Fasciluce exercices 1ère STL-BGB by RENE VALIN

1ère STL – BGB Exercices de chimie

EXERCICES DE CHIMIE ERE

1 STL – BGB www.valin-sciences.fr Année 2009 – 2010 1/49

1ère STL / BGB - Chimie

SOMMAIRE Exercices de chimie............................................................................................................................. 3 1-

REVISIONS Quantités de matière ....................................................................................................................................4

Concentration ...............................................................................................................................................6

STRUCTURE DE LA MATIERE 3-

Constitution de la matière ............................................................................................................................8

Symboles de quelques ions et composés ioniques .......................................................................................9

Edifices chimiques .......................................................................................................................................10

EQUILIBRES CHIMIQUES Les equilibres chimiques .............................................................................................................................11

Solubilité et précipitation ............................................................................................................................13

ACIDE - BASE Solutions aqueuses et pH ............................................................................................................................15

pH des solutions acides ...............................................................................................................................16

10-

pH des solutions basiques ...........................................................................................................................17

11-

Les acides et les bases .................................................................................................................................18

12-

Réactions Acide – Base................................................................................................................................20

13-

Acide-Base : Les savoir faire ........................................................................................................................23

CHIMIE ORGANIQUE 14-

Nomenclature en chimie organique ...........................................................................................................25

15-

Les hydrocarbures .......................................................................................................................................26

16-

Les alcools ...................................................................................................................................................27

17-

Les composes carbonyles ............................................................................................................................28

18-

Les acides carboxyliques et dérivés ............................................................................................................29

19-

OXYDO-REDUCTION Les couples oxydo-reducteurs.....................................................................................................................30

20-

Les piles .......................................................................................................................................................32

Sujets Devoirs 2007-2008.................................................................................................................. 33

Documents ....................................................................................................................................... 43

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rubrique : LES CLASSES/LES PREMIERES/1ère STL

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EXERCICES DE CHIMIE

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1- QUANTITES DE MATIERE Exercice 1 On réalise le mélange de 3,2g de méthane (CH4) et 16g de dioxygène. Il se forme de l’eau et du dioxyde de carbone. 1- Calculer les quantités de matière initiales des réactifs. 2- Etablir l’équation de la réaction et dresser le tableau d’avancement. Déterminer la valeur de l’avancement maximal. 3- Compléter le tableau et en déduire le réactif limitant. 4- Calculer la masse d’eau formée et de réactif limitant. Exercice 2 Dans une éprouvette, on fait réagir à chaud, 1,20g de carbone C avec 6,00g d'oxyde de cuivre CuO. 1- Calculer les quantités de carbone et d'oxyde de cuivre présentes à l'état initial. 2- Ecrire l'équation de la réaction chimique qui a lieu sachant qu'il se forme du dioxyde de carbone et du cuivre. 3- Etablir et compléter le tableau d'avancement traduisant les états du système : initial, intermédiaire et final. 4- En déduire les masses de produits formés et du réactif restant. Exercice 3 On fait réagir m=10g de diazote et V=9,6L de dihydrogène. Il se forme de l’ammoniac NH 3. (Le volume molaire des gaz dans -1 les conditions de l'expérience est VM=24,0L.mol ) 1- Calculer les quantités de matière initiales des réactifs. 2- Ecrire l’équation chimique de la réaction ajustée. 3- Déterminer le réactif en excès. Quel est le réactif limitant (ou en défaut)? 4- Calculer le volume d’ammoniac formé. Exercice 4 On dispose de deux flacons identiques A et B, tous deux remplis dans les mêmes conditions de température et de pression. L’un contient une masse mA=4,26g de dichlore et l’autre une masse m B=2,64g d’un gaz inconnu. 1- Calculer la quantité de matière de dichlore contenu dans le flacon A. 2- En déduire la quantité de matière du gaz inconnu contenu dans le flacon B, ainsi que sa masse molaire moléculaire. 3- Ce gaz peut-il être du dioxyde de soufre (SO2), du dioxyde de carbone, du diazote ou du dioxygène ? Exercice 5 Une masse m = 1,36g d’un liquide occupe un volume V = 0,1mL. 3

1- Calculer sa masse volumique en g/mL puis l’exprimer en g/cm en g/dm en g/L, en kg/dm et en kg/m . 3

2- A 20°C, l’hexane est un liquide de formule chimique C6H14. Sa masse volumique est de 0,66g/cm . On dispose d’un 3 échantillon de volume V = 250cm . Calculer la masse correspondante. 3- Décrire un protocole expérimental permettant de déterminer la masse volumique d’un liquide. 4- Décrire un protocole expérimental permettant de mesurer la masse volumique d’un solide (à partir d’un échantillon). 3

5- La propanone de formule C3H6O à une masse volumique de 0,79g/cm . Déterminer sa densité. 6- Quelle est la masse volumique d’une solution de soude de densité par rapport à l’eau d=1,2. 7- Calculer le volume correspondant à m=1,2kg de propanone et celui correspondant à 1,2kg d’eau. 8- Calculer la quantité de matière correspondant à V=120mL de propanone. Exercice 6 Le chrome est un constituant essentiel des aciers inoxydables. C’est un métal brillant, résistant à la corrosion. Sa densité est égale à 7,19. 1- Chercher la valeur de la masse molaire atomique du chrome. 2- Quelle est sa masse volumique ? 3- On dispose d’un morceau de chrome dont on veut mesurer le volume. Pour cela, on le plonge dans une éprouvette graduée contenant 50mL d’eau. Le morceau de chrome flotte-t-il à la surface de l’eau ou coule-t-il au fond de l’éprouvette ? 4- Le volume lu sur l’éprouvette est maintenant égal à 62,5mL. En déduire le volume du morceau de chrome. Calculer la quantité de matière d’atomes qu’il contient. 4/49

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Exercice 7 Une grande partie des radiations ultraviolettes émises par le soleil sont absorbées par les molécules d’ozone contenues dans la stratosphère. L’ozone est un corps pur simple, gazeux, qui contient l ‘élément oxygène. Sa masse molaire moléculaire est -1 égale à 48,0g.mol . (Donnée : la constante des gaz parfaits : R = 8,314 SI) 1- Qu’est-ce qu’un corps pur simple ? 2- Quelle est la formule chimique de l’ozone ? 3- La température de la stratosphère est sensiblement constante et égale à –23°C. La pression due à l’ozone est égale à -2 3 1,4210 Pa. Calculer la quantité de matière d’ozone dans un volume de 1,0cm ? 4- En déduire le nombre de molécules d’ozone contenues dans ce volume. 5- Quelle masse d’ozone contient 1,0mL de stratosphère ? Exercice 8 Une bouteille en verre, de contenance égale à 1,50L contient de l’air à =20°C et à la pression atmosphérique 5 patm=1,013.10 Pa. L’air est composé d’environ 80% de diazote et 20% de dioxygène. On considèrera que l’air est un gaz parfait. 1- Calculer la quantité de matière n d’air contenu dans la bouteille. 2- Calculer les quantités de matière de diazote et de dioxygène contenues dans la bouteille. 3- En déduire les masses de diazote et de dioxygène correspondantes. 4- On chauffe à ’=100°C l’air contenu dans la bouteille fermée. Quelle grandeur physique se trouve également changée ? Calculer sa nouvelle valeur. 5- On renouvelle l’expérience, cette fois avec la bouteille ouverte. Calculer la quantité de matière de gaz n’ dans la bouteille. 6- En déduire la valeur du volume molaire des gaz à 100°C et à la pression atmosphérique. 7- Quelles sont alors les masses de diazote et de dioxygène contenues dans la bouteille ?

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2- CONCENTRATION Exercice 1 3+

-1

A 4,0mL de solution de chlorure de fer (III) ([Fe ]=0,10mol.L ), on ajoute 8,0mL de solution de soude -1 3+ ([OH ]=0,70mol.L ). Les ions Fe réagissent avec les ions OH pour donner un précipité d'hydroxyde de fer (III). 1- Ecrire l'équation de la réaction ajustée. 3+

2- Quelles sont, à l'état initial, les quantités d'ions Fe et OH ? 3- Etablir le tableau d’avancement et déterminer l'avancement maximal ? En déduire les quantités de matière des différentes espèces à l'état final. 3+

4- Quelles sont les concentrations des ions Fe et OH à la fin de la réaction ? Exercice 2 Le résultat d’une analyse de sang d ‘un patient porte les indications suivantes : -1 -1 -1 « Cholestérol : 1,81g.L ; valeurs limites : 3,89mmol.L - 5,70mmol.L ». 1- Calculer la masse molaire du cholestérol de formule brute C27H46O. 2- Calculer la concentration molaire du cholestérol dans le sang. Ce patient a-t-il un taux de cholestérol correct ? Exercice 3 Une solution d’éthanol à 95% en volume contient 95mL d’éthanol de formule C 2H6O dans un volume de 100mL de solution. La densité de l’éthanol est d=0,79. -3

1- Calculer la masse volumique de l’éthanol en g.cm . 2- Calculer la masse d’éthanol dans 100mL de cette solution. 3- Quelle est la concentration molaire de l’éthanol de cette solution ? Exercice 4 On prépare V=250mL de solution chlorure de cuivre (II) en dissolvant dans la quantité d'eau nécessaire, m=2,69g du solide anhydre. 1- Ecrire l'équation de la réaction de dissolution. -1

2- Calculer la concentration molaire volumique (notée C) de la solution en mol.L . 3- Calculer la concentration molaire volumique des ions présents dans la solution. 4- Calculer la concentration massique volumique (notée ) de cette solution en g.L . -1

Exercice 5 -1

Une solution de sulfate d'aluminium (Al2(SO4)3) a une concentration C1=0,30mol.L . 1- Calculer la masse de solide qu'il a fallu dissoudre pour préparer V1=500mL de cette solution. 2- Calculer la concentration molaire volumique des ions aluminium. 3- On complète le volume à V2=2,0L. Calculer la concentration molaire volumique C 2 de la solution obtenue. Exercice 6 A partir d’une solution de concentration C0=2,510 mol/L de soude, on désire préparer V 1=100mL d’une solution de -3 concentration C1=5,010 mol/L. déterminer le volume V0 à prélever. -2

Décrire le protocole expérimental à mettre en œuvre. Exercice 7 Calculer la concentration massique d’une solution de chlorure de sodium de volume V=25mL, préparée à partir d’une masse m=0,585g de chlorure de sodium. 1- Quelle est la quantité de matière contenue dans ce volume de solution ? 2- Calculer la concentration molaire volumique de cette solution. 3

3- Calculer la quantité de matière de glucose contenue dans 25cm de solution à la concentration C=0,25mol/L. 4- Calculer la masse m d’hydroxyde de sodium à dissoudre pour préparer V=250mL d’une solution à la concentration -2 C=2,510 mol/L. Décrire le protocole expérimental à mettre en œuvre pour préparer la solution précédente. 5- Schématiser la verrerie suivante : bécher, erlenmeyer, fiole jaugée, burette graduée, pipette jaugée, pipette graduée.

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Exercice 8 On dissout 0,040mol de chlorure de fer (III) dans 800mL d'eau. 1- Calculer la concentration de la solution puis celle des ions en solution. -1

On ajoute 400mL d'une solution de chlorure de sodium de concentration 0,020mol.L . On suppose que le mélange se fait sans transformation chimique. 2- Calculer la concentration des ions chlorure dans le mélange. Exercice 9 Le sulfate de nickel (II) à l'état solide est hydraté selon NiSO4, 7H2O. -1

1- Quelle masse de ce solide faut-il dissoudre pour préparer 500mL de solution de concentration 0,025mol.L ? -1

2- Calculer sa concentration massique volumique en g.L . -1

3- Nommer les ions présents dans la solution et calculer leur concentration en mol.L . Exercice 10 On mélange m1=16,0g de sulfate de cuivre (II) anhydre et m 2=37,5g de nitrate de cuivre (II) anhydre dans la quantité d'eau nécessaire pour avoir 2,0L de solution. 1- Ecrire les équations des dissolutions. -1

2- Calculer les concentrations en mol.L des ions en solution. -1

3- Calculer la concentration en g.L des ions cuivre dans cette solution. Exercice 11 -1

On veut préparer V1=200mL d’une solution de phosphate de sodium à la concentration C 1=0,040mol.L . On utilise des cristaux hydratés contenant 12moles d’eau par mole de phosphate de sodium : 1- Ecrire leur formule. 2- Calculer la masse de cristaux à peser pour préparer cette solution. 3- Calculer la concentration massique de cette solution. 4- Calculer la concentration molaire de chacun des ions présents dans cette solution. On mélange à la solution précédente, un volume V2=50mL d’une solution de sulfate de sodium à la concentration C 2=0,10 -1 mol.L . 5- Quels sont les ions présents dans ce mélange ? 6- Calculer la concentration de chacun des ions présents.

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3- CONSTITUTION DE LA MATIERE Exercice 1 2

Voici la structure électronique du scandium Sc (Z= 21) : (K) (L) (M) (N) . Trouver celle du titane Ti (Z = 22), puis celle du vanadium V (Z = 23), et ainsi de suite jusqu'au zinc Zn (Z= 30). Exercice 2 Les symboles des éléments inconnus sont représentés par X. Soient les 3 cléments suivants : 

27 13 X

 36 X



39 19 X

A quelle ligne et à quelle colonne de la classification appartiennent-ils ? Exercice 3 Quel est le numéro atomique de l'élément se trouvant dans la 3 L'identifier en utilisant la classification.

ème

ligne et la 6

ème

colonne de la classification périodique.

Exercice 4 L’atome d’azote est caractérisé par les nombres Z = 7 et A = 14. 1- Que représentent ces nombres ? 2- Donner la structure du noyau de l’atome d’azote. 3- Donner sa structure électronique. 4- Combien y a-t-il d’électrons de valence ? 5- Quelle est la position de l’azote dans la classification périodique (sans utiliser la classification) ? 6- Dans la haute atmosphère, l’azote modification subie par l’atome ?

14 7N

se transforme en carbone -31

14 6C

par chocs avec des neutrons. Quelle est alors la -27

7- La masse d’un électron étant de 9,1 x 10 kg, et celle d’un nucléon de 1,67 x 10 kg, que représente en pourcentage la masse des électrons de l’atome d’azote par rapport à celle de l’atome ? Conclusion.

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4- SYMBOLES DE QUELQUES IONS ET COMPOSES IONIQUES

Ions Nom

Composés ioniques Formule

Nom

sodium

chlorure de sodium

aluminium

chlorure d’aluminium

argent

hydroxyde de sodium

potassium carbonate de calcium

magnésium

sulfate de cuivre (II)

cuivre (II)

CuCl2

fer (II)

nitrate de potassium

fer (III)

chlorure d’ammonium

ammonium

NaNO3

oxonium

carbonate de sodium

sulfate

sulfate d’aluminium 2+

chlorure

nitrate

Solution aqueuse

KCl

calcium

carbonate

Solide

(Ca + 2 Cl )aq nitrate de magnésium phosphate de potassium

phosphate

sulfate de fer (III)

hydroxyde

nitrate d’argent

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5- EDIFICES CHIMIQUES Exercice 1 En s’aidant de la classification périodique et de l’échelle d’électronégativité selon Pauling : 1- Attribuer les charges partielles + et - aux atomes des molécules suivantes ci-dessous.

2- Rechercher le barycentre G des charges partielles positives et le barycentre G des charges partielles négatives. Dans chacune de ces molécules, les liaisons sont d'égales longueurs et les angles qu'elles forment sont égaux. 3- Déterminer si ces molécules sont polaires. Exercice 2 Les liaisons entre l'atome de soufre et chaque atome d'oxygène dans la molécule de dioxyde de soufre SO2 et dans la molécule de trioxyde de soufre SO3, sont toutes semblables. Comment expliquer que la molécule de dioxyde de soufre SO 2 est polaire alors que la molécule de trioxyde de soufre SO3, ne l'est pas ? Exercice 3 Ecrire les équations associées à la mise en solution aqueuse de ses composés ioniques suivants :

 Sulfate de potassium : K2SO4  Chlorure de magnésium : MgCl2  Sulfate d’aluminium : Al2(SO4)3 Exercice 4 Quand on évapore les solutions aqueuses de certains composés ioniques, des molécules d'eau peuvent rester insérées dans le réseau cristallin. Le composé est alors qualifié d'hydraté. Le nombre de molécules d'eau est variable. Par exemple, le sulfate de cuivre (II) pentahydraté a pour formule : CuSO4, 5H2O. 1- Quelle masse de sulfate de cuivre (II) pentahydraté faut-il dissoudre dans l'eau pour obtenir 500mL de Solution de -1 concentration 0,040mol.L ? 2- Écrire l'équation de la dissolution de ce composé dans l'eau. 3- Calculer la concentration des ions cuivre (II) et des ions sulfate dans cette solution. Exercice 5 On désire connaître la formule d’un sulfate de fer II hydraté. On prépare une solution en dissolvant m=20g de sulfate de fer II hydraté de formule FeSO4, xH2O dans une fiole jaugée de volume V=500mL. 2+ -1 Un élève dose ensuite les ions fer II présents dans cette solution : [Fe ]=0,144mol.L . Terminer son calcul, qui consiste à trouver la valeur de x.

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6- LES EQUILIBRES CHIMIQUES Exercice 1 1- Pour chacun des équilibres suivants, calculer la quantité de matière de chaque composé à l’équilibre : En mol

Avancement

Etat initial

2 HI

0,400

Etat intermédiaire Etat d’équilibre

xeq =

En mol

0,302

Avancement

CH3COOH

C2H5OH

CH3COOC2H5

H2O

1,32

0,20

1,00

Etat initial Etat intermédiaire Etat d’équilibre

xeq =

0,16

2- Pour chacun des équilibres suivants, exprimer, en fonction de n e, la quantité de matière de chaque composé à l’équilibre : En mol

Avancement

Etat initial

N2O4

2 NO2

Etat intermédiaire Etat d’équilibre

En mol

xeq =

Avancement

Etat initial

4 HCl

2 H2O

2Cl2

Etat intermédiaire Etat d’équilibre

xeq =

Exercice 2 Ecrire l'expression de la constante d'équilibre correspondant à chacun des équilibres suivants : 4+

1- Ce

2- Cd 3-

aq 2+ aq

+ Cr

+ 4 NH3 aq

ClO2 aq

+ 2 I aq

4- HCOOHaq + H2O

+ Cr

Cd(NH3)4 -

aq 2+ aq

Cl aq + 2 IO aq -

HCOO aq + H3O

+ aq

Exercice 3 On étudie la réaction d'estérification entre l'acide éthanoïque et l'éthanol. 1- Ecrire l'équation de cette réaction. (la formule de l'éthanol : C2H5OH) On mélange 1mol d'acide et 1mol d'alcool. A l'équilibre, on obtient 2/3 de mole d'ester et 2/3 de mole d'eau. 2- Calculer la constante de cet équilibre. Dans les mêmes conditions, on mélange maintenant 3mol d'alcool et 1mol d'acide. 3- Combien de moles d'ester obtient-on à l'équilibre ? 11/49

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Exercice 4 On fait réagir 0,100mol de propan-1-ol avec 0,100mol d'acide éthanoïque ; on dose l'acide restant dans le mélange quand -1 l'équilibre est atteint : il faut VB=29,3mL d'une solution de soude de concentration CB=1,5mol.L pour atteindre l'équivalence. 1- Ecrire l'équation de la réaction mise en jeu lors du dosage. 2- En déduire la quantité de matière d'acide présent dans le milieu à l'équilibre. 3- Ecrire l'équation de la réaction d'estérification. 4- En déduire la composition du mélange à l'équilibre. 5- Calculer la constante d'équilibre de la réaction d'estérification. Exercice 5 1- Indiquer le sens de déplacement des équilibres suivants quand on élève la température.

 CO (g) + H2O (g)

CO2 (g) + H2 (g)

 2SO2 (g) + O2 (g)

2SO3 (g)

 N4O4 (g)

H2 (g) + ½ O2 (g)

 CO (g) + 2H2 (g)

Sens de la réaction :

Réaction exothermique dans le sens (1)

2NO2 (g)

 H2O (g)

Réaction exothermique dans le sens (1)

Réaction endothermique dans le sens (1) Réaction endothermique dans le sens (1)

CH3OH (g) Réaction exothermique dans le sens (1)

2 - Indiquer comment évoluent les équilibres suivants sachant que tous les composés sont à l'état gazeux et que la réaction a lieu dans un récipient de volume constant.

 On augmente la concentration de méthane : CO + 3H2

CH4 + H2O

 On augmente la concentration de monoxyde de carbone : 2CO + O2  On diminue la concentration de dichlore : 4HCl + O2

2CO2

2Cl2 + 2H2O

 On diminue la concentration de dioxygène : 2H2 + O2

2H2O

Exercice 6 Compléter le tableau suivant :

En mol

Avancement

Etat initial

H2O

CO2

3,00

1,00

Etat intermédiaire Etat d’équilibre à 325°C

xeq =

0,02

Etat d’équilibre à 750°C

xeq =

0,15

Etat d’équilibre à 986°C

xeq =

0,32

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7- Solubilité et précipitation Exercice 1 : -3

On ajoute, sans variation de volume, 5,0×10 mol de carbonate de potassium à un litre de solution de chlorure de plomb à -4 -1 1,0×10 mol.L . 1- Ecrire l’équation de formation du précipité. 2- Ecrire la relation entre pKs et Ks. 3- Ecrire la relation entre Ks et les concentrations des solutions. 4- Y a-t-il précipitation du carbonate de plomb ? 5- Quelle concentration minimale la solution de chlorure de plomb doit-elle avoir pour qu’il n’y ait pas de précipitation dans les conditions de cette expérience. Conclusion. Donnée : pKs(PbCO3) = 12,83 Exercice 2 : -3

On ajoute, sans variation de volume, 5,0×10 mol d'iodure de potassium à un litre de solution de chlorure de plomb à -4 -1 1,0×10 mol.L . 1- Y a-t-il précipitation de l'iodure de plomb ? (suivre la même démarche que pour l’exercice 1) -2

-1

2- Même question avec une solution initiale de chlorure de plomb à 1,0×10 mol.L . -4

-1

3- Même question si l’ajout se fait dans 100mL de solution de chlorure de plomb à 1,0×10 mol.L . Donnée : pKs (PbI2) = 8,07 Exercice 3 : On tente la dissolution d’une masse m=0,20g de chlorure d'argent AgCl dans un volume V = 0,500 L d'eau pure. 1- Ecrire l’équation de dissolution du précipité. 2- Déterminer les concentrations des ions en solution. 3- Ecrire la relation entre Ks et les concentrations des ions en solution. 4- La solution est-elle saturée ? 5- Si la solution est saturée, déterminer la concentration des ions en solution et la masse de solide qui ne s’est pas dissout. 6- Quelle est la solubilité molaire et la solubilité massique du chlorure d’argent ? 7- Quelle quantité minimale d’eau pure faut-il ajouter pour que le précipité soit entièrement dissous ? Donnée : pKs (AgCl) = 9,7 Exercice 4 : 1- Mêmes questions pour la dissolution d’une masse m=0,20g de chlorure de plomb PbCl 2 dans les mêmes conditions. 2- Mêmes questions pour la dissolution d’une masse m=0,20g de chlorure de plomb PbCl 2 dans un volume V=0,500L d’une -1 solution d’acide chlorhydrique à 0,1mol.L . Donnée : pKs (PbCl2) = 4,9 Exercice 6 : On veut préparer un volume V=100mL d’une solution par dissolution de nitrate de potassium KNO3 de concentration -1 C=4,5 mol.L . 1- Calculer la masse de nitrate de potassium à dissoudre pour préparer la solution. 2- D’après la courbe ci-contre, quel est le domaine de température dans lequel on peut effectivement préparer cette solution ? 3- Cette solution peut-elle être conservée à température ambiante ? 4- Si non, décrire ce qui se passe, donner la concentration molaire de la solution obtenue à 20°C et préciser ce que l’on peut en dire.

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Exercice 7 : -1

-1

La solubilité molaire du dichromate de potassium K2Cr2O7 est de 1,36mol.L à 60°C et de 0,77mol.L à 20°C. On prépare 100mL d’une solution saturée de dichromate de potassium à 60°C, et on fait tremper dedans, accroché au bout d’un fil Nylon, un minuscule cristal de dichromate de potassium solide. Ce cristal va servir de germe de cristallisation, c’est à dire que la formation de dichromate de potassium solide se fera sur ce germe, permettant d’augmenter sa taille. On laisse la solution se refroidir jusqu’à 20°C. 1- Prévoir les observations expérimentales. 2- En négligeant la masse du fil Nylon et du cristal utilisé comme germe de cristallisation, prévoir la masse du cristal obtenu. Exercice 8 : -1

On mélange dan un tube à essais 4,0mL d’une solution de phosphate de potassium de concentration C 1=1,0mol.L et 2,0mL -1 d’une solution de nitrate d’argent de concentration C2=1,0mol.L . 1- Montrer que la formation du précipité jaune de phosphate d’argent a lieu. 2- Calculer la concentration des ions argent libres en solution. -1

On ajoute 2,0mL de solution de chlorure de sodium de concentration C3=1,0mol.L . 3- Calculer la concentration des ions argent libres en solution si le précipité blanc de chlorure d’argent se forme. 4- Le précipité de phosphate d’argent peut-il toujours être formé dans ces conditions ? 5- En déduire les observations expérimentales attendues. Données : pKs (AgCl) = 9,75

pKs (Ag3PO4) = 16,05

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8- Solutions aqueuses et pH Compléments sur la fonction logarithme décimal : LOG x



Définition :

log ( 10 )  x ou y=log(x)  x=10 –y.



Propriétés :

log(ab)=log(a)+log(b)

log (

a )  log (a)  log (b) b n

log(a )  n  log(a) 1 log( a )   log(a) 2 Sur la calculatrice, les calculs relatifs aux logarithmes décimaux s’effectuent grâce à la touche LOG x Pour utiliser une puissance de 10, on utilise la touche 10 , pas la touche 10x ou EXP Exercice 1 1- Calculer la concentration en ions oxonium des solutions aqueuses qui ont les pH suivants : 1,2

4,3

4,4

8,6

13,2

2- Calculer le pH des solutions aqueuses qui ont les concentrations en ion H3O suivantes : -2

310 mol.L

-1

-5

6,4510 mol.L

-1

-9

7,810 mol.L

-1

Exercice 2 L’analyse de différentes solutions aqueuses donne les résultats suivants. Compléter le tableau : Quantité de H3O (mol)

0,01

0,021

0,034

0,0015

4,210

210

Volume de la solution (mL)

100

300

500

-4

-9

-1

[H3O ] (mol.L ) pH -1

[H3O ] (mol.L )

2,510

Exercice 3 Compléter le tableau suivant :

Solution

-1

[OH ] (mol.L )

Nature de la solution

-3

8,010

-5

2 3

5,7

12,3 4,010

-9

5 6

3,610

-4

Exercice 4 On dispose de 6 solutions présentant les caractéristiques suivantes : 1- pH1=2,7

2- [H3O ]2=2,510 mol.L 3- [OH ]3=6,310 mol.L

4- pH4=12,3

5- [H3O ]5=4,010 mol.L

+ +

-3

-12

1- Classer les solutions S1, S2, S3 par acidité croissante. 2- Classer les solutions S4, S5, S6 par basicité croissante.

15/49

-1

-12

-1

6- [OH ]6=5,010 mol.L -

-3

-1

1ère STL / BGB - Chimie

9- pH des solutions acides On s’intéresse aux solutions acides étudiées en TP, dont on a mesuré le pH pour différentes concentrations CA. On notera HA un acide quelconque. 1- En considérant les solutions mères d’acide, compléter les différents tableaux : Mise en solution d’un acide HA En mmol

Etat initial

Etat intermédiaire

Etat final théorique

H2O

H3O

xfinal=

2- Quelle est l’expression du taux d’avancement de la réaction de mise en solution aqueuse d’un acide ? 3- Compléter alors le tableau suivant : Solutions acides de concentration CA=2,010 mol.L -2

Acide étudié

-1

 (%)

-1

[H3O ] (mol.L )

Acide chlorhydrique Acide méthanoïque Acide éthanoïque

-3

-1

4- En s’intéressant maintenant aux solutions acides de concentration C A=4,010 mol.L , compléter de la même façon le suivant : Solutions acides de concentration CA=4,010 mol.L -3

Acide étudié

-1

[H3O ] (mol.L )

Acide chlorhydrique Acide méthanoïque Acide éthanoïque

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-1

’ (%)

1ère STL / BGB - Chimie

10- pH des solutions basiques On s’intéresse aux solutions basiques étudiées en TP, dont on a mesuré le pH pour différentes concentrations C B. On notera B une base quelconque. 1- En considérant les solutions mères de base, compléter les différents tableaux : Mise en solution d’une base B En mmol

Etat initial

Etat intermédiaire

Etat final théorique

H2O

xfinal=

2- Quelle est l’expression du taux d’avancement de la réaction de mise en solution aqueuse d’une base ? 3- Compléter alors le tableau suivant : Solutions basiques de concentration CB=2,010 mol.L -2

Base étudiée

-1

[H3O ] (mol.L )

-1

[HO ] (mol.L )

 (%)

Hydroxyde de sodium Ammoniac Ethylamine

-3

-1

4- En s’intéressant maintenant aux solutions basiques de concentration C B=4,010 mol.L , compléter de la même façon le suivant : Solutions basiques de concentration CB=4,010 mol.L -3

Base étudiée

-1

[H3O ] (mol.L )

Hydroxyde de sodium Ammoniac Ethylamine

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-1

[HO ] (mol.L )

 ‘(%)

1ère STL / BGB - Chimie

11- Les acides et les bases Exercice 1 On considère les espèces chimiques suivantes : + CN; HCO3 ; CH3NH3 ; H2CO3 ; ClO  ; NH4 ; HCOO  ; NO2 ; 2 C6H5COOH ; CO3 ; HNO2 ; CH3NH2 ; HCOOH ; NH3 ; HClO ; HCN ; C6H5COO  1- Classer ces espèces parmi les acides ou les bases. 2- Reconstituer les couples correspondant à ces espèces 3- Pour chacun des couples, écrire l’équation de la réaction entre l’acide et l’eau (tous les acides sont des acides faibles, en déduire l’expression de la constante d’acidité du couple. Exercice 2 Le chlorure d'hydrogène, l'acide perchlorique HClO4, et l'acide iodhydrique HI sont des acides forts dans l'eau. 1- Ecrire l'équation de la réaction de ces différents acides avec l'eau. +

L'acide propanoïque C2H5COOH, l'acide borique HBO2 et l'ion méthylammonium CH3NH3 sont des acides faibles dans l'eau. 2- Ecrire l'équation de la réaction de ces différents acides avec l'eau. 3- Quels sont les couples acide/base correspondants ? 4- Donner l'expression de la constante d'acidité KA de chaque couple. Exercice 3 L'ion méthanolate CH3O , l'ion amidure NH2 , l'ion hydrure H  sont des bases fortes dans l'eau. 1- Ecrire l'équation de la réaction de ces différentes bases avec l'eau. L'éthylamine C2H5NH2, l'ion sulfite SO3  et l'ion hydrogénosulfure HS  sont des bases faibles dans l'eau. 2

2- Ecrire l'équation de la réaction de ces différentes bases avec l'eau. 3- Quels sont les couples acide/base correspondants ? 4- Donner l'expression de la constante d'acidité KA de chaque couple. Exercice 4 On prépare VS=250mL d'une solution S d'acide chlorhydrique en dissolvant V g=0,5L de chlorure d'hydrogène gazeux. (Le -1 volume molaire est 24L.mol dans les conditions de l'expérience) 1- Calculer la quantité de matière de gaz dissous. 2- En déduire la concentration ce en acide de cette solution. 3- Quel est le pH de la solution ainsi préparée ? Exercice 5 On dispose de quatre solutions d'hydroxyde de sodium S 1, S2, S3 et S4. 1- Le pH de S1 est 10,6. Calculer les concentrations en ions H3O et OH. Quelle est la concentration C1 de la solution ? +

-3

-1

2- S2 a une concentration C2=3,010 mol.L . Quel est son pH ? 3- S3 a été obtenue par dissolution de 2,0g d'hydroxyde de sodium dans 10,0L d'eau pure. Quelle est sa concentration C 3 ? En déduire son pH. 4- S4 résulte de l'addition de 400mL d'eau pure à 100,0mL de solution d'hydroxyde de sodium à la concentration -1 C=0,010mol.L . Quelle est sa concentration C4 ? En déduire son pH. Exercice 6 L'acide perchlorique (HClO4) et l'acide nitrique (HNO3) sont des acides forts. 1- Ecrire l'équation de leur mise en solution dans l'eau. -

Un volume V1=250mL d'une solution S1 d'acide nitrique contient n(NO3 )=6,0mmol. 2- Quelle est la concentration C1 de cette solution ? En déduire son pH. Une solution S2 d'acide perchlorique est telle que [ClO4]=4,010 moI.L . -2

-1

3- Quelle est la concentration C2 de cette solution ? En déduire son pH.

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Exercice 7 -1

L'acide glycolique (ou acide 2-hydroxyéthanoïque, M=76g.mol ), noté HA par la suite, est utilisé pour nettoyer les tuyauteries et les chaudières. Afin de déterminer s'il s'agit d'un acide fort ou faible, on mesure le pH d'une solution S de cet acide de -1 concentration massique =1,52g.L . On trouve pH=2,80. 1- Déterminer la concentration molaire CA de cette solution. +

2- Quelle est la concentration en ions H3O de cette solution ? 3- L'acide étudié est-il fort ou faible ? Justifier. 4- Ecrire l'équation de la réaction de cet acide avec l'eau. 5- On dilue au 1/50 la solution S. Parmi les valeurs suivantes de pH, quelle est la seule qui puisse être celle du pH de la solution diluée : 3,10 - 3,65 - 3,40 ? Exercice 8 -1

Une solution de méthylamine (CH3NH2) de concentration C1=0,10mol.L a un pH de 11,8. 1- Calculer la concentration en ions H3O puis celle en ions OH dans cette solution. +

2- Ecrire l'équation de la réaction de cette base avec l'eau. 3- Définir la fraction de base ayant réagi avec l'eau puis la calculer. On dilue la solution précédente au 1/20 : son pH devient pH = 11,15. 4- Quelle est la concentration C2 de cette solution ? 5- Calculer la concentration en ions H3O puis celle en ions OH dans cette solution. +

6- Calculer la fraction de base ayant réagi avec l'eau dans ce cas. Pouvait-on prévoir cette évolution ?

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12- Réactions Acide – Base Exercice 1 -1

A un volume VA=15mL de solution d’acide chlorhydrique à la concentration C A=0,20mol.L , on ajoute un volume VB de solution -1 de soude à la concentration CB=0,15mol.L . 1- Ecrire l’équation de la réaction qui a lieu entre ces deux solutions. Quelle est la caractéristique de cette réaction ? 2- Compléter le tableau ci-dessous dans les trois cas suivants :

VB=10mL

nint (mol) ndisp(mol) nrest(mol)

VB=30mL

nint(mol) ndisp(mol) nrest(mol)

VB=20mL

nint(mol) ndisp(mol) nrest(mol) 3- Dans chaque cas, préciser quelle est la nature de la solution obtenue. Quel est son pH ? Exercice 2 On dispose de deux solutions : -1

Une solution A d'acide chlorhydrique de concentration C A=0,20mol.L .

Une solution B d'hydroxyde de sodium obtenue en dissolvant 1,60g de cristaux pour préparer 500mL de solution.

1- En déduire la concentration CB de la solution B. A un volume VA=60mL de A, on ajoute VB=100mL de B. 2- Calculer les quantités de matière d'acide et de base introduits. 3- Ecrire l'équation de la réaction qui se produit entre ces deux solutions. 4- Est-on à l'équivalence ? Prévoir si le mélange est acide, basique ou neutre. 5- Quel volume, de quelle solution convient-il d'ajouter pour se trouver à l'équivalence ? Quelle est alors la valeur du pH de la solution obtenue ? Exercice 3 La méthylamine est une base faible. 1- Donner sa formule semi-développée. 2- Donner la formule semi-développée de son acide conjugué. Ecrire l'expression de la constante d'acidité du couple acide/base correspondant. Le pKA, du couple ainsi défini est 10,65. Dans une solution de méthylamine, on verse de l'acide chlorhydrique. 3- Ecrire l'équation de la réaction qui se produit entre ces deux solutions. Vérifier qu'elle est totale. 20/49

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On introduit dans trois béchers (1), (2) et (3), la même quantité de méthylamine soit n B intro=0,02mol. o

Dans (1), on ajoute 0,02mol d'ions oxonium : on obtient la solution S 1.

Dans (2), on ajoute 0,01mol d'ions oxonium : on obtient la solution S 2.

Dans (3), on ajoute 0,04mol d'ions oxonium : on obtient la solution S3.

4- Dans chaque cas, calculer les quantités de matière des espèces présentes dans la solution. 5- Que peut-on dire du pH de chacune de ces solutions ? Exercice 4 -1

On veut préparer un volume V=1,0L de solution S d'acide chlorhydrique à la concentration CA=0,10mol.L à partir d'une -1 solution commerciale de concentration C0=11,1mol.L . 1- Indiquer comment opérer (instruments, mesures,…) A un volume VA=5mL de S, on ajoute VB=20mL de soude de concentration CB=2,010 mol.L -2

-1.

2- Le mélange obtenu est-il acide basique ou neutre ? Justifier. +

3- Calculer la concentration en ions H3O dans la solution obtenue. En déduire le pH de la solution. Exercice 5 Une solution commerciale d'acide bromhydrique a une densité d=1,49 par rapport à l'eau. Elle contient 48% en masse d'acide pur HBr. 1- Ecrire l'équation de la réaction de cet acide avec l'eau sachant qu'il s'agit d'un acide fort. 2- Déterminer la concentration molaire C0 de la solution commerciale. -1

On veut préparer un volume V=200mL d'une solution S de cet acide à la concentration CA=0,10mol.L . 3- Calculer le volume de solution commerciale à prélever. Pour vérifier la concentration de la solution préparée on dose V A’=10,0mL de S avec de la soude à la concentration CB=5,0010 -1 2 mol.L . L'équivalence est obtenue pour une chute de burette V E=19,6mL. 4- En déduire la concentration CA de la solution S préparée. 5- La préparation est-elle correcte ? Sinon quelle est l'erreur commise ? Exercice 6 Une solution d'acide benzoïque (C6H5COOH) a une concentration massique =2,44g.L . -1

1- Quelle est la base conjuguée de cet acide ? Quel est le couple acide/base auquel appartient cet acide ? Ecrire l'équation de la réaction de cet acide avec l'eau. Donner l'expression de sa constante d'acidité. (on donne pK A=4,2) 2- Calculer la concentration molaire CA de cette solution. -1

A un volume VA=20mL de cette solution on ajoute une solution de soude de concentration C B=0,010mol.L . 3- Déterminer quelle est la réaction prépondérante qui se produit entre ces deux solutions. Est-elle totale ou limitée ? 4- Calculer les quantités de matière présentes dans la solution après la réaction quand on a ajouté :  20mL de soude  40mL de soude 5- Quelle est la composition de la solution ? Quand cela est possible, donner la valeur du pH de la solution. Exercice 7 -1

Une solution d'acide méthanoïque de concentration CA=0,10mol.L a un pH de 2,4. +

1- Calculer la concentration en ions H3O dans cette solution et expliquer pourquoi on peut dire que cet acide est faible. Ecrire l'équation de la réaction de cet acide avec l'eau. 2- Calculer la fraction d'acide qui a réagi avec l'eau. Expliquer. On utilise cette solution acide pour doser une solution de soude de concentration inconnue C B. 3- Ecrire l'équation de la réaction prépondérante qui se produit entre ces deux solutions et vérifier qu'elle totale. On prélève VB=20mL de soude; l'équivalence est obtenue pour VA(E)=15,8mL d'acide versé. 4- Faire le schéma du dosage. 5- Calculer CB. 6- Que peut-on dire du pH à l'équivalence ? Justifier.

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Exercice 8 -1

A VB=100mL d'une solution d'éthanoate de sodium de concentration C B=0,10mol.L , on ajoute une solution d'acide 2 -1 chlorhydrique de concentration CA=5,010- mol.L . 1- Ecrire l'équation de la réaction prépondérante qui se produit entre les deux solutions. Est-elle totale ou limitée ? 2- Indiquer la composition de la solution obtenue quand on ajoute : a.

100mL d'acide.

200mL d'acide.

Exercice 9 La solution d'ammoniac du commerce a une densité d=0,904 et contient 26% en masse d'ammoniac. 1- Ecrire l'équation de cette base faible avec l'eau. (pKA=9,2) 2- Déterminer la concentration molaire C0 en ammoniac dans la solution commerciale. -2

-1

3- A l'aide de cette solution on veut préparer V=500mL de solution à la concentration de 5,010 mol.L . Quel volume de solution commerciale doit-on prélever ? Pour vérifier la concentration de cette solution on la dose à l'aide d'une solution d'acide nitrique (c'est un acide fort) de -2 1. concentration CA=4,010 mol.L4- Ecrire l'équation de la réaction prépondérante qui se produit entre les deux solutions. Vérifier qu'elle totale. 5- On prélève VB=10mL de solution préparée en 3- et on verse la solution acide, l'équivalence est obtenue pour V A(E)=13mL. En déduire la concentration de la solution d'ammoniac et la comparer à celle attendue. Exercice 10 Un lait frais ne contient pas d’acide lactique. En vieillissant, le lactose présent dans le lait se transforme en acide lactique, noté par la suite HA. On dose l’acide lactique, considéré comme le seul acide présent dans le lait étudié, par une solution d’hydroxyde de sodium : -2 -1 de concentration CB=5,0010 mol.L . On prélève un volume VA = 20,0mL de lait que l’on place dans un bécher et on suit l’évolution du pH en fonction du volume VB de soude versé. 1- Écrire l’équation de la réaction qui se produit lors du mélange. Quelles caractéristiques doit présenter cette réaction pour être adaptée à un dosage ? 2- Exprimer puis calculer la constante de réaction K correspondante. Conclure. –

Données : couples acide/base :

H2O/HO +

H3O /H2O –

HA/A

: pKA1 = 14,0 : pKA2 = 0,0 : pKA3 = 3,9

On obtient les valeurs données dans le tableau suivant : VB (mL)

2,0

4,0

6,0

8,0

11,5

12,5

2,9

3,2

3,6

3,9

4,2

4,6

4,9

6,3

8,0

10,7

11,0

11,3

11,5

–

3- En utilisant un diagramme de prédominance, déterminer quelle est, entre HA et A l’espèce chimique prédominante au début du dosage. –

4- Pour quel volume de soude versé, HA et A sont-elles présentes en quantités égales ? 5- Le tracé du graphe représentant l’évolution du pH en fonction du volume de soude versé montre que l’équivalence acide base est atteinte pour un volume de soude V B=12,0mL. En déduire la quantité de matière d’acide lactique présente dans le volume VA de lait. -1

6- On considère qu’un lait frais a une concentration en acide lactique inférieure à 1,8g.L . Quelle est la masse d’acide lactique présente dans un litre de lait ? Conclure ? -1

Donnée : masse molaire moléculaire de l’acide lactique : M(HA)=90g.mol .

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13- ACIDE BASE : LES SAVOIR FAIRE Préalable : Il faut absolument connaître son cours (définitions + les différentes formules) CHAPITRE pH DES SOLUTIONS ACIDE , SOLUTIONS BASIQUES et ACIDES ET BASES 1. Savoir écrire l’équation d’une réaction acide base

Ecrire l’équation de la réaction entre l’acide méthanoïque (HCOOH) et l’ammoniac et identifier les couples A/B mis en jeu. 2. Savoir calculer la concentration en ions H3O et HO dans une solution +

Une solution a un pH = 2,3. Déterminer sa concentration en ions H 3O puis en déduire sa concentration en ions HO

3. Savoir calculer le pH d’une solution d’acide fort ou de base forte -2

-1

La concentration d’une solution d’acide chlorhydrique (acide fort) est de 1,7×10 mol.L . Déterminer son pH. -3

Calculer le pH d’une solution d’hydroxyde de sodium (base forte) de concentration CB=1,7×10 mol.L

-1

4. Savoir calculer le pH d’une solution d’acide faible ou de base faible -3

Calculer le pH d’une solution d’ammoniac de concentration C=2,00×10 mol/L et celui d’une solution de chlorure + d’ammonium de même concentration. pKA=9,2 pour le couple NH4 /NH3. 5. Savoir montrer qu’un acide ou une base est fort ou faible en calculant le taux d’avancement final -4

Une solution d’acide nitrique de concentration C=2,30×10 mol/L. a un pH = 3,6. Cet acide est il un acide fort ? -2

Une solution aqueuse A d'acide chloroacétique a une concentration C= 1,00×10 mol/L La mesure du pH de cette solution donne 2,5.Que peut-on dire de cet acide? 6. Savoir calculer les concentrations des différentes espèces chimiques présentes dans une solution acide ou basique

pour en déduire le pKa d’un couple acide base -3

Le pH d’une solution d’acide éthanoïque de volume V= 1,0L de concentration C=2,00×10 mol/L est pH = 3,7. Ecrire l’équation de la réaction de cet acide avec l’eau Etablir le tableau d’avancement de cette réaction et déterminer la valeur de l’avancement final. En déduire les concentrations des différentes espèces chimiques présentes dans cette solution puis la valeur du pKa du couple acide éthanoïque / ion éthanoate. 7. Savoir comparer la force des acides (ou des bases) entre eux (elles)

Comparer la force des acides cyanhydrique, nitreux et éthanoïque (les valeurs des pKA figurent dans le polycopié d’exercice). Comparer la force des bases suivantes : ion cyanure, ammoniac et ion fluorure. CHAPITRE REACTION ACIDE BASE 8. Savoir calculer la constante de réaction d’une réaction acide base

Déterminer la valeur de la constante de la réaction entre une solution d’acide fluorhydrique et une solution d’hydroxyde de sodium. Déterminer la valeur de la constante de la réaction entre une solution d’acide fluorhydrique et une solution de cyanure de + potassium (K (aq) + CN (aq)) 9. Savoir dire à partir de la valeur d’une constante de réaction si la réaction est totale ou limitée.

Les réactions précédentes sont elles totales ? 10. Savoir déterminer la réaction prépondérante lorsque plusieurs réactions acide base sont possibles.

On mélange dans de l’eau de l’acide nitreux et de l’ammoniac, écrire l’équation de la réaction qui se produit. On mélange dans de l’eau de l’acide chlorhydrique et de l’ammoniac, écrire l’équation de la réaction qui se produit. 11. Savoir écrire l’équation de la réaction entre un acide fort et une base forte

Les détartrants à cafetière vendus dans le commerce contiennent principalement de l’acide sulfamique, ou acide amidosulfurique, de formule NH2SO3H. C’est un solide blanc qui, en solution, se comporte comme un monoacide fort. 23/49

1ère STL / BGB - Chimie

Ecrire l’équation de la réaction de cet acide sur l’eau. Quelle est sa caractéristique ? (cette question fait appel à des compétences déjà citées) On dose une solution de cet acide par une solution d’hydroxyde de sodium. Ecrire l’équation de la réaction qui se produit. 12. Savoir faire le schéma du montage utilisé pour un dosage pH- métrique

Faire le schéma du montage. 13. Savoir tracer une courbe pH métrique en choisissant une échelle adaptée

Voir plus bas 14. Savoir mettre en œuvre la méthode des tangentes parallèles pour déterminer les coordonnées d’un point équivalent.

Déterminer les coordonnées du point d’équivalence sur la courbe suivante

15. Savoir choisir un indicateur coloré pour un dosage acide base.

Parmi la liste des indicateurs colorés quel est celui qui convient le mieux pour le dosage colorimétrique d’une solution d’acide ascorbique par la soude (voir courbe au dessus) 16. Savoir écrire la relation entre quantités de matière à l’équivalence

Ecrire l’équation de la réaction de dosage de l’acide ascorbique (noté AH) par une solution d’hydroxyde de sodium (cette question fait appel à des compétences déjà citées) Quelle relation peut on écrire entre la quantité d’acide ascorbique initialement présente et la quantité de soude versée à l’équivalence.(On pourra utiliser un tableau d’avancement) Vérifier cette relation dans le cas présenté ci dessus. 17. Savoir exploiter la courbe d’un titrage pH métrique d’un acide faible ( AH) par une base forte pour déterminer la -

valeur du pKa du couple AH/A . Déterminer la valeur du pKA du couple Acide ascorbique/ ion ascorbate en utilisant la courbe ci dessus. 18. Savoir déterminer la composition du milieu réactionnel pour un volume V B de base forte versé lors du dosage d’un

acide fort ou faible par une base forte. Dans le cas ci-dessus déterminer la composition du milieu réactionnel pour VB = 1,0mL, VB = 5,0mL et VB = 12mL 19. Savoir exploiter la relation à l’équivalence pour déterminer une concentration inconnue 24/49

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14- Nomenclature en chimie organique Surligner le carbone fonctionnel, entourer et nommer le groupe fonctionnel, donner le nom de la famille et trouver le nom ou la formule semi-développée des différents composés organiques présentés : Famille

Groupe fonctionnel

Formule CH3

Nom CH3

CH3

2-méthylbutane

H CH3

CH3

CH2

CH3

CH2

CH3

CH2

CH3

propan-1-ol CH3 CH3

CH2

CH3

acide éthanoïque

butanamine CH3 CH3

CH2

CH3

CH2

NH2

2-méthylpentan-3-one CH3

CH CH2

CH3

CH2

CH3

C2 H5 O

CH3

CH2

C O

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15- Les hydrocarbures Exercice 1 La combustion complète d’un alcane a produit V=22,5L de dioxyde de carbone et m=21,6g d’eau. Dans les conditions de l’expérience le volume molaire vaut 25L/mol. 1- Ecrire l’équation de cette combustion en utilisant la formule générale d’un alcane possédant n atomes de carbone par molécule. 2- Calculer les quantités de matière de dioxyde de carbone et d’eau formés. 3- Faire un tableau d’avancement en appelant nA la quantité de matière initiale d’alcane. Indiquer dans le tableau les quantités de matière calculées en 2. 4- Exprimer l’avancement maximal en fonction de n puis en déduire la valeur de n pour cette molécule d’alcane. Donner la formule brute et le nom de l’alcane. Exercice 2 On fait réagir du dibrome sur de l’éthane. On obtient un produit qui contient 73 % (en masse) de brome. 1- Ecrire l’équation de cette réaction (on désignera par x le nombre d’atomes d’hydrogène substitués) 2- Exprimer la masse molaire du produit organique obtenu en fonction de x. 3- En déduire la formule brute de ce produit. 4- A-t-on réalisé une monosubstitution ou une polysubstitution ? -1

5- Un dérivé chloré du méthane a pour masse molaire 119,5g.mol . Quel est ce dérivé chloré ? (nom et formule) Exercice 3 Soit un alcène A. On réalise une hydrogénation catalytique de A : on obtient un composé B dont la densité à l'état gazeux par rapport à l'air est d=2,0. 1- A quelle famille appartient le composé B ? 2- Calculer la masse molaire de B. En déduire sa formule brute puis celle de A. 3- Par action du chlorure d'hydrogène, l'alcène A donne naissance à du 2-chloro-2méthylpropane. En déduire formule semidéveloppée et nom de l'alcène A. Exercice 4 La combustion totale de VA=5mL d'un alcène A donne VCO2=10mL de dioxyde de carbone. 1- Ecrire l'équation de la combustion d'un alcène. 2- Expliquer comment ce renseignement suffit à déterminer la formule de A en établissant la relation existant entre VA et VCO2. Exercice 5 1- Quelle masse de dibrome peut-on additionner sur m=5,0g de 2-méthylbut-1-ène ? 2- Ecrire l'équation de la réaction (avec la formule semi-développée) et donner le nom du produit obtenu. 3- Quel est le pourcentage massique en brome dans ce composé ? -1

4- Sachant que le dibrome utilisé provenait d'une solution dans le tétrachlorométhane à CBr2=0,50mol.L , quel volume de solution a t-il fallu utiliser ?

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16- Les alcools Exercice 1 Donner les formules semi-développées et topologiques des composés suivants. Préciser la fonction (et la classe quand il s'agit d'un alcool) : 3-méthylbutan-1-ol ; 2,4,4-triméthylpentan-2-ol ; 2,3-diméthylpentan-3-ol ; 3,3-diméthylbutanone ; méthanal ; acide 2,2-diméthylpropanoïque. Exercice 2 Un alcool a pour formule brute C5H12O. Donner les formules semi-développées et les noms des différents isomères. Exercice 3 Compléter en utilisant les formules semi-développées et indiquer le nom des nouveaux composés. a- méthylpropène + H20

b- 2-méthylbut-1-ène + H20 c-

acide éthanoïque + propan-2-ol

d- acide méthanoïque e-

?+?

butan-1-ol

g- ?

?+? ? + méthanoate d'éthyle

propanoate de méthyle + eau ? + eau méthoxyméthane + eau

Exercice 4 L'hydratation d'un alcène conduit à un composé A contenant 26,7% d'élément oxygène (en masse). 1- Quelle est la fonction chimique de A. Ecrire l'équation de la réaction en utilisant les formules générales. 2- Déterminer la formule brute de A. 3- Donner les formules semi-développées et les noms des différents isomères de A. 4- L'oxydation de A par le dichromate de potassium en milieu acide donne un composé B, réagissant avec la DNPH mais sans action sur le réactif de Schiff. En déduire les formules semi-développées et les noms de B de A et de l'alcène. Exercice 5 Deux alcools à chaîne linéaire A et B ont la même formule brute C4H10O 1- Ecrire les formules semi-développées et le nom des isomères possibles. Préciser leur classe. Pour les distinguer, on réalise une oxydation ménagée. 2- Quel oxydant peut-on utiliser ? L'oxydation de A donne un produit C qui réagit avec la DNPH, mais pas avec le réactif de Schiff. 3- Déterminer A. Donner le nom et la formule semi-développée de C. L'oxydation de B donne un produit D qui réagit avec la DNPH et donne un précipité rouge en présence de liqueur de Fehling. 4- Déterminer B. Donner le nom et la formule semi-développée de D.

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17- Les composés carbonylés Exercice 1 La combustion complète de 0,58g d'un composé organique A ne contenant que du carbone, de l'oxygène, et de l'hydrogène donne 0,54g d'eau. 1- Sachant que A réagit en solution aqueuse avec la DNPH, à quelle famille de composés peut appartenir A ? 2- Le chauffage de A avec de la liqueur de Fehling ne donnant aucun précipité, quelle est la famille de A ? 3- Ecrire la formule générale d’un tel composé puis à l’aide des données obtenues lors de la combustion, déterminer la formule de A et son nom. Exercice 2 -1

1- Trois alcanes A, B, C ont la même masse molaire 72g.mol . Donner la formule brute commune à ces 3 alcanes. Ecrire les formules semi-développées de ces 3 isomères et donner leur nom. En faisant agir sur chacun de ces 3 alcanes du dichlore Cl 2 à 300°C on obtient du chlorure d'hydrogène HCl et un dérivé monochloré de l'alcane dans lequel un atome d'hydrogène a été remplacé par un atome de chlore : -

A conduit à 3 dérivés monochlorés différents A1, A2, A3

B conduit à 4 dérivés monochlorés différents B1,B2, B3, B4

C conduit à 1 seul dérivé monochloré C1

2- Identifier A, B et C. On traite deux dérivés monochlorés, le 1-chloropentane (D1) et le 2-chloro-2-méthylbutane (D2) par une solution de soude. On admettra que le bilan de la réaction qui se produit correspond au remplacement de l'atome de chlore par un groupe hydroxyle. 3- Ecrire les formules semi-développées des 2 composés obtenus, E 1 et E2, Donner leur nom et famille. E1 et E2 chauffés en présence en milieu acide conduisent à deux alcènes respectivement F 1 et F2. 4- Ecrire les formules semi-développées des deux alcènes possibles obtenus à partir de E 1 et E2. Donner leur nom. 5- Quels composés majoritaires G1 et G2 obtiendra-t-on si l'on additionne maintenant du chlorure d’hydrogène sur ces alcènes ? 6- Les composés E1 et E2 sont oxydés par une solution acide de dichromate de potassium. Peut-on distinguer E1 et E2 en observant les résultats de cette expérience ? Expliquer. 7- Un isomère E3, de E1 et E2 conduit, avec le traitement de la question précédente, à un produit H 3 qui donne un précipité jaune avec la 2,4-DNPH et ne réagit pas avec la liqueur de Fehling. 1.1- A quelle famille de composés appartient H3 ? 1.2- Que peut-dire du composé E3 qui lui a donné naissance ? 1.3- Ecrire la formule semi-développée de cet isomère de E1 et E2, donner son nom. Donner la formule et le nom du composé H3 correspondant. (Il peut y avoir 3 réponses possibles !) 8- Peut-on préciser de quel alcane A, B, ou C sont issus les 3 isomères E1, E2 et E3 ? Justifier.

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18- Les acides carboxyliques et dérivés Exercice 1 On dissout 1,48g d'un acide carboxylique dans 100mL d'eau, et l'on dose cette solution acide par de la soude 5,0 10 mol.L . L'équivalence a lieu pour 40mL de solution basique. -1

-1

1- Calculer la concentration de l'acide. 2- En déduire sa formule et son nom. Dans 100mL d'eau, on introduit 0,37g d'un composé organique A de pK A=4,9. On mesure pH=3,1. 3- En Déduire la fonction chimique de A, sa formule brute. 4- Peut-on écrire la formule développée de A ? Exercice 2 A- On veut déterminer la formule développée d'un ester A, de formule brute C 4H8O2. Pour cela, on chauffe une solution aqueuse de A, en milieu sulfurique. 1- Que se passe-t-il ? On obtient ainsi deux produits B et C, et l’on peut montrer que B résulte de l’oxydation de C. 2- Déduisez-en la formule développée de A. B- Par action de l'acide acétique (ou éthanoïque) sur un alcool A, on obtient un produit organique B de masse molaire -1 M=102g.mol . 1- Déterminer la formule brute de B, puis celle de A. La formule développée de A est-elle bien définie ? 2- On précise, enfin, que l'oxydation ménagée de A donne un produit ne colorant pas le réactif de Schiff. Ecrire les formules développées de A et B. Exercice 3 A- Par action, sur un acide carboxylique A, de chlorure de thionyle SOCl 2, on obtient un chlorure d'acyle B contenant 38,4% de chlore. 1- En déduire les formules brutes de A et B 2- Ecrire l’équation de la réaction. B- En hydrolysant 0,925g d'un chlorure d'acyle organique, on obtient 0,365g de chlorure d’hydrogène. 1- Calculer la masse molaire du chlorure d'acyle 2- Donner la formule développée et le nom de ce chlorure d'acyle, sachant que sa chaîne carbonée est saturée. Exercice 4 A-

-1

On dispose d'une solution d’acide éthanoïque à 14mol.L . On fait barboter de l'ammoniac dans un litre de cette solution jusqu'à ce que l'équivalence soit, atteinte. Puis on fait cristalliser le produit restant dans la solution.

1- Quel est ce produit ? Quelle est sa masse ? Le produit est chauffé fortement : on obtient de l'éthanamide et de l'eau. 2- Ecrire l’équation de la réaction. 3- Quelle masse d'éthanamide est-on susceptible d'obtenir ? B- On traite à froid le chlorure de benzoyle C6H5-COCl, par de l'ammoniac. On obtient un précipité. 1- Ecrire l’équation de la réaction. 2- Calculez le rendement de cette synthèse, sachant qu'en partant de 7g de chlorure d'acyle, on obtient 5,2g d'amide. C- Le chauffage de 12,6g d'un carboxylate d'ammonium donne, après un refroidissement, une masse de 9g d'un solide. En déduire la formule du solide obtenu.

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19- Les couples oxydo-reducteurs Exercice 1 Dans une solution de nitrate de plomb on plonge une lame d'aluminium et un fil d'argent bien décapés. Après quelques minutes, on observe un dépôt métallique sur la lame d'aluminium alors que le fil d'argent reste intact. n+/

1- Faire l'inventaire des trois couples oxydoréducteurs (de type M M) qui interviennent dans cette expérience. 2- Quelle réaction observe-t-on ? Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de la réaction. 3- En déduire une classification des trois couples. Exercice 2 On plonge une lame de zinc dans une solution de chlorure de cuivre (II). Au bout de quelques heures, la solution est devenue incolore et un dépôt de couleur rouge apparaît sur le zinc. 1- Expliquer ces phénomènes. 2- Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de la réaction. 3- Après filtration de la solution finale, on ajoute dans le filtrat quelques gouttes de soude. Qu'observe-t-on ? Ecrire l'équation de la réaction. Exercice 3 Dans une solution d'eau de chlore on ajoute quelques cristaux d'iodure de potassium. Après agitation et dissolution des cristaux la solution prend une teinte allant du jaune au brun suivant la quantité de cristaux. 1- Quelle est l'espèce chimique qui colore la solution ? 2- Expliquer la réaction observée. Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de la réaction. Exercice 4 -1

Dans un volume V=100mL de solution de nitrate d'argent de concentration C=0,016mol.L , on plonge une lame de fer. 1- En utilisant la classification des couples oxydoréducteurs interpréter les réactions que l'on peut observer. 2- Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de la réaction. 3- Le fer étant en excès, calculer en fin de réaction : a.

La masse du dépôt métallique.

La concentration des ions présents dans la solution.

Exercice 5 -1

On fait réagir V=50mL de solution d'acide chlorhydrique de concentration C A=0,10mol.L avec du zinc en excès. 1- Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de la réaction. 2- Calculer le volume de gaz dégagé. En fin de réaction la solution est filtrée. Dans le filtrat, si on ajoute de la soude, on observe la formation d'un précipité blanc. 3- Ecrire l'équation de cette réaction et calculer la masse maximale de précipité que l’on peut obtenir. Exercice 6 On verse une solution d'acide sulfurique dilué sur 15,0g d'un mélange de cuivre et de fer en poudre. On observe un -1 dégagement gazeux de volume V=4,48L. (VM = 22,4 L.mol ) 1- Faire l'inventaire des espèces mises en présence et déterminer les réactions possibles. 2- Ecrire les demi-équations électroniques d'oxydation et de réduction et la (ou les) équation(s). 3- Calculer la masse de chacun des métaux constituant le mélange 4- Déterminer la composition centésimale massique du mélange. Exercice 7 On fait réagir une solution de dichromate de potassium avec une solution d'iodure de potassium de volume V=100mL, de -3 concentration inconnue C. Il se forme 4,010 mol de diiode I2 1- Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de la réaction. 2- Les ions dichromate étant en excès, calculer la quantité de matière d’iodure de potassium, puis sa concentration.

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Exercice 8 Une solution de volume V=100mL contient des ions fer (II) et des ions fer (III) à la même concentration C=0,20mol/L. On y ajoute 1,0g de fer en poudre, on agite et on laisse reposer. 1- Faire l'inventaire des espèces présentes et montrer qu'il s'est produit une réaction d'oxydoréduction. 2- Ecrire les demi-équations électroniques et l'équation de cette réaction. 3- Montrer que les ions fer (III) sont en défaut et calculer : la masse de fer restante et la concentration des ions fer (II) en fin de réaction Exercice 9 L’acide ascorbique, de formule brute C 6H8O6, appelé communément vitamine C. On souhaite déterminer le pourcentage massique de vitamine C dans un comprimé de Vitascorbol® par titrage oxydo-réducteur. La solution obtenue, après dissolution d’un comprimé, sera titrée par une solution acidifiée de dichromate de potassium + 2(2K + Cr2O7 ). Les couples oxydant-réducteur en présence lors de ce titrage sont : 23+ Cr2O7 /Cr (ion dichromate : orange / ion chrome III : vert) et C6H6O6/C6H8O6. (ces deux espèces chimiques sont incolores en solution) 2-

1- Ecrire les demi-équations électroniques correspondant aux couples Cr2O7 /Cr et C6H6O6/C6H8O6 2- En déduire l’équation de la réaction de titrage 3- Définir l’équivalence et indiquer de quelle façon elle sera détectée. 4- En notant les quantités de matière de dichromate n 1 et d’acide ascorbique n2, En déduire la relation liant n1 et n2 dans mélange réactionnel à l’équivalence ? 5- Un comprimé de masse m =2,8g est dissout dans VC=100mL d’eau. On obtient la solution S. Un volume V2=20mL de cette + 2solution est titré par une solution de dichromate de potassium (2K + Cr2O7 ) acidifié de concentration -2 -1. C1=1,5×10 mol.L L’équivalence est détectée pour V1E=12,40mL. a.

Etablir la relation entre C1, V1E, V2 et C2 concentration acide ascorbique dans la solution dosée, puis calculer C2.

Déduire la quantité de vitamine C notée nC présente dans le volume VC, puis la masse de vitamine C mC -1 contenue dans un comprimé de Vitascorbol®. M (C6H8O6) = 176 g.mol ).

Calculer le pourcentage de vitamine C dans le comprimé de Vitascorbol®.

Exercice 10 Le dioxyde de soufre est un polluant majeur présent dans l’atmosphère et responsable du phénomène des pluies acides. Au laboratoire, on fait barboter du dioxyde de soufre gazeux dans de l’eau. La solution obtenue est introduite dans une burette graduée. On place dans un bécher un volume V1=10,0mL de solution de permanganate de potassium de concentration -2 -1 C1=1,0.10 mol.L et on procède au titrage du dioxyde de soufre dissout. 2-

1- Ecrire la demi-équation électronique relative au couple SO4 / SO2 et en déduire l’équation de la réaction du dosage. 2- En quoi le dosage proposé est-il inhabituel ? Comment l’équivalence est-elle repérée ? 3- Déduire du tableau d’avancement établi à l’équivalence, l’expression de la concentration C 2 de la solution de dioxyde de soufre. 4- Calculer la valeur de C2 sachant que le volume versé à l’équivalence est V2=5,3mL.

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20- Les piles Exercice 1 +

On considère les couples oxydoréducteurs suivants : Ag /Ag et Pb /Pb dans les conditions standards. 1- Faire le schéma de la pile construite à partir de ces deux couples. Quelle est sa polarité ? 2- Écrire l'équation de la réaction qui a lieu quand la pile débite. 3- Calculer la fém. de la pile supposée réalisée dans les conditions standards. Exercice 2 2+

On considère les couples oxydoréducteurs suivants : Cu /Cu, H /H2 et Fe /Fe dans les conditions standards. On réalise une pile à partir de deux de ces demi-piles. 1- Quelles sont toutes les possibilités ? Pour chaque pile, faire le schéma, indiquer la polarité, calculer la fém. (dans les conditions standards) et écrire l'équation de la réaction qui a lieu. 2- Quelle relation y a-t-il entre les trois fém. ? Exercice 3 1- Que se passe t il quand on introduit : a.

Une lame de cuivre dans une solution de sulfate de cadmium (Cd) ?

Une lame de cadmium dans une solution de sulfate de cuivre ?

On construit une pile à partir des deux couples précédents. Les solutions des cations métalliques ont une concentration de -1 1mol.L . 2- Faire le schéma de la pile en indiquant sa polarité. Calculer sa fém. Exercice 4 On construit une pile de la manière suivante : Une lame de chrome plongeant dans 100mL d'une solution de nitrate de chrome -1 (III) concentration 0,10mol.L . Une lame d'argent trempant dans 100mL d'une solution de nitrate d'argent de concentration -1 0,30mol.L . Un pont électrolytique relie les deux compartiments de la pile. 1- Préciser le sens de circulation des électrons. 2- Ecrire l'équation de la réaction qui a lieu quand la pile débite. 3- Calculer la concentration des ions chrome (III) lorsque la réaction, supposée totale, s'arrête. Exercice 5 2+

On construit une pile à partir des demi-piles : Mg /Mg et Zn /Zn dans les conditions standards. 1- Faire un schéma de cette pile. Indiquer sa polarité. 2- Calculer sa fém. 3- Ecrire l'équation de la réaction quand la pile débite. 4- Quelle est la masse du dépôt métallique observé si la pile débite un courant de 10mA pendant 2h. (Quantité d'électricité - en valeur absolue - transportée par une mole d'électrons : 96500C) Exercice 7 2+

1- Comment réaliser une pile à partir des couples Cu /Cu et Ni / Ni. 2- Faire le schéma du montage. 3- Quelle est la polarité de la pile ? Quelle est sa fém dans les conditions standards ? 4- Calculer la perte de masse de l'électrode (-) quand la pile débite un courant de 15mA pendant 1h. Nombre d’Avogadro N =6,02 x 10 – Charge de l'électron - e = -1,610 C. 23

-19

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SUJETS DEVOIRS 2007-2008

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DEVOIR DE CHIMIE N°1 I.

Atomes et molécules (8 points)

On considère les éléments carbone

12 6C

et fluor

19 9F

1- Donner, en la justifiant, la composition du noyau de l’atome de fluor. 2- Donner la structure électronique de chacun de ces éléments, préciser leur valence. En déduire, en la justifiant, la place de chaque élément dans la classification périodique réduite. 3- Ces deux éléments constituent une molécule pour laquelle la règle de l’octet est respectée. 3.1. Faire le schéma de Lewis de cette molécule en utilisant deux couleurs différentes pour représenter les doublets liants et les doublets non liants. 3.2. A quelle molécule étudiée en classe fait penser ce schéma de Lewis ? En déduire la géométrie de la molécule. La représenter (représentation de CRAM). 3.3. L’électronégativité du fluor étant supérieure à celle du carbone, indiquer comment les liaisons sont polarisées (charges partielles). Expliquer pourquoi cette molécule est apolaire.

II. Préparation de solutions (6 points) 1- On veut préparer un volume V=250mL d’une solution S 1 de sulfate de sodium (Na2SO4) de concentration -2 -1 C1 = 5,00×10 mol.L . 1.1. Ecrire l’équation de dissolution de ce solide. 1.2. Calculer la masse m1 de solide à peser pour préparer cette solution (calcul littéral puis numérique). 1.3. Décrire le mode opératoire à respecter pour effectuer cette préparation. 2- A partir de la solution S1, on veut préparer un volume V2 = 100mL d’une solution S2 de concentration -3 -1 C2 = 2,50×10 mol.L . 2.1. Quel est le nom de l’opération à réaliser ? 2.2. Calculer le volume V1 de solution S1 à prélever en justifiant ce résultat. 2.3. Indiquer le nom des instruments à utiliser et leur mode de rinçage pour effectuer cette opération.

III. Tableau d’avancement (6 points) La question 1 est indépendante des deux autres Le dioxyde de carbone réagit avec l’aluminium ; l’équation de la transformation est

4 Al(s) + 3 CO2 (g)

2 Al2O3 (s) + 3 C (s)

On introduit n(Al)i=0,040mol d’aluminium dans un flacon contenant n(CO 2)i = 0,020mol de dioxyde de carbone. On déclenche la réaction en chauffant. 1- Calculer : 1.1. La masse d’aluminium à peser. 1.2. Le volume de dioxyde de carbone à mesurer. 2- En utilisant un tableau d’avancement : 2.1. Rechercher s’il y a un réactif limitant et lequel. 2.2. Déterminer la quantité de matière puis la masse d’oxyde d’aluminium formé à l’issue de la réaction. 2.3. Quel est le réactif à ajouter pour que ces réactifs se trouvent dans les proportions stœchiométriques ? Quelle est la quantité de matière nécessaire ? -1

-1

Données : M(Al)=27g.mol – M(O)=16g.mol – M(S)=32g.mol – M(Na) = 23 g.mol- – Volume molaire VM=24L.mol

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-1

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DEVOIR DE CHIMIE N°2 LES COMPOSES IONIQUES – LES EQUILIBRES CHIMIQUES I.

Composés ioniques (8points)

Un composé ionique à l’état solide a pour formule Cu(NO3)2. On veut préparer une solution S1 de ce composé. 1- Ecrire l’équation de sa dissolution dans l’eau. Donner le nom de chacun des ions obtenus en solution ainsi que le nom du solide dissous. -1

2- On veut préparer V1=200mL de solution S1 à la concentration C1=0,08mol.L . 2.1. Calculer la masse m de solide à peser. 2.2. Calculer la concentration de chacun des ions présents dans la solution. 2.3. Quelle est la concentration massique de cette solution ? 3- A la solution précédente, on ajoute un volume V2=50mL de solution S2 de nitrate de sodium à la concentration -1 C2=0,05mol.L : soit S la solution obtenue. 3.1. Faire la liste des ions présents dans la solution S (préciser de quelle solution, S 1 ou S2, ils sont issus). 3.2. Calculer la quantité de matière de chaque type d’ions de la solution S puis leur concentration dans la solution S. -1

-1

Données : M(Cu)=63,5g.mol ; M(N)=14g.mol ; M(O)=16g.mol

-1

II. Equilibres chimiques (6points) (1)

On considère l’équilibre suivant : 2 SO2 +

2 SO3 (2)

Equilibre dans lequel les trois composés (dioxyde de soufre, dioxygène, trioxyde de soufre) sont des gaz. 1- Dans un réacteur de volume V=60 litres, on introduit 1mol de dioxyde de soufre et 5mol de dioxygène. A la température T1, il s’établit un équilibre : à l’équilibre il s’est formé 0,62mol de trioxyde de soufre. 1.1. Compléter les deux premières lignes du tableau d’avancement. 1.2. Déterminer la valeur de l’avancement à l’équilibre en justifiant le calcul. 1.3. Compléter alors la dernière ligne du tableau d’avancement. 2- Donner l’expression de la constante de cet équilibre puis la calculer. 3- On travaille maintenant à une température T2 supérieure à T1 en utilisant les mêmes quantités initiales de réactifs. A l’équilibre il s’est formé 0,30mol de trioxyde de soufre. 3.1. Quelle est la réaction qui a été favorisée en chauffant ? Justifier. 3.2. Dans quel sens la réaction est-elle exothermique ? Expliquer. Tableau d’avancement : Avancement (mol) Etat initial Etat intermédiaire Etat d’équilibre

2 SO2

x= x xéq =

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2 SO3

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III. Estérification (6points) On étudie la réaction d’estérification entre l’acide éthanoïque et l’éthanol : CH3COOH + C2H5OH

CH3COOC2H5 + H2O

On prépare deux mélanges constitués par 0,15mol d’acide éthanoïque et 0,15mol d’éthanol permettant de réaliser deux expériences : L’une à 80°C, l’autre à 90°C. Au cours de ces deux expériences, on a déterminé le taux d’avancement  de la réaction et construit les courbes (1) et (2) ci-dessous. 1- A partir de ces courbes, déterminer le taux d’avancement 1 (courbe 1) et 2 (courbe 2) de la réaction au cours de chaque expérience à l’instant t=30min ? 2- Identifier chacune de ces courbes en indiquant à quelle température elle correspond. Justifier la réponse donnée. 3- A partir des courbes, donner la valeur de lim pour chaque expérience. Cette valeur dépend-elle de la température ? La réaction est-elle exothermique, endothermique ou athermique ? Pourquoi ? 4- On prépare maintenant un mélange constitué par 0,30mol d’acide éthanoïque et de 0,15mol d’éthanol, l’expérience est réalisée à 90°C. 4.1. Aboutit-on au même état d’équilibre que celui observé dans l’expérience précédente ? Justifier. 4.2. Représenter sur le schéma ci-dessous, l’allure de la courbe (3) que l’on pourrait obtenir pour cette expérience.



1 0,9

courbe

0,8 0,7 0,6 0,5

courbe

0,4 0,3 0,2 0,1

0 0

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105

120

135

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DEVOIR DE CHIMIE N°3 I.

Acide et base (9 points) -3

-1

Le pH d’une solution S d’acide benzoïque (C6H5COOH) de concentration CA = 4,0×10 mol.L a pour valeur 3,3. On se propose de montrer qu’il s’agit d’un acide faible. 1- Calculer les concentrations en ions oxonium et hydroxyde dans la solution S. 2- Ecrire l’équation de la réaction de cet acide avec l’eau. Donner la formule et le nom de la base conjuguée de l’acide étudié. 3- A l’aide d’un tableau d’avancement : 3.1. Etablir l’expression du taux d’avancement final de la réaction avec l’eau de l’acide. 3.2. Calculer le taux d’avancement final pour la solution S. 3.3. Pourquoi peut-on dire que l’acide benzoïque est un acide faible ? 4- Détermination de la valeur de la constante d’acidité du couple correspondant à l’acide benzoïque : 4.1. Donner l’expression de cette constante d’acidité. 4.2. En utilisant les résultats obtenus précédemment, calculer la constante d’acidité. 4.3. Définir, puis calculer pKA correspondant. 5- L’acide méthanoïque appartient à un couple tel que pK’ A = 3,8 : 5.1. Donner les formules de l’acide méthanoïque et de sa base conjuguée. 5.2. Comparer la force des acides méthanoïque et benzoïque. Justifier. 5.3. Comparer la force des deux bases conjuguées correspondantes.

II. A la recherche d’une réaction prépondérante (5 points) Dans un bécher, on mélange une solution aqueuse de méthylamine (CH 3NH2) (pKA1 du couple correspondant : 10,6) et une solution aqueuse d'acide chlorhydrique : on souhaite déterminer la réaction prépondérante qui a lieu entre ces deux solutions. 1- A quel couple correspond la valeur de pKA1 donnée ? Ecrire l'expression de KA1. 2- Faire le diagramme des pKA en y plaçant les couples correspondant au cas étudié. 3- Ecrire les équations de toutes les réactions acide/base pouvant être envisagées entre les espèces introduites. 4- Déterminer la réaction prépondérante en justifiant ce choix. 5- Quelle est la caractéristique de cette réaction ?

III. L’acide lactique (6 points) Sous l'action de ferments lactiques, le lactose du lait se transforme progressivement en acide lactique CH3-CHOH-COOH, que l’on écrira pour simplifier AH. Moins le lait est frais, plus il contient d'acide lactique. On se propose de doser l'acide lactique présent dans un lait qui n'a subit aucun traitement, par une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium -1 (soude) de concentration CB = 0,050mol.L . On verse un volume VA = 20mL de lait frais dans un bécher et on suit l'évolution du pH lors d'une addition progressive d’un volume V B de solution de soude. Comme le montre le document ci-derrière. 1- Déterminer par la méthode des tangentes parallèles les coordonnées du point d'équivalence. 2- L’acide lactique est-il un acide faible ou fort, justifier la réponse. 3- Déterminer graphiquement la valeur du pKA de l'acide lactique. 4- Ecrire l'équation de la réaction prépondérante qui se produit lors du mélange de la solution d'acide lactique et de la soude. Cette réaction peut-elle être considérée comme totale ? 5- Calculer la masse d'acide lactique dans un litre de lait. 6- Dans l'industrie alimentaire, l'acidité du lait s'exprime en degré Dornic, noté °D. Un degré Dornic correspond à l'acidité qu'apporterait la présence de 0,10g d'acide lactique dans un litre de lait. Un lait frais à une acidité comprise entre 15 et 18°D. Le lait étudié peut-il être considéré comme frais ?

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16 VB

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DEVOIR DE CHIMIE N°4 I.

Etude d’un alcane (7 points)

1- On réalise la combustion complète de 0,6mol d’un alcane A constitué de n atomes de carbone. 1.1. Ajuster l’équation de la réaction de combustion de cet alcane A en complétant la première ligne du tableau d’avancement ci-dessous. Avancement (mol) Etat initial

Etat inter.

Etat final

CnH(2n+2)

CO2

H2O

xmax=

1.2. Compléter le tableau d’avancement ci-dessus (on suppose que le dioxygène est en excès). Justifier le calcul de x max. 1.3. Il se forme 3mol de dioxyde de carbone : en déduire que n=5. 1.4. Donner le nom et la formule semi-développée des 3 isomères de A. 2- La mono-chloration de A conduit à la formation du composé B : le 2-chloro-3-méthylbutane. 2.1. Donner la formule semi-développée du composé B. 2.2. Quel est l’isomère de A qui a permis d’obtenir le composé B ? Justifier. 2.3. Ecrire l’équation de la réaction de mono-chloration. Quel est le type de réaction qui a lieu ?

II. Les composés organiques (7,5 points) Le 3-méthylpent-2-ène est le composé A. Sa formule brute est C6H12. 1- Donner les formules semi-développée et topologique de A ainsi que le nom de la famille de A. 2- Quelle est la composition centésimale de A (pourcentage en masse de chaque élément de la molécule) ? 3- A possède deux stéréo-isomères : 3.1. Que signifie cette expression ? 3.2. Représenter les formules semi-développées et nommer ces deux stéréo-isomères. 4- On réalise l’hydratation du composé A : on obtient un composé B. 4.1. Ecrire l’équation de cette réaction en utilisant les formules brutes de A et de B. Quelle est le type de réaction permettant de passer de A à B ? 4.2. Quelles sont les formules semi-développée et topologique du composé B majoritaire ? Justifier. Nommer B.

III. Les alcools (5,5 points) On considère les trois alcools A, B et C suivants :

CH3 CH

CH3

CH3 H3C

C CH2 CH3

CH3

CH2 CH2 CH2 CH2 OH

1- Nommer chacun de ces composés. 2- A quelle classe d'alcools appartiennent-ils ? 3- S'agit-il d'isomères ? Justifier. Si oui, de quelle catégorie d'isomères font-ils partie ? 4- Définir un carbone asymétrique. 5- Un de ces composés possède deux énantiomères, lequel ? Les représenter.

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1ère STL / BGB - Chimie

DEVOIR DE CHIMIE N°5 I.

Chimie organique (6 points)

1- Sur un dérivé carbonylé A on fait réagir du dihydrogène (en présence de nickel). On obtient le produit organique B qui a pour formule : 1.1. Donner le nom de B. Quelle est sa formule topologique et sa fonction ?

CH H3C

CH3 CH

CH2

CH3

1.2. Une telle molécule présente-t-elle des stéréo-isomères ? Si oui, les représenter. 2- A propos du composé carbonylé A : 2.1. Quelle est la fonction de ce dérivé carbonylé ? 2.2. Donner son nom et sa formule semi-développée. 3- On réalise maintenant la déshydratation du composé B : 3.1. Quelle est la famille du composé C obtenu majoritairement ? 3.2. Donner le nom et la formule semi-développée de C. 3.3. C présente-t-il des stéréo-isomères ? si oui les représenter et les nommer.

II. Composition d’une pièce de 0,50€ (5 points) Une pièce de 50 centimes d’euro est en « alliage or nordique », c’est un alliage de cuivre, aluminium, zinc et étain, on la fait réagir avec de l’acide nitrique concentré qui n’agit que sur le cuivre selon la réaction : 3 Cu + 2 NO3 + 8 H  3 Cu -

+ 2 NO + 4 H2O

1- Il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction : Quels sont les couples qu’elles mettent en jeu. Ecrire les demi-équations électroniques puis reconnaître l’oxydation et la réduction. 5- On a utilisé une pièce de 0,50€ de masse m = 7,80g et recueilli V(NO) f = 1,82L de monoxyde d’azote gazeux. 2- L’acide nitrique étant en excès, à l’aide d’un tableau d’avancement, déterminer : 2.1. La masse de cuivre qui a réagi. 2.2. Le pourcentage en masse de cuivre dans cet alliage. -1

Données : Masse molaire : M(Cu) = 63,5g.mol - Volume molaire : VM = 25L.mol

-1

III. Etude d’une pile (9 points) 3+

On réalise une pile qui met en œuvre les couples oxydo-réducteurs Cr /Cr et Sn /Sn. Les électrodes sont placées dans des -1 solutions de volumes V = 60mL où les concentrations des ions métalliques valent toutes deux C = 1,0mol.L . 1- Faire le schéma de cette pile. Justifier sa polarité. En faire une représentation conventionnelle. 2- En déduire la f.é.m. de cette pile. 3- Indiquer la nature et la demi-équation électronique de chacune des réactions se produisant aux électrodes. 4- Quelle est l’équation de la réaction qui a lieu quand la pile débite un courant? 5- Sachant que la pile cessera de fonctionner lorsqu’un des ions aura totalement disparu, déterminer à l’aide d’un tableau d’avancement : 5.1. Quel est l’ion qui disparaît ? 5.2. La quantité, puis la concentration molaire de l’autre ion métallique. 5.3. Quel est le métal dont la masse diminue ? Calculer cette diminution de masse. 6- Dans l'hypothèse précédente, déterminer : 6.1. La quantité d’électrons transférés d’une borne de la pile à l’autre. 6.2. Sachant que 1,0mol d’électrons correspond à une quantité d’électricité de 96500C, calculer la quantité d’électricité qui a circule pendant le fonctionnement de la pile. 6.3. Pendant combien de temps la pile peut-elle débiter une intensité constante de 60mA ?

Données :

E°(Cr /Cr) = - 0,74V et E°(Sn /Sn) = -0,14V -1

Masses molaires (en g.mol ) : Sn : 119 et Cr : 52

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1ère STL / BGB - Chimie

DEVOIR DE CHIMIE N°6 I.

Chimie organique (9 points)

On travaille à partir du composé organique A dont la formule s’écrit : Ce groupe pourra être désigné par R dans les équations de réaction

O H3C CH2 CH C H CH3

1- A quelle famille appartient-il ? Quel est son nom ? 2- Sur le composé A, on fait réagir le réactif de Tollens constitué par des ions argent en milieu basique : on observe la formation d’un miroir d’argent. 2.1. Ecrire les demi-équations en milieu acide, les nommer. 2.2. Ecrire les demi-équations précédentes en milieu basique puis l’équation de la réaction qui a lieu entre le composé A et le réactif de Tollens. Indiquer la famille du produit organique B (sous forme ionique) de cette réaction. 2.3. Quelle est la propriété du composé A mise en évidence au cours de cette expérience ? 3- Le composé A peut être obtenu à partir d’un alcool C : 3.1. A partir de quel alcool C peut-on préparer le composé A ? (Donner sa formule, son nom et sa classe) de réaction que subit le composé C ? 3.2. Quelle est le type de réaction que subit le composé C ? 3.3. Le composé C possède un carbone asymétrique : indiquer lequel en justifiant la réponse. 4- Le produit organique B de la réaction étudié en 2, est placé en milieu acide et donne naissance au composé D : 4.1. Ecrire l’équation de la réaction permettant d’obtenir D à partir de B 4.2. Indiquer le nom et la formule de l’acide carboxylique D formé. 5- Le composé C et le composé D peuvent réagir entre eux : 5.1. Comment s’appelle cette réaction ? Quelles sont ses propriétés ? 5.2. Ecrire l’équation de la réaction entre les composés C et D. (si vous n’avez pas trouvé les formules de C et D, vous travaillerez avec les formules générales correspondantes) 5.3. Donner la famille et le nom du composé organique E formé.

II. Le sucre dans le Pineau (11 points) LES TROIS QUESTIONS SONT INDEPENDANTES Dans le Pineau, on trouve des glucides dont les plus simples sont appelés oses : essentiellement du glucose, du fructose, et du galactose. Le pineau des Charentes est obtenu en mélangeant du Cognac et du moût de raisin ou jus de raisin frais. Le degré alcoolique obtenu bloque toute fermentation ultérieure et les sucres du jus de raisin, tous réducteurs, restent en solution, conférant au liquide ses qualités gustatives bien connues…. Le dosage de ces sucres réducteurs, s'effectue par la liqueur de Fehling de concentration déterminée. OH

1- La molécule de glucose : Recopier la molécule de glucose suivante :

CH C

CH CH

CH2 CH

1.1. Combien de carbones asymétriques possède le glucose ? Les mettre en évidence 1.2. Quelles fonctions organiques présente la molécule ? Les entourer et les nommer. 1.3. Quelle est la fonction organique qui réduit la liqueur de Fehling. 1.4. Pour simplifier on écrira le glucose : R–CHO. Que représente R (sous la forme CxHyOz) ? 1.5. Quelle est la formule simplifiée de la forme oxydée en milieu acide puis en milieu basique du glucose ? 41/49

1ère STL / BGB - Chimie

2- Oxydation du glucose par la liqueur de Fehling : 2.1. Ecrire la demi-équation électronique traduisant la transformation du glucose en milieu acide. 2.2. En déduire la demi-équation électronique de la même transformation en milieu basique. La liqueur de Fehling contient l'ion cuivre (II) en milieu basique, pour simplifier on considère que le couple oxydoréducteur 2+ intervenant est Cu /Cu2O 2.3. En déduire la demi-équation électronique relative à ce couple en milieu acide puis en milieu basique. 2.4. Montrer que l’équation d’oxydoréduction qui se produit entre le glucose et la liqueur de Fehling est : RCHO + 2 Cu

+ 5 OH

RCOO + Cu2O + 3 H2O

Indiquer quelle est l’espèce oxydante puis celle qui est réductrice. 3- Dosage du glucose dans le Pineau : On suppose que les sucres réducteurs du Pineau sont constitués exclusivement de glucose. Dans une fiole jaugée de V1 = 100,0mL, on introduit V0 = 5,0mL de pineau et on complète au trait de jauge avec de l'eau distillée, soit S1 la solution de Pineau préparée. -1

Dans un erlen, on introduit VOx = 20,0mL de liqueur de Fehling (de concentration C Ox = 0,030mol.L ) et quelques grains de pierre ponce. On porte à ébullition douce, puis on verse à la burette la solution S 0 de concentration en glucose inconnue : CRed . L’équivalence est détectée pour un volume de solution versé, V RedE = 8,0mL. 3.1. Donner les couleurs des formes réduite et oxydée de la liqueur de Fehling, en déduire comment l’équivalence sera détectée lors d’un dosage utilisant la réaction précédente. 3.2. Déterminer à l’aide d’un tableau d’avancement a relation entre les quantités de matière de glucose n Red et nOx intervenant au cours du dosage. Justifier. (les ions hydroxyde sont en excès) 3.3. En déduire la relation liant COx, VOx, CRed , VRedE . 3.4. Calculer la valeur de la concentration molaire CRed en glucose de la solution S. 3.5. En déduire la concentration molaire C0 en glucose dans le Pineau. 3.6. Quelle est la concentration massique 0 en glucose du Pineau utilisé. Données :

Masse molaire du glucose M(G) = 180g.mol

-1

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1ère STL / BGB - Chimie

DOCUMENTS

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1ère STL / BGB - Chimie

CONSTANTE D’ACIDITE DE QUELQUES COUPLES ACIDE/BASE (25°C) ACIDE nom

BASE formule

nom

formule

pKA

MONOACIDES ion diéthylammonium

(C2H5)2NH2

diéthylamine

(C2H5)2NH

10,9

ion triéthylammonium

(C2H5)3NH

triéthylamine

(C2H5)3N

10,7

ion butylammonium

+ CH3CH2)2NH3

butylamine

CH3CH2)2NH2

10,6

ion éthylammonium

+ C2H5NH3

éthylamine

C2H5NH2

10,6

ion méthylammonium

+ CH3NH3

méthylamine

CH3NH2

10,6

ion 3-méthylbutylammonium

+ C5H11NH3

3-méthylbutylamine

C5H11NH2

10,6

ion pentylammonium

C5H11NH3

pentylamine

C5H11NH2

10,6

ion propylammonium

C3H7NH3

propylamine

C3H7NH2

10,6

ion ammonium

NH4

ammoniac

NH3

9,2

acide cyanhydrique

HCN

ion cyanure

9,2

acide hexanoïque

C5H11COOH

ion hexanoate

C5H11COO

acide propanoïque

C2H5COOH

ion propanoate

C2H5COO

acide butanoïque

C3H7COOH

ion butanoate

acide éthanoïque

CH3COOH

ion éthanoate

CH3COO

acide pentanoïque

C4H9COOH

ion pentanoate

C4H9COO

acide benzoïque acide méthanoïque acide nitreux acide fluorhydrique acide bromoéthanoïque

C6H5COOH

ion benzoate

HCOOH HNO2 HF

4,9

C3H7COO

4,8

4,2

C6H5COO -

ion méthanoate

HCOO

3,8

ion nitrite

NO2

3,3

ion fluorure

CH2BrCOOH

3,2

ion bromoéthanoate

CH2BrCOO

2,9

acide chloroéthanoïque

CH2ClCOOH

ion chloroéthanoate

CH2ClCOO

acide dichloroéthanoïque

CHCl2COOH

ion dichloroéthanoate

CHCl2COO

1,3

acide trichloroéthanoïque

CCl3COOH

ion trichloroéthanoate

CCl3COO

0,7

acide carbonique

H2CO3(CO2,H2O)

ion hydogénocarbonate

HCO3

ion hydrogénocarbonate

HCO3

ion carbonate

CO3

acide phosphorique

H3PO4

ion dihydrogénophosphate

H2PO4

2.1

ion dihydrogénophosphate

H2PO4

ion hydrogénophosphate

2HPO4

7.2

ion hydrogénophosphate

2HPO4

ion phosphate

3PO4

12.0

DIACIDE -

6.3 10.2

TRIACIDE

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1ère STL / BGB - Chimie

QUELQUES INDICATEURS COLORES ACIDO-BASIQUES INDICATEUR

TEINTE ACIDE

ZONE DE VIRAGE

TEINTE BASIQUE

jaune

0,1 –2,0

vert

jaune d'alizarine R ( 1 virage)

rouge

1,9 – 3,3

jaune

hélianthine

rouge

3,1 – 4,4

jaune

bleu de bromophénol

jaune

3,0 – 4,6

bleu

rouge d'alizarine S ( 1 virage)

jaune

3,7 – 5,2

violet

vert de bromocrésol

jaune

3,8 – 5,4

bleu

rouge de méthyle

rouge

4,2 – 6,2

jaune

bleu de bromothymol

jaune

6,0 – 7,6

bleu

rouge de crésol

jaune

7,2 – 8,8

rouge

phénolphtaléine

incolore

8,2 – 10,0

rose

vert de malachite ( 1 virage)

rouge d'alizarine S (2

ème

virage)

violet

10,0 – 12,0

jaune

jaune d'alizarine R (2

ème

virage)

jaune

10,1 – 12,1

violet

ème

virage)

vert

11,5 – 13,2

incolore

vert de malachite (2

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1ère STL / BGB - Chimie

CLASSIFICATION DES COUPLES OXYDOREDUCTEURS OXYDANT

E° (V) F2(gaz)

2,87

2,01

SO4

H2O2

1,76

H2O

MnO4

1,69

MnO2

1,51

1,50

PbO2

1,45

C12(gaz)

1,36

Cr2O7

1,33

MnO2

1,23

O2(gaz)

1,23

H2O

Br2(aq)

1,08

NO3

0,96

NO(gaz)

0,85

NO3

0,84

NO2

0,80

0,77

O2(gaz)

0,68

H2O2

I2,(aq)

0,62

0,34

CH3CHO

0,19

C2H5OH

2SO4

0,17

SO2(aq)

0,09

S2O3

0,00

H2(gaz)

S2O8

MnO4 Au

Ag Fe

S4O6 H

CH3CO2H

2+ -

3+ 2+

-0,12

CH3CHO

-0,13

-0,14

-0,23

-0,40

-0,44

-0,74

-0,76

-1,66

-2,37

-2,71

-2,92

Sn Ni

Cd Fe

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REDUCTEURS DE PLUS EN PLUS FORTS

OXYDANTS DE PLUS EN PLUS FORTS

REDUCTEUR -

1ère STL – BGB Chimie

H 2,2 Li

ECHELLE D’ELECTRONEGATIVITE SELON PAULING

F Ne

1,0

1,6

2,0

2,6

3,0

3,4

4,0

0,9

1,3

1,6

1,9

2,2

2,6

3,2

Kr 0,8

1,0

1,4

1,5

1,6

1,7

1,6

1,8

1,9

2,0

1,7

1,8

2,0

2,2

2,5

3,0

I Xe

0,8

0,9

1,2

1,3

1,6

2,2

1,9

2,2

2,3

2,2

1,9

1,7

1,8

2,0

2,1

2,7

At Rn

0,7

0,9

1,1

1,3

1,5

2,4

1,9

2,2

47/49

2,3

2,5

2,0

2,3

2,0

2,2

1ère STL / BGB - Chimie

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1ère STL / BGB - Chimie

GRANDEUR Angle plan Aire Volume Masse volumique Vitesse Vitesse angulaire Accélération Force Moment d’une force Pression Travail - Energie Puissance Fréquence Quantité d’électricité Tension Résistance Conductance

UNITES ET PUISSANCES DE 10 Unités de base GRANDEUR NOM Masse kilogramme Longueur mètre Temps seconde Température kelvin Intensité du courant électrique ampère Intensité lumineuse candela Quantité de matière mole

SYMBOLE kg m s K A cd mol

Multiples des unités S.I. NOM exa peta téra giga

SYMBOLE E P T G

FACTEUR

1 000 000 000 000 000 000 d’unités

1 000 000 000 000 000 d’unités

1 000 000 000 000 d’unités

1 000 000 000 d’unités

1 000 000 d’unités

1 000 unités

100 unités

10 unités

-1

0,1 unité

-2

0,01 unité

10 10 10

mega

kilo

hecto déca déci

h da d

10 10 10

centi

milli

10-

micro nano

µ n

0,001 unité 0,000 001 unité

-9

0,000 000 001 unité

- 12

0,000 000 000 001 unité

10 10

pico

10-

-6

femto atto

VALEUR

- 18

0,000 000 000 000 001 unité 0,000 000 000 000 000 001 unité

Unités dérivées NOM radian mètre carré mètre cube kilogramme par mètre cube mètre par seconde radian par seconde mètre par seconde par seconde newton newton-mètre pascal joule watt hertz coulomb volt ohm siemens

Autres unités légales GRANDEUR NOM SYMBOLE degré ° Angle plan minute d’angle ‘ seconde d’angle ‘’ Aire are a hectare ha Volume litre L Masse tonne t unité de masse atomique u bar bar Pression atmosphère atm millimètre de mercure mm Hg watt-heure Wh Travail - Energie électron-volt eV calorie* cal minute min Temps heure h jour j ou d *La calorie n’est plus légale en France 49/49

SYMBOLE rad 2 m 3 m 3 kg/m m/s rad/s 2 m/s N N.m Pa J W Hz C V  S

CORRESPONDANCE 1 ° = /180 rad 1 ° = 60 ’ 1 ’ = 60 ’’ 2 2 1 a = 10 m 1 ha = 100 a -3 3 1 L = 10 m 3 1 t = 10 kg - 27 1,66057.10 kg 5 1 bar = 10 Pa 5 1 atm = 1,013.10 Pa 1 mm Hg = 133,322 Pa 1 Wh = 3600 J - 19 1 eV = 1,6.10 J 1 cal = 4,1855 J 1 min = 60 s 1 h = 3600 s 1 j = 86400 s