(NH3)4]2+ (bleu turquoise)
pKD = 13
pKA (NH4+ / NH3) = 9,2
C. Saury
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Sujet 10
Exercice Anthony Beauvois
On dose 10 mL d’un mélange d’acide chlorhydrique à C1 et de chlorure
d’aluminium à C2 par la soude à 0,1 mol/L.
e)
f)
g)
h)
C. Saury
Expliquer l’allure de la courbe en écrivant les équations de dosage
Déterminer les concentrations des espèces en présence
Attribuer le diagramme de prédominance des espèces ci-après.
Déterminer la valeur du pKs du précipité formé.
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