Download pdf - Pierre-François THOMAS Professeur au lycée …jl.domec.free.fr/siteDjl_fichiers/TP-Cours_STIDD/STI2D_HabitaTrans... · Problèmes corrigés de physique (CAPES de sciences physiques)

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Pierre-François THOMAS Professeur au lycée technique régional du Bâtiment et des Travaux Publics

PARIS 15ème Agrégé de Physique

Sous la direction de Jean-Luc Azan Ancien élève de l’E.N.S. Cachan Agrégé de physique appliquée

1, rue de Rome – 93561 Rosny Cedex

Dans la même collection dirigée par Jean-Luc Azan Précis d’électronique – Tome 1 – 1ère année – Jean-Luc Azan Précis d’électronique – Tome 2 – 2e année – Jean-Luc Azan Précis d’électrotechnique – Tome 1 – 1ère année – Michel Pinard Précis d’électrotechnique – Tome 2 –2e année – Michel Pinard Précis de physique et électricité appliquées (BTS M.A.I) – Albert Terras Précis de physique et électricité appliquées (BTS Productique) – Albert Terras

Également au éditions Bréal Expériences d’électronique (agrégation de sciences physiques) Expériences d’optique (agrégation de sciences physiques) Expériences de physique (CAPES de sciences physiques) Expériences de chimie (CAPES de sciences physiques) Problèmes corrigés de physique (CAPES de sciences physiques) Bréal 2006 Toute reproduction même partielle interdite ISBN :

Avertissement au lecteur

Le but des éléments de correction du Précis de Physique-Chimie est de permettre au lecteur de vérifier les résultats qu’il aura cherchés. Les réponses contiennent essentiellement les applications numériques ainsi qu’une invitation à relire les paragraphes qui permettent de comprendre la démarche à suivre pour aboutir à ces résultats. Vous n’y trouverez donc pas de détails complets des calculs (sauf pour les exercices appartenant à la catégorie contrôle des connaissances), le but étant d’inciter à réaliser soi-même les calculs plutôt que de recopier « tel que » un corrigé sans parfois avoir essayé de le comprendre.

Si vous avez des critiques (ou des encouragements…) à formuler sur le contenu ou la présentation du Précis de Physique-Chimie ainsi que sur la correction des exercices, n’hésitez pas à m’en faire part en écrivant à :

[email protected] Bon courage et bonne réussite à tous !

L’auteur. PS : il ya eu quelques problèmes lors de l’impression, certaines photos ont été coupées, et certaines fautes normalement corrigées apparaissent dans cette première édition.

Sommaire

Avertissement au lecteur.................................................................................................................................................................3 Eléments de correction des exercices du chapitre 1 : mesures et incertitudes. Analyse dimensionnelle. .................................7

Eléments de correction des exercices du chapitre 2 : rappels et notions de base en chimie. ...................................................13

Eléments de correction des exercices du chapitre 3 : la réaction chimique ..............................................................................19

Eléments de correction des exercices du chapitre 4 : chimie des solutions. ..............................................................................27

Eléments de correction des exercices du chapitre 5 : acides forts et bases fortes.....................................................................33

Eléments de correction des exercices du chapitre 6 : oxydoréduction : application à la protection contre la corrosion et aux dosages rédox..........................................................................................................................................................................43

Eléments de correction des exercices du chapitre 7 : chimie organique ; synthèse de polymères.............................. 49 Eléments de correction des exercices du chapitre 8 : transfert thermique en régime permanent. .........................................57

Eléments de correction des exercices du chapitre 9 : thermodynamique .................................................................................65

Eléments de correction des exercices du chapitre 10 : thermodynamique des gaz parfaits ....................................................71

Eléments de correction des exercices du chapitre 11 : hydrostatique des fluides incompressibles.........................................79

Eléments de correction des exercices du chapitre 12 : hydrodynamique des fluides parfaits ; théorème de Bernoulli ........87

Eléments de correction des exercices du chapitre 13 : éléments de photométrie visuelle........................................................95

Eléments de correction des exercices du chapitre 14 : éléments d’acoustique ; application à l’isolation phonique des bâtiments......................................................................................................................................................................................101

Eléments de correction des exercices du chapitre 1 : mesures et incertitudes. Analyse dimensionnelle ■ 7

Eléments de correction des exercices du chapitre 1 :

mesures et incertitudes. Analyse dimensionnelle.

Contrôle des connaissances

Exercice 1 : Écritures de grandeurs et nombre de chiffres significatifs 1.

Grandeur nb de chiffres significatifs

M = 40,1 g.mol-1 3 CA = 0,00100000 mol.L-1 6 VM = 22,4 L.mol-1 3 χ = 350,52 g.L-1 5 n = 0,00153 mol 3 Qr = -520 kJ.mol-1 3 Q = 17 A.h 2 Vgaz = 25,00 L 4 p = 1013,25 hPa 6 T = 6400 K 4 W = 4500 kJ 4

Grandeur nb de chiffres significatifs

Q = 4180000 J 7 F= 45550 N 5 m = 1320 tonnes 4 a0 = 0,000 000 000 0529 m 3 λ = 0,000 457 m 3 I = 0,038 A 2 f1 = 20 Hz 2 f2 = 1250 Hz 4 f3 = 20 000 Hz 5 f4 = 440 000 000 Hz 9 f5 = 3 000 000 000 Hz 10

2.

Grandeur En unité SI avec 2

chiffres significatifs

M = 40,1 g.mol-1 40.10-3 kg.mol-1 CA = 0,00100000 mol.L-1 1,0 mol.m-3

VM = 22,4 L.mol-1 22.10-3 m3.mol-1 χ = 350,52 g.L-1 0,35 kg.m-3 n = 0,00153 mol 1,5.10-3 mol Qr = -520 kJ.mol-1 - 0,52.106 J Q = 17 A.h 61.103 A.s Vgaz = 25,00 L 25.10-3 m3 p = 1013,25 hPa 1,0.105 Pa T = 6400 K 6,4.103 K W = 4500 kJ 4,5.106 J

Grandeur En unité SI avec 2

chiffres significatifs

Q = 4180000 J 4,2.106 J F= 45550 N 46.103N m = 1320 tonnes 1,3.103 kg a0 = 0,000 000 000 0529 m 53.10-12 m λ = 0,000 457 m 0,46.10-6 m I = 0,038 A 38.10-3 A f1 = 20 Hz 20 Hz f2 = 1250 Hz 1,3.103 Hz f3 = 20 000 Hz 20.103 Hz f4 = 440 000 000 Hz 0,44.109 Hz f5 = 3 000 000 000 Hz 3,0.109 Hz

Exercice 2 : Quelques conversions

Grandeur En unité SI QV = 10 L.min-1 QV = 0,17.10-3 m3.s-1 Qm = 360 g.min-1 Qm =6,00.10-3 kg.s-1 ρ = 7,89 g.cm-3 ρ = 7,89.103 kg.m-3

VM = 22,4 L.mol-1 VM = 22,4.10-3 m3.mol-1 χ = 350,52 g.L-1 χ = 350,52 kg.m-3 C = 2,5 L.mol-1 C = 2,5.10-3 m3.mol-1

Q = 70 A.h Q = 0,25.106 A.s t = 1,00 jour t = 86400 s

Grandeur En unité SI V = 30 cm3 V = 30.10-6 m3

Vgaz = 750,0 L Vgaz = 750,0.10-3 m3

p = 1013,25 hPa p = 1013,25.102 Pa p = 820 mm de Hg p = 1,09.105 Pa

S= 450 cm2 S= 450.10-4 m2 σ = 15 g.cm-2 σ = 0,15.103 kg.m-2

E = 1340 kW.h E = 4,824.109 J V = 20 dm3 V = 20.10-3 m3

8 ■ Eléments de correction des exercices du chapitre 1 : mesures et incertitudes. Analyse dimensionnelle

Exercice 3 : Équation aux dimensions

1. [ ]0

-1 -2 -1 -2 -3 -2 -1 -2 -1 -2 -1 -2p p M.L .T M.L .T M.L L.T L M.L .T M.L .T M.L .Tgh= + ρ ⇒ = + = + =

2. [ ] [ ]2 -2 -2 2 -2M.L .T M L.T L M.L .TE mgh= ⇒ = =

3. [ ]2

23 -1 -1 2 -1 3 -1

4L .T L L.T L L.T L .T

V

dQ v

π= ⇒ = = =

4. -1 -3 3 -1 -1. M.T M.L L .T M.Tm v

Q Q= ρ ⇒ = =

5. 2

0 0

1

2d gt v t d= + +

[ ] [ ] [ ] [ ][ ] [ ] [ ] [ ] [ ]

2-2 -1L L.T T L.T T L

L L L L L

⇒ = ⋅ + +

⇔ = + + =

6. [ ] [ ]2

2-2 -3 -2

2M.L.T M.L L.T L L

hF g l= ρ ⇒ =

[ ]-2 -3 -2 2 -2M.L.T M.L L.T L L M.L.T ⇔ = =

7. [ ]

[ ] [ ]

[ ]

[ ]2 2

-2 -2 -21 1

2 2 22 2

L LM.L.T M.L.T M.L.T

L L L + x

hF F

h d= ⇒

+ = =

[ ] [ ]2 -2

1-2 2 -2 -2M.L .T

M.L.T M.L .T L M.L.TL

− ⇔ = = =

8. 2 2

2 2 2 1 1 1

1 1p p

2 2

pompe

v

gh v gh vQ

+ ρ + ρ − + ρ + ρ =

p

3

2 -32 2

-1 -2 -3 -2 -3 -2 -1 -2 -3 -2 -3 -2-1

M.L .TM.L .T M.L L.T L M.L L.T M.L .T M.L L.T L M.L L.T

L .T

+ + − + + =

-1 -2 -1 -2 -1 -2 -1 -2 -1 -2 -1 -2 -1 -2M.L .T M.L .T M.L .T M.L .T M.L .T M.L .T M.L .T

⇔ + + − + + =

9. 0

p p 2 cos( )t= ω + ϕ

[ ] [ ]( ) [ ]-1 -2 -1 -2 -1 -1 -2 -1 -2cos cosM.L .T M.L .T T T M.L .T M.L .T = + = =

Exercice 4 : Calcul littéral

1. 2

4 vvQ

dπ=

2. 22

1

1

SI SE

e

S er r

λθ

ϕ λ

= ∆ − + +


3.

12 23

2

M

rIh

h = −

e

4. 2 2 1 1

2 2

2 22 1

p pv v

pompe v

Q Qgh ghQ

S S+ ρ + ρ − + ρ + ρ

=

p

Exercice 5 : Précision d’un résultat

1. 36,04 V m=

2. 2 32,6.10 V m=

3. 2 10,56 . .thr m K W−=

1,1 k th W=p

4. 74 lx=e Exercice 6 : incertitude absolue et relative

1. -31040 1030

5 .2

kg mρ∆−

= =

-31035 .

ckg mρ =

2. 3 -35

4,8.10 .1035

c

kg mρ

ρ−∆ = =

Exercices et extraits d’annales Exercice 7 : Extrait du BTS Travaux Publics 1975

1. 31

1 3 1 3c

e

e

∆θ∆θ∆ϕ ∆ ∆λ= + + +ϕ θ − θ θ − θ λ

3 3 2100.10 8.10 .W m−ϕ = ±


2. 32 2 2

2 2 3 2 3 2

e

e

∆θ∆λ ∆ ∆θ∆ϕ= + + +λ ϕ θ − θ θ − θ

1 1

2 250 48 . .W m K− −λ = ±

Exercice 8 : Extrait de BTS

1. 3,2 sT = 2. Il est nécessaire de calculer la longueur à 0°C pour calculer ensuite la longueur à 30°C :

100 1

CC

ll

α θ°

° =+ ∆

; application numérique : 0 6

2,5

1 12 10 10Cl ° −=+ × ×

soit 0 2,4997 mCl ° =

On peut alors en déduire la valeur à 30°C :

( )30 0 1C Cl l α θ° °= + ∆ ; application numérique : 30 2,5006 mCl ° =

Remarque : la précision des résultats cités n’a pour but que de faire apparaître leur différence. Compte tenu de la très faible différence entre les deux résultats, on peut supposer la période comme inchangée.

3. Compte tenu de l’incertitude sur la valeur de g, il est légitime de considérer que la période des oscillations reste

inchangée. Exercice 9 : Dimension d’une grandeur et unité SI

1. [ ] 2 2 1. .C L KT− − = donc C se mesure en J.kg-1.K-1 (unité dérivée du système SI) ou encore en m2.s-2.K-1

2. [ ] 2.k M T− = donc k se mesure en N.m-1 (unité dérivée du système SI) ou encore en kg.s-2

3. [ ] 3 1..thr K MT − = donc rth se mesure en m2.K1.W-1 (unité dérivée du système SI) ou encore en s3.K.kg-1

4. [ ] 12 3 1. .. .R M L K molT −− − = donc R se mesure en J.mol-1.K-1 (unité dérivée du système SI) ou encore en

kg.m2.s-3.K-1.mol-1. Exercice 10 : Calcul d’incertitude sur une densité de flux thermique L’incertitude relative se calcule à l’aide des dérivées logarithmiques :

2int

int int

SI SEext

c ext extSI SE

e er r

er r

∆ ∆λ∆ + + + ∆∆θ ∆θ∆ϕ λ λ= + +ϕ θ − θ θ − θ + +

λ

Numériquement on obtient : 2109 8 .W m−ϕ = ±


Exercice 11 : Extrait du BTS Travaux Publics 1998 1. Voir 2.5 de ce chapitre. 2.

2 2-2 -2 -1 -2 -1 -2 -2 2 -2

-3

MM L.T L.T M.L .T M.L .T M L.T L L M.L .T

M.L

− + − + − =

2 -2 2 -2 2 -2 2 -2M.L .T M.L .T M.L .T M.L .T+ + =

Exercice 12 : Extrait du BTS Bâtiment 1999 1. Voir 2.5 de ce chapitre.2.

a. P représente une puissance et S une surface.

b. l’analyse dimensionnelle de chacune des deux équations permet de montrer : [ ] 3.I M T − =

Exercice 13 : Extrait du BTS TP 2003 (équation aux dimensions & hydrodynamique) 1.

1.1 Voir §2.1 et §2.2 du chapitre 12. Pour les dimensions, voir §2.5 de ce chapitre.

1.2 Voir §4.1 du chapitre 12. 1.3 Voir §4.1 du chapitre 12.

2.

2.1 Voir §3.2 du chapitre 12.

2.2 ( )2 22 1 1 2

1

2p p v v− = ρ −

2.3 2

2 12 1 1 2

2

11

2

Sp p v

S

− = ρ −

2.4 Voir §5.2 du chapitre 12.


Eléments de correction des exercices du chapitre 2 : rappels et notions de base en chimie. ■ 13


rappels et notions de base en chimie.

Contrôle des connaissances Exercice 1 : Symbole des éléments chimiques Les parties grisées indiquent la bonne réponse pour le caractère métallique (ou non) de l’élément chimique :

Élément Symbole chimique

Métal Non-métal

Élément Symbole chimique

Métal Non-métal

Hydrogène H Cuivre Cu

Sodium Na Zinc Zn Potassium K Argent Ag

Magnésium Mg Mercure Hg Calcium Ca Aluminium Al

Carbone C Plomb Pb

Azote N Fluor F Oxygène O Chlore Cl Silicium Si Brome Br Soufre S Iode I Chrome Cr Hélium He Manganèse Mn Néon Ne Fer Fe Argon Ar Cobalt Co Krypton Kr Nickel Ni Xénon Xe

Exercice 2 : Écriture de formules chimiques de molécules Diazote : N2 Dioxyde de carbone : CO2

Dichlore : Cl2 Eau : H2O

Chlorure d’hydrogène : HCl Ammoniaque : NH3(aq)

Monoxyde de carbone : CO Dioxygène : O2

Ammoniac : NH3(g) Acide sulfurique : H2SO4

Dihydrogène : H2 Dibrome : Br2

Acide nitrique : HNO3 Diiode : I2 Exercice 3 : Écriture de noms de molécules HCl Chlorure d’hydrogène H2O Eau

O2 Dioxygène I2 Diiode

NH3(g) Ammoniac CO2 Dioxyde de carbone

Br2 Dibrome N2 Diazote

CO Monoxyde de carbone HNO3 Acide nitrique

H2 Dihydrogène Cl2 Dichlore

14 ■ Eléments de correction des exercices du chapitre 2 : rappels et notions de base en chimie.

H2SO4 Acide sulfurique CH4 Méthane Exercice 4 : Nomenclature des ions Na+ : ion sodium NH4

+ : ion ammonium

SO42- : ion sulfate NO3

- : ion nitrate

OH- ou HO- : ion hydroxyde Mg2+ : ion magnésium

H3O+ : ion oxonium MnO4

- : ion permanganate

Cl- : ion chlorure Ca2+ : ion calcium

Fe2+ : ion fer (II) K+ : ion potassium

CO32- : ion carbonate Br- : ion bromure

Al 3+ : ion aluminium (III) Zn2+ : ion zinc (II)

SiO44- : ion silicate I- : ion iodure

Cu2+ : ion cuivre (II) Fe3+ : ion fer (III) Exercice 5 : Formules chimiques de quelques ions

Formule Charge électrique

Formule Charge électrique

ion fer (II) Fe2+ +2 ion nitrate NO3- -1

ion chlorure Cl- -1 ion potassium K+ +1 ion oxonium (ou hydronium)

H3O+ +1 ion ammonium NH4

+ +1

ion sulfate SO42- -2 ion permanganate MnO4

- -1

ion cuivre (II) Cu2+ +2 ion calcium Ca2+ +2

ion carbonate CO32- -2 ion bromure Br- -1

ion aluminium (III) Al 3+ +3 ion zinc (II) Zn2+ +2

ion hydroxyde OH- -1 ion iodure I- -1

ion sodium Na+ +1 ion silicate SiO44- -4

ion fer (III) Fe3+ +3

ion sodium Na+ +1 Exercice 6 : A propos du nombre d’Avogadro

1. Il faudra : 9 23 1510.10 10 10t s−= × = , soit environ 32 millions d’années !

2. 11 9

23

10 1000 100,17

6,02.10n mol

× ×= =

3. Le volume d’une mole de grain de sable est donné par : 9 23 12 30,01.10 6,02.10 6.02.10V m−= × =

La longueur de l’arrête du cube est donnée par : 13a V= soit : ( )

112 336.02.10 18.10 18 a m km= =�

4. Calculons le volume occupé par les 5,2.10-9 mol de feuilles : 3 23

18 331,5.10 6,02.1037,9.10

500V m

− ×= =

Le nombre de camions est alors donnée par : 18 3

1537,926.10998.10

38

mN camions= = !!!

Exercice 7 : Calcul de masses molaires 1. Seules quelques formules littérales sont indiquées (la charge d’un ion n’intervient pas dans le calcul de sa masse

molaire) :


Masse molaire : formule littérale Résultat

NaOH NaOH Na O HM M M M= + +

NaOH

140, 0 .M g mol−=

KMnO4 KMnO4M =

KMnO4

1158 .M g mol−=

CH4 CH4M =

4

116, 0 .CH

M g mol−=

C4H10 C H4 10M =

4 10

158, 0 .C H

M g mol−=

Fe(OH)3 Fe(OH)3M =

Fe OH 3

1( ) 106,8 .M g mol−=

Fe2(SO4)3 Fe SO2 4 3( ) 2 3 12Fe S OM M M M= ++ Fe SO2 4 3

1( ) 339, 6 .M g mol−=

Al(OH)4-

Al OH 4( )4 4Al O HM M M M− = ++

Al OH 4

1

( )95, 0 .M g mol−

−=

NH4+

NH+4

M = NH

+4

118, 0 .M g mol−=

Ca2SiO4 Ca SiO2 4M =

2 4Ca SiO

1172,3 .M g mol−=

Ca5(AlO4)2 Ca (AlO )5 4 2M =

5 AlO4 2

1( ) 382,5 .CaM g mol−=

2. Seules les réponses numériques sont données : Masse molaire : formule littérale Résultat

Eau .............M =

2

118, 0 .H OM g mol−=

Dioxyde de carbone .............M =

2

144, 0 .CO

M g mol−=

Diazote .............M =

2

128, 0 .N

M g mol−=

Dichlore .............M =

2

171, 0 .Cl

M g mol−=

Chlorure d’hydrogène .............M =

136,5 .

HClM g mol−=

Monoxyde de carbone .............M =

128, 0 .

COM g mol−=

Dihydrogène .............M =

2

12, 0 .H

M g mol−=

3. Seule la première formule littérale est donnée :

C Cn 2 2(2 2) 12 (2 2) 1 14 2

nH HM nM Mn n n n+

= + + = × + + × = + Cn 2 2

14 2nHM n

+= +

ALCENEM =

Cn 214

nHM n=

ALCYNEM =

Cn 2 214 2

nHM n−

= −

Exercice 8 : Calcul de volumes molaires ; comparaison entre gaz et liquide 1. Le volume molaire se calcule en supposant le gaz parfait (formule p23, §4.4.) :

Pression Température Volume molaire m3.mol-1 Volume molaire L.mol-1

P = 1 bar θ = 25 °C 25.10-3

P = 1,0 MPa θ = 25 °C 2,5

P = 100 MPa θ = 25 °C 0,248

P = 105 Pa θ = -5,0 °C 22.10-3 22

P = 105 Pa θ = 230 °C 42

P = 105 Pa θ = 1750 °C 0,17


2. Le volume molaire des liquides ou solides se calcule à partir de la formule p24, §4.5 :

Produit Masse molaire masse volumique à

θ = 20 °C Volume molaire

m3.mol-1 Volume molaire

L.mol-1

Eau M(H2O)=18g.mol-1 ρeau = 1000 g.L-1 18.10-3

Mercure M(Hg)=200,6g.mol-1 ρHg = 13,5.103 kg.m-3 14,9.10-6

Br2 M(Br2)=159,8g.mol-1 ρDibrome = 3,1 g.cm-3 52.10-6 52.10-3

éthanol M(C2H6O)=46g.mol-1 ρéthanol = 774 g.L-1 59.10-6

H2SO4 M(H2SO4)=98g.mol-1 ρacide sulfurique = 1,84 g.cm-3 53.10-3

3. Le volume molaire des gaz est généralement largement supérieur à celui des liquides et solides courants. Ce

résultat traduit le fait que les gaz offrent une distance entre molécules plus importante que pour les solides et liquides. Pour ces derniers, l’agencement des molécules (ou ions) est plus compact.

Exercice 9 : Calculs de quantités de matière

1. On peut utiliser le volume molaire de l’eau : m

Vn

V= avec M

MV

ρ= , d’où

Vn

M

ρ=

Numériquement : 3 3

3

1.10 1055,5

18.10n mol

−

−

×= = soit 56 n mol�

2. Ce calcul se mène facilement à partir de la formule p23, §4.3. Il s’agit de la définition de la mole (p22, §4.1.)

Numériquement : 12

1 12

n mol= = soit 1 n mol=

3. Calculons tout d’abord la masse de cuivre présente dans une tonne de minerai : 6 30,02.10 20.10Cum g= =

le calcul de la quantité de matière est ensuite réalisé à partir de la formule p23, §4.3.

Numériquement : 320.10

314 63,5

n mol= = soit 30,3.10 n mol=

4. Le chlorure d’hydrogène est un gaz, nous pouvons donc appliquer (en le supposant parfait) : PV

nRT

=

Numériquement : 320.10

314 63,5

n mol= = soit 30,3.10 n mol=

Exercice 10 : Taux d’alcoolémie dans le sang

1. La quantité de matière d’éthanol contenue dans le sang s’exprime par : sang éthanol

éthanol

Vn

M

χ=

Numériquement : 35 0,554,3.10

46n mol−×= = soit

354.10n mol−=

2. Le pourcentage volumique permet de calculer le volume d’éthanol contenu dans chacun des verres. La suite de

la résolution se fait comme la question 1 de l’exercice 9 de ce chapitre.

Par comparaison avec la question précédente, ces résultats indiquent qu’aucune de ces boissons ne pourrait être

consommée par un conducteur pour être conforme à la législation !

Bières (25cl à 5%) Apéritifs (3cl à 43%) Verres de vin (10cl à 12%) Digestifs (3cl à 43%)

0,21 n mol= 0,22 n mol= 0,21 n mol= 0,22 n mol=


3. Le nombre maximum de verres bus et permettant de conduire est de deux (voire moins de deux pour certaines personnes).

4. La totalité de l’éthanol ingéré ne passe peut-être pas dans le corps humain. D’autre part, le volume « d’eau » ne

se limite pas au seul volume sanguin. Pour un individu de 70 kg, en supposant 4/5 « d’eau » dans le corps, le volume à considérer devient de l’ordre de 10 fois le volume sanguin. En prenant n’ = 0,44 mol pour deux verres bus, mais dissous dans 55 litres « d’eau », on obtient un résultat beaucoup plus proche de la question 1.

5. 0,07 L.kg-1 ou en unité SI : 0,07.10-3 m3.kg-1 Exercice 11 : Mélange d’hydrocarbures

1. La seconde relation p23, § 4.3 permet de calculer la masse totale : 310,0.10totalem g=

Les autres masses s’en déduisent en utilisant les pourcentages massiques :

6 14

32,00.10C Hm g=

7 16

33,00.10C Hm g=

8 18

35,00.10C Hm g=

2. Le calcul de la quantité de matière est ensuite réalisé à partir de la première formule p23, §4.3 :

6 1423,3 C Hn mol=

7 1630,0 C Hn mol=

8 1843,9 C Hn mol=

3. Le pourcentage volumique en dioxygène permet le calcul de son volume. Les relations p23 §4.4 et p26 §4.6

permettent de calculer la quantité de matière de dioxygène présente dans le volume d’air :

2

31,1.10 On mol=

On en déduit alors la masse correspondante à l’aide de la masse molaire :

2

335.10 gOm =

4. La donnée de la masse permet de calculer la quantité de matière correspondante. l’utilisation du volume molaire

permet de connaître le volume de CO2 formé :

2

315,5 COV m=

Exercice 12 : Composition d’un minerai 1. M(Al 2O3) =102 g.mol-1 ; M(Fe2O3) =159,6g.mol-1 ; M(SiO2)= 60,1g.mol-1 2. Les quantités de matière se calculent à l’aide des pourcentages massiques et des masses molaires.

a. 2 3

324.10 Al On mol=


b. 2 3

36,3.10 Fe On mol=

c. 2

34,2.10 SiOn mol=

Exercice 13 : L’air un mélange de gaz 1. Voir p223 (pour l’argon) et p224 (pour les trois autres) pour écrire les formules chimiques correspondantes. 2. Le volume total ainsi que les pourcentages volumiques permettent de calculer le volume de chaque gaz :

2

320 NV m=

2

35,5 OV m=

30,24 mArV =

2

3 38,7.10 COV m−=

3. Le volume molaire permet de calculer chaque quantité de matière. Les masses molaires de chaque gaz

permettent de calculer les masses correspondantes :

2

326.10 gNm =

2

37,9.10 gNm =

2

30,43.10 gNm =

217 gCOm =

4. La masse volumique s’obtient en appliquant la seconde relation p23 §4.3 à l’ensemble des gaz :

-333,92 =1,29 g.m

26,25air kρ = soit :-31,3 g.mair kρ =

5. La masse molaire moyenne s’obtient par : totaleair

totale

mM

n=

Numériquement : 3

13

33,92.1028,9 .

1,171.10airM g mol−= = soit : 129 .airM g mol−=

Eléments de correction des exercices du chapitre 3 : la réaction chimique. ■ 19


la réaction chimique.

Contrôle des connaissances Exercice 1 : Oxydation par le dioxygène 1. Pour la colonne de gauche, il faut compléter le réactif manquant en ajoutant le métal (à l’état de corps pur) qui

est présent dans l’oxyde côté produit. Pour la colonne de droite, il faut ajouter du dioxygène côté réactif. On peut ensuite équilibrer l’équation bilan suivant la technique de la page 30. Il est possible de multiplier tous les cœfficients stœchiométriques par 2 de façon à faire disparaître les ½ (la réponse à la question 2 donne des exemples à ce propos).

( )( )

( )( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( ) ( )

( )( ) ()

2 2

2

2 2

2 2 3

2 3 4

12Na

21

21

Na

24 3 2

3 2

SgS

S

S

S

S

Sg

g S

g S

g S

O O

O CaO

O MnO

O Fe O

O Fe

C

e

O

a

Mn

F

Fe

+ =

+ =

+ =

+ =

+ =

( )

( )

( )

( ) ( )

( ) (

( )

(

)

( ) ( )

( ) (

)

)

( ) ( )

2

2

2

2

2

2

2 3

42 3

12

21

21

223

22

3 2

g

g

g

g

g

S S

S S

S S

S S

S S

Cu Cu O

Cu CuO

Ag Ag O

Al Al O

Pb Pb O

O

O

O

O

O

+ =

+ =

+ =

+ =

+ =

2. Il faut ajouter du dioxygène côté réactif. On peut ensuite équilibrer l’équation bilan suivant la technique de la

page 30.

( )

(

( ) ( )( )

( ) ( )( )

( ) ( )( )

( ) ( )( )

)

( )

( )

4 2 2

3 8 2 2

4 10 2 2

4 10

2

2

2 2 2

2

2 2

5 3 4

134 5

22 13 8 1

0

g gg

g gg

g

g

g

gg

g g

g

g g

CH CO H O

C H CO H O

C H CO H O

ou C H C

O

O

O

O O H O

+ = +

+ = +

+ = +

+ = +

( ) ( )( )

( ) ( )( )

( ) ( )( )

( ) ( )( )

( ) ( )( )

( )

( )

( )

( )

( )

2

2

2

2 4 2 2

3 6 2 2

3 6 2 2

2 2 2 2

2 2 2 2

2

2

3 2 2

93 3

22 9 6 6

52

22 5 4 2

g gg

g

g

g

g gg

g

g

gg

g gg

g ggg

C H CO H O

C H CO H O

ou C H CO H O

C H CO H O

ou

O

O

O

C H CO H

O

O O

+ = +

+ = +

+ = +

+ = +

+ = +

3. Après avoir correctement écrit les réactifs et produits, on ajuste les cœfficients stœchiométriques en fonction de

n (nombre d’atomes de carbones présents dans l’alcane) :

( )( )( ) 2 2 (2 )2 2

3 1( 1)

2 gg gn n g

nO nC CO n H OH + + =+ + +


n (nombre d’atomes de carbones présents dans l’alcène) :

( )( )( ) 22 2 2 ( )

3

2 ggg gn n

nO nCC H O nH O= ++

20 ■ Eléments de correction des exercices du chapitre 3 : la réaction chimique.


n (nombre d’atomes de carbones présents dans l’alcyne) :

( )( )( ) 2 2 (2 )2 2

3 1( 1)

2 gg gn n g

nO nC CO n H OH −

− = −+ +

Exercice 2 : Écrire puis équilibrer une équation bilan La nomenclature page 224 permet de connaître toutes les formules chimiques nécessaires. Lire page 30 pour équilibrer une équation bilan.

1. ( ) ( ) ( )2 2 3

1 3

2 2g g gN H NH+ =

2. ( )( )( )3 2 2 ( )

52 2 3

2 ggg gNH O NO H O+ = +

3. ( ) ( )( )( ) 24 1 20

94 5

2 g gggO CC O HH O= ++

4.

( )( )( )3 2 SgSCaCO CO CaO= +

5.

( ) ( )2 2 ( ) 6 12 6 26 6 6g ggCO H O C H O O+ = +

6.

( ) ( )6 12 6 4 23 3g g

C H O CH CO= +

Exercice 3 : Équilibrer une équation bilan Lire page 30 pour équilibrer une équation bilan.

8 18 2 2 2

8 18 2 2 2

-3 2

2 2

3-4 3 4

2 2 4

2 -2

2 2

22 2 3 2

3 4

258 9

22 25 16 18

2

4 2 2

3

2 2 2

2

2

( )

( )

2

2 2

C H O CO H O

ou C H O CO H O

H O OH H O

Li O Li O

K PO K PO

TiO C Cl TiCl CO

Ca OH Ca OH

Na S HCl NaCl H S

Zn OH H O H O ZnO

Fe O

+

+

+

+ −

+ = +

+ = +

+ =+ =

+ =+ + = +

+ =+ = +

+ = ++ 2

2 2 3 2

2 2 3 2

2 2 3

33

22

2 6 4 3

C CO Fe

N H O NH O

ou N H O NH O

= +

+ = +

+ = +

2 3 2 3

-2 2 2 2

-2 2 2 2

2 4 2 4

3 -4

3 2 2 2 2

23 3 2 2

12 22 11 2 2

3 3 2 3

12 2

22 2 4 4 2

2 2

4

2

2 3

2

.

( )

( )

4 12 11 24

Cr O C Cl CrCl CO

Na O H O Na OH O

ou Na O H O Na OH O

H SO KCl K SO HCl

Al OH Al OH

NH CO NH CO H O

CaCO H O Ca CO H O

C H O CuO CO H O Cu

Cu

+

+

−+

+ +

+ + = +

+ = + +

+ = + +

+ = +

+ =+ = +

+ = + ++ = + +

223 3 4

2 3

5 2 3 4

(4

3 2

4

)

5

NH Cu NH

S Al Al S

PCl H O H PO HCl

++ + =+ =

+ = +


Exercice 4 : Proportions stœchiométriques

Équation bilan proportions stœchiométriques

4 2 2 2TiCl Mg Ti MgCl+ = + 2

4max 22MgClMg

TiCl Ti

nnx n n= = = =

( )2 2 2 3 2 211

24

gFeS O Fe O SO+ = + 2 2 2

4 2 3max

2

112 4FeS O SO

TiCl Fe O

n n nx n n= = = = =

3 2 2 25

232NH O NO H O+ = + 3 2 2

max 3

2

52 2NH O H ONO

n n nnx = = = =

2-3 2 3 2Ag CO Ag CO+ + = 2-

2 33max 2

AgAg COCO

nx n n

+

= = =

8 18 2 2 2 8 925

2C H O CO H O+ = + 2 2 2

8 18max

2

25 98O CO H O

C H

n n nx n= = = =

2-2 4 42Na SO Na SO+= + 2-

2 4 4max 2

NaNa SO SO

nx n n

+= = =

Remarque : la modification des valeurs des cœfficients stœchiométriques (en les multipliant (ou divisant) tous par une même valeur) change de fait la relation des proportions stœchiométriques, ainsi que la valeur de l’avancement maximal. Les résultats des exercices n’en demeurent pas moins identiques quel que soit le jeu de cœfficients stœchiométriques utilisé (et satisfaisant la conservation de chaque élément chimique). Exercice 5 : Proportions stœchiométriques ou pas ? Toutes les réactions sont supposées totales, c'est-à-dire qu’au moins un des réactifs disparaît totalement au cours de la réaction. Le réactif limitant est déterminé en résolvant les deux équations suivantes : 4-8 xmax = 0 3-3 xmax = 0 La fin de la résolution se fait avec la plus petite des deux valeurs trouvées.

équation de la réaction 8 Al + 3 Fe3O4 = 4 Al 2O3 + 9 Fe état du système avancement nAl nFe3O4 nAl 2O3 nFe

état initial 0 4 3 0 0 état intermédiaire x 4-8 x 3-3 x 0+4 x 0+9 x

état final xmax = 0,5 mol 0 1,5 2 4,5 Le réactif limitant est déterminé en résolvant les deux équations suivantes : 2- xmax = 0 22-11 xmax = 0 Les deux solutions sont ici identiques, ce qui signifie que les proportions sont stœchiométriques.

équation de la réaction C7H16 + 11 O2 = 7 CO2 + 8 H2O état du système avancement nC7H16 nO2 nCO2 nH2O

état initial 0 2 22 0 0 état intermédiaire x 2- x 22-11 x 0+7 x 0+8 x

état final xmax = 2 mol 0 0 14 16


Le réactif limitant est déterminé en résolvant les deux équations suivantes : 1- xmax = 0 6-3 xmax = 0 La fin de la résolution se fait avec la plus petite des deux valeurs trouvées.

équation de la réaction Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3 état du système avancement nFe3+ nOH– nFe(OH)3

état initial 0 1 6 0 état intermédiaire x 1- x 6-3 x 0+ x

état final xmax = 1 mol 0 3 3 Exercice 6 : Nature d’une réaction Le paragraphe 2 permet de reconnaître la nature de chacune de ces réactions chimiques :

Équation bilan de la réaction Nature de la réaction 3 22 3 = 2 3Fe Mg Fe Mg+ ++ + Réaction d’oxydoréduction (oxydation du magnésium

et réduction des ions fer (III)

4 9 4 9Cl = C H HI HCl C H I+ + Réaction de substitution (un atome d’iode se substitue à un atome de chlore sur la molécule organique)

3 2 ( )( ) ( ) 2 laq aqH O OH H O+ −+ =

Réaction acido-basique (réaction entre des ions oxonium et hydroxyde)

( ) ( )2 4 2 5( ) g sgC H HCl C H Cl+ =

Réaction d’addition (la molécule de chlorure d’hydrogène réagit avec la double liaison de l’éthylène

pour ne former qu’une seule molécule)

( )3( ) ( )3 3 ( )

saq aqFe OH Fe OH+ −+ =

Réaction de précipitation (les ions fer (III) et les ions hydroxyde réagissent pour former un solide présent

dans l’eau)

n =

Réaction de polymérisation par polyaddition (réaction d’addition sur la double liaison entre molécules

identiques (ici du styrène) pour obtenir une seule longue molécule (ici le polystyrène), n désigne le degré

moyen de polymérisation)

2( ) ( )2( ) 2aq aqSMgCl Mg Cl+ −= +

Réaction de dissolution (un solide ionique (ici le chlorure de magnésium) se dissocie pour libérer des ions (ion magnésium et ion chlorure) solvatés dans

l’eau.

( ) ( )( )( )3 8 2 2 25 3 4g ggg

C H O CO H O+ = +

Combustion complète d’un alcane : oxydoréduction (réaction entre le dioxygène et l’hydrocarbure, pour une combustion complète, les seuls produits de la réaction

sont de l’eau et du dioxyde de carbone)

4 10 ( ) 2 ( ) 3 3 = l lC H O H O CH CH CH CH+ − = −

Réaction d’élimination (réaction au cours de laquelle une molécule organique se scinde en deux molécules. L’une de ces deux molécules est organique et contient une double liaison, l’autre molécule est petite (H2O,

HCl, HI…)

CHCH

n

CHCH


Exercices et extraits d’annales Exercice 7 : Extrait du BTS Travaux Publics TP 1975 Le plus simple est de réaliser dans un premier temps un bilan chimique dans les proportions stœchiométriques sans tenir compte du rendement. 2 244

Hgn mol+ =

On obtient ainsi pour la masse nécessaire de fer : 13,7 Fem kg=

En tenant compte du rendement, la masse de fer introduite doit être supérieure à celle précédemment calculée :

17 Fem kg=

Exercice 8 : Extrait du BTS Travaux Publics 2001

1. Équation bilan non équilibrée : 2 3 2 Fe O C Fe CO+ = +

2. Valeurs arrondies des résultats :

2 3

31,3.10 Fe On mol=

32,5.10 Cn mol=

On détermine le réactif limitant comme dans l’exercice 5. Ici il s’agit est Fe2O3. Le réactif en excès est donc

le coke (C). Les résultats des questions suivantes supposent que le carbone est en excès.

3. Le bilan de matière montre que : 32,5.10 Fen mol= , on en déduit :

21,4.10 Fem kg=

4. Le bilan de matière montre que :

2

31,875.10 COn mol= , on en déduit :

2

345 COV m=

Exercice 9 : Extrait du BTS Étude et Économie de la construction 1999 1. La combustion complète d’un alcane donne comme seuls produits du dioxyde de carbone et de l’eau. Dans l’air

seul le dioxygène réagit, le diazote restant inerte, il ne figure pas dans l’équation bilan. L’équation bilan non équilibrée donne donc : 4 2 2 2 CH O CO H O+ = +

2. 2.1. Le débit massique permet de calculer la masse consommée, d’où l’on déduit la quantité de matière :

4100 CHn mol=

2.2. Pour la suite des questions, il faut réaliser un bilan chimique classique dans les proportions

stœchiométriques : 2

6,4 Om kg=

2.3. 2

34,5 OV m=

2.4. L’air ne contient que 20% (valeur approchée) de dioxygène, d’où : 322 airV m=


3. La combustion incomplète d’un hydrocarbure devient largement incomplète en cas de défaut de comburant par

rapport aux conditions stœchiométriques. Il se forme alors du monoxyde de carbone, gaz inodore et mortel. Exercice 10 : Synthèse de l’acide nitrique : procédé d’Ostwald 1.

1.1. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 2 3 N H NH+ =

1.2. L’équation bilan non équilibrée donne : 3 2 2 ONH O NO H+ = +

1.3. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 2 NO O NO+ =

1.4. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 2 3 NO H O HNO NO+ + = +

2. le bilan chimique dans les proportions stœchiométriques pour chaque équation bilan permet de montrer que :

2 3

9

4H HNOn n= et 2 3

3

4N HNOn n=

En tenant compte du rendement global (c'est-à-dire pour toutes les opérations), on obtient :

2

12 37,15.10 HV m= et 2

12 32,38.10 HV m=

3. L’air contient de façon approchée 80% de diazote. Le volume nécessaire d’air sera donc :

12 32,98.10 airV m=

Exercice 11 : Extrait du BTS Travaux Publics 1996 1. La combustion complète d’un alcane donne comme seuls produits du dioxyde de carbone et de l’eau. Dans l’air

seul le dioxygène réagit, le diazote restant inerte, il ne figure pas dans l’équation bilan. L’équation bilan non équilibrée donne donc :

7 16 2 2 2 C H O CO H O+ = +

8 18 2 2 2 C H O CO H O+ = +

2.

2.1. Les pourcentages massiques ainsi que la masse volumique permettent de calculer la masse de chacun des composés présents :

7 16504 C Hm g= et

8 18216 C Hm g=

2.2. Un bilan chimique dans les proportions stœchiométriques pour chaque équation bilan permet de calculer le

volume de dioxyde de dioxygène nécessaire à chacune des deux combustions complètes. On en déduit alors le volume total de dioxygène nécessaire :

2

31,77 OV m=

2.3. L’air ne contient que 20% (valeur approchée) de dioxygène, d’où : 38,86 airV m=


Exercice 12 : Extrait du BTS Bâtiment 1994 1.

1.1. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 4 2 2 4 2 2 C H HCl O C H Cl H O+ + = +

1.2. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 4 2 2 3 C H Cl C H Cl HCl= +

1.3. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 3 2 3 ( )nn C H Cl C H Cl= − −

2. Le bilan chimique dans les proportions stœchiométriques sans tenir compte du rendement permet d’obtenir la masse minimale nécessaire d’éthylène :

2 444,8 C Hm kg=

En tenant compte du rendement global de toutes les opérations, on obtient : 2 4

64 C Hm kg=

Exercice 13 : Corrosion de l’aluminium 1. L’équation bilan non équilibrée donne : 2 2 3 ( )Al H O O Al OH+ + =

2. 2.1. Un bilan chimique dans les proportions stœchiométriques pour chaque équation bilan permet de calculer la

masse d’aluminium qui s’est oxydé : 5,4 Alm g=

2.2. 2

5,4 H Om g=

2.3. L’air ne contient que 20% (valeur approchée) de dioxygène, d’où : 18airV L=

3. Le chlorure de sodium n’intervient pas dans l’équation bilan de la réaction chimique, il ne fait qu’augmenter la

vitesse de réaction. L’équation bilan reste donc inchangée par rapport aux questions précédentes. Il reste à réaliser le bilan chimique. Attention, la masse après corrosion comprend à la fois l’aluminium non corrodé et l’hydroxyde d’aluminium. Les 30 g supplémentaires correspondent donc à la somme des masses de dioxygène et d’eau ayant réagi. Le bilan chimique dans les proportions stœchiométriques en tenant compte de ces indications permet d’obtenir la masse d’aluminium corrodé :

15,9 Alm g=


Eléments de correction des exercices du chapitre 4 : Chimie des solutions ■ 27


Chimie des solutions.

Contrôle des connaissances

Exercice 1 : Équations de dissolution et de précipitation Lorsque le solide ionique est côté réactif, il s’agit d’une réaction de dissolution. Lorsqu’il se situe côté produit, il s’agit d’une réaction de précipitation. Pour nommer les solides ioniques, voir p224. Une bonne connaissance de la nomenclature des ions est indispensable pour compléter les équations bilans et les équilibrer.

Nature de la réaction Nom du solide ionique Équation de la réaction

Dissolution Chlorure de sodium -( ) )( () aq aqs Na ClNaCl += +

Précipitation Hydroxyde d’aluminium ( )

3( ) ( ) 3 3

Saq qa Cl AlClAl + −+ =

Précipitation Nitrate de plomb ( )

2( ) 3( )3 22 ( )

Saq aq Pb NONO Pb− ++ =

Précipitation Sulfate de calcium 2 2-

( ) 4 4( ) ( ) aq aq SCa SO CaSO+ + =

Dissolution Chlorure de magnésium 2 -

( )2( )) (2aqS aqMMgC g Cll += +

Dissolution Hydroxyde de sodium -( ) ( )( ) aq aqSNaOH Na OH+= +

Précipitation Sulfate de fer (III) 3 2-

( ) 4 2 4 3( ) ( )2 3 ( )aq aq sFe SO Fe SO+ + =

Dissolution Sulfate de fer (II) 2 2-

( )4 4( ) ( )aqs aqFeSO Fe SO+= +

Précipitation Carbonate de magnésium 2 2-

( ) 3 ( ) 3 ( ) aq Saq MgCMg C OO+ + =

Précipitation Chlorure d’argent ( )( ) ( ) Saq aqAg Cl AgCl+ −+ =

Exercice 2 : Calculs sur les concentrations molaires et massiques d’une solution Les formules des paragraphes 2.4 et 2.7 de ce chapitre permettent de réaliser tous les calculs. Il manque un élément dans la ligne du chlorure d’hydrogène pour faire les calculs.

Soluté VSolution mSoluté MSoluté nsoluté CSolution χSolution

NiCl2 500 mL 13 g M(NiCl 2)=129,7g.mol-1 0,1 mol 159 mol.L-1 26 g.L-1 Al 2(SO4)3 100 cm3 34,2 g M(Al2(SO4)3)=342g.mol-1 0,1 mol 1 mol.L-1 342 g.L-1 Na2CO3 563 mL 39,75 g M(Na2CO3) =106g.mol-1 0,375 mol 1,5 mol.L-1 159 g.L-1 NaOH 500 mL 10 g M(NaOH) = 40g.mol-1 0,25 mol 2 mol.L-1 80 g.L-1 HCl M(HCl) =36,5g.mol-1

H2SO4 250 mL 24,5 g M(H2SO4) =98g.mol-1 0,25 mol 1 mol.L-1 98 g.L-1 Ca(OH)2 2 L 2,6 g M(Ca(OH)2)=74,1g.mol-1 35.10-3 mol 18.10-3 mol.L-1 1,3 g.L-1

AgNO3 1,0 mL 16,99 g M(AgNO3) =169,9g.mol-1 10-1 mol 1.10-2 mol.L-1 1,7 g.L-1 KOH 750 cm3 4,2 g M(KOH) =56,1g.mol-1 75.10-3 mol 1.10-2 mol.L-1 5,6 g.L-1 HNO3 2 dm3 252 g M(HNO3) = 63g.mol-1 4 mol 2 mol.L-1 126 g.L-1

28 ■ Eléments de correction des exercices du chapitre 4 : Chimie des solutions

Exercice 3 : Concentration molaires d’ions en solution 1. La masse d’hydroxyde de sodium permet de calculer la quantité de matière. On suppose la réaction totale

(limite de solubilité non atteinte). le calcul des concentrations molaires des ions se fait conformément au paragraphe 2.6 de ce chapitre.

équation de la réaction NaOH = Na+ + OH– état du système avancement nNaOH nNa+ nOH–

état initial 0 1 0 0 état intermédiaire x 1 - x x x

état final xmax = 1 mol 0 1 1

110 .Na mol L+ − = et 110 .OH mol L− − =

2. La technique de résolution est identique à celle de l’exemple précédent.

équation de la réaction CuCl2 = Cu2+ + 2 Cl– état du système avancement nCuCl2

nCu2+ nCl–

état initial 0 25.10-3 0 0 état intermédiaire x 25.10-3 - x x 2 x

état final xmax = 25.10-3 mol 0 25.10-3 50.10-3

2 10,10 .Cu mol L+ − = et 10,20 .Cl mol L− − =

3. La technique de résolution est identique à celle de l’exemple précédent.

équation de la réaction Fe2(SO4)3 = 2 Fe3+ + 3 SO42–

état du système avancement nFe2(SO4)3 nFe3+ nSO4

2–

état initial 0 0,10 0 0 état intermédiaire x 0,10 - x 2 x 3 x

état final xmax = 0,1 mol 0 0,20 0,30

2 10,20 .Fe mol L+ − = et 2 14 0,30 .SO mol L− − =

Exercice 4 : dilution d’une solution Voir la fiche de l’acide chlorhydrique sur le site : http://www.inrs.fr/ dont voici un extrait :


1. La formule du paragraphe 3.4 de ce chapitre permet de calculer la concentration molaire :

19,5 .acideC mol L−=

2. Une possibilité est d’introduire 53 mL (à l’aide de plusieurs pipettes jaugées) de la solution commerciale

dans une fiole jaugée de 500 mL à moitié remplie d’eau distillée. On complète ensuite au trait de jauge avec de l’eau distillée.

Exercice 5 : Électroneutralité et écriture d’une solution ionique

1.

Nom de la solution ionique Formule de la solution ionique Équation d’électroneutralité

Chlorure de nickel (II) ) (2 -

( )2aq aqNi Cl+ + -

( ) ( )22 aq aqNi Cl+ =

Hydroxyde de potassium -( ) ( )aq aqK OH+ +

-( ) ( ).aq aqK OH+ =

Nitrate de fer (II) ) )2 -

( (32aq aqFe NO+ + -

( )2

( )32 aq aqFe NO+ =

Chlorure d’aluminium ) (3 -

( )3aq aqAl Cl+ + -

( ) ( )33 aq aqAl Cl+ =

Iodure de potassium -( ) ( )aq aqK I+ +

-( ) ( ) aq aqK I+ =

2.

Nom de la solution Équation d’électroneutralité

Chlorure de fer (III) -( ) ( ) ( (

3) )33 aq aq aq aqFe H O Cl OH+ + − + = +

Sulfate d’aluminium -

( ) ( ) ( ) ( )3 43 223 aq aq aq aqAl H O SO OH+ + − + = +

Nitrate de plomb -

( ) ( ) ( ) ( )3 322 aq aq aq aqPb H O NO OH+ + − + = +

Carbonate de sodium -

( ) ( ) ( ) ( )32

3 2aq aq aq aqNa H O CO OH+ + − + = +

Bromure de cuivre (II) -( ) ( ) ( (

2) )32 aq aq aq aqCu H O Br OH+ + − + = +


Exercice 6 : Molécules organiques chargées

formule chimique dessin de la molécule

Tête(s) polaires

ou polarisables :

oui/non

composé anionique :

oui/non

composé cationique :

oui/non

C9H19NH3+

oui non oui

C12H25−C6H4−SO3-

oui oui non

C18H37−O−C2H4−OH

oui non non

C10H22

non non non

oui oui non

Exercices et extraits d’annales

Exercice 7 : Extrait de BTS

1. 2 3 150.10 .Ni mol L+ − − =

2. 1 11,0.10 .Cl mol L− − − =

3. 2 3 120.10 .Ni mol L+ − − =

4. -

( ) ( ) ( ) (2

) ( )32 aq aq aq aq aqCa Na H O Cl OH+ + + − + + = +

5. 3 180.10 .Cl mol L− − − =

Exercice 8 : Solide anhydre et solide hydraté 1. M(Cu(SO4)) = 159,5g.mol-1 ; M(Cu(SO4),5H2O) = 249,5g.mol-1 2. Les masses à mesurer sont :

4( ) 39,9 gCu SOm = et 4 2( ),5 62,4 gCu SO H Om =

n

SO O

O-


3. Pour réaliser jusqu’à 6 solutions le produit anhydre est le moins cher, au-delà c’est le sulfate de cuivre partiellement hydraté qui est le plus intéressant financièrement.

Exercice 9 : Extrait du BTS Travaux Publics 1991 1.

1.1. Le pH est supérieur à 7, cette eau est donc basique.

1.2. ( ) ( )2 32 aq aqH O H O OH+ −= +

1.3. La donnée du pH permet de calculer les concentrations molaires en ions hydroxyde et oxonium :

8 1

3 1,0.10 .H O mol L+ − − = et 6 11,0.10 .OH mol L− − − =

1.4. L’utilisation des masses molaires permet de calculer la concentration molaire de chaque ion cité :

6 156.10 .Cl mol L− − − =

2 5 14 73.10 .SO mol L− − − =

3 6 14 1,1.10 .PO mol L− − − =

2. ( ) ( ) ( )aq aq sAg Cl AgCl+ −+ =

Le volume minimum pour précipiter la totalité les ions chlorure correspond aux conditions stœchiométriques :

3 'arg 28,2.10 nitrate d entV L−=

Exercice 10 : Réaction de précipitation 1. Résultats pour les concentrations molaires de chaque ion :

12 .Na mol L+ − = et 12 .OH mol L− − =

2 12 .Cu mol L+ − = et

14 .Cl mol L− − =

Remarque : les concentrations en ion oxonium peuvent être négligées.

2. Pour la solution S1 : ( ) ( )aq aqNa OH+ − = ; pour la solution S2 : -

( ) ( )22 aq aqCu Cl+ =

3.

3.1. ( )

2 -( ) ( ) 22 ( )

Saq aqCu OH Cu OH+ + = , les autres ions sont spectateurs et ne participent pas à la réaction.

3.2. Le plus grand avancement possible vaut : 0,1 x mol= . Les ions cuivre (II) sont donc en excès.

3.3. le bilan chimique permet de calculer la masse de précipité formé : 2( ) 9,8 gCu OHm = . Pour obtenir le solide

anhydre, il faut le chauffer pour le déshydrater.

3.4. Dans l’état final, les concentrations des ions restants sont données par :

2 10,8 .Cu mol L+ − = 10,8 .Na mol L+ − =

12,4 .Cl mol L− − =
