Collège de Saussure Année scolaire ÉPREUVE SEMESTRIELLE DE CHIMIE 2OS 11 juin Nom: Prénom: Note :

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1 Collège de Saussure Année scolaire ÉPREUVE SEMESTRIELLE DE CHIMIE 2OS 11 juin 2014 Nom: Prénom: Note : Durée : 90 minutes Nombre de pages de l'énoncé (y compris la page d'en-tête) : 4 Nombre de points de l'examen : 50 Documents et matériel autorisés a) mis à disposition par le collège : b) personnels à l'élève : Tableau périodique Calculatrice. Indications - directives: N écrivez aucune réponse sur l énoncé. Explicitez vos raisonnements Posez clairement vos calculs. Question 1 (7 points) Equilibrer les équations des réactions d oxydo-réduction suivantes après avoir posé les réactions partielles d oxydation et de réduction. Indiquer le réducteur. 3 Cu 2 SO K 2 CrO H 2 SO 4 6 CuSO 4 + Cr 2 (SO 4 ) K 2 SO H 2 O 2[ 3 ( Cu e - Cu +2 ) ] réaction d'oxydation 2[ Cr e - Cr +3 ] réaction de réduction Le réducteur est Cu + a) PbO HCl PbCl 2 + Cl H 2 O ( Cl -1-1 e - Cl 0 ) ] réaction d'oxydation ( Pb e - Pb +2 ) ] réaction de réduction Le réducteur est Cl - ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 1

2 Question 2 : Soit la pile Mg / Mg 2+ // Cu 2+ /Cu où l'électrode de cuivre constitue la cathode. (9 points) a) Représenter schématiquement mais lisiblement et proprement cette pile en indiquant où et dans quel sens circulent les électrons. b) Ecrire les équations partielles des réactions qui ont lieu dans les différents compartiments. c) Indiquer l'espèce qui joue le rôle d'oxydant dans la réaction. d) Sachant que le potentiel de cette pile, dans les conditions standard, est E=2,71V, quel est le potentiel standard du couple Mg 2+ /Mg si celui du couple Cu 2+ /Cu vaut 0,34V? e) Écrire l'équation bilan de la réaction qui se produit lorsque la pile fonctionne. a) b) Mg 0-2 e - Mg ++ Cu e- Cu 0 c) Cu ++ est l'oxydant d) E pile = E Cu ++ /Cu 0 - E Mg ++ /Mg 0 E Mg ++ /Mg0 = 0,34 V 2,71 V = -2,37 V e) Mg 0 + Cu ++ Mg ++ + Cu 0 ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 2

3 Question 3 : Soit la réaction suivante : (6 points) CH 3 H 3 C C Br CH 3 Réactif 1 + OH - CH 2 + H 2 O + Br - H 3 C CH 3 Produit 1 On réalise cette réaction en modifiant les différentes concentrations des réactifs et l'on mesure le temps nécessaire pour atteindre un état que l'on considère comme la "fin de la réaction". Voici les résultats (fictifs) que nous pourrions obtenir : Concentration du réactif 1 en [mol/l] Concentration de OH - en [mol/l] Temps mesuré en [min] Essai Essai Essai Essai a) En expliquant l'apport des trois premiers essais, poser l'équation de la loi de vitesse de formation du produit 1. Le temps est inversement proportionnel à la concentration des réactifs. La loi de vitesse est donc exprimée par l'équation : v = k. [réactif1]. [réactif2] b) Compléter le temps attendu pour le 4 ème essai. c) Que se passerait-il si l on rajoutait un catalyseur à l un de nos trois premiers essais? La vitesse augmente et le temps diminue. On décide par la suite de refroidir le milieu réactionnel et de refaire un essai avec les mêmes concentrations que lors du premier essai. d) Que devrait-il se passer avec le temps mesuré pour atteindre la fin de la réaction? Justifier. Une baisse de température diminue l'agitation des molécules et donc la vitesse de réaction diminue. Le temps pour atteindre la fin de la réaction augmente. ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 3

4 Question 4 : (7 points) L acide iodhydrique se décompose en iode et en hydrogène selon la réaction décrite par l équilibre suivant : endo 2 HI (g) H 2 (g) + I 2 (g) On introduit 2,1 moles de HI dans un ballon de 5 litres. A l équilibre, on trouve 0,225 mole de H 2 dans le ballon. a) Calculer les quantités de HI et de I 2 à l équilibre. 2 HI (g) H 2 (g) + I 2 (g) (2,1 2. 0,225) mol 0,225mol 0,225mol 1,650 mol b) Calculer la valeur de la constante d équilibre. Kc = (0,225mol/5L)2 Kc = 0,0186 (1,650mol/5L) 2 c) Comment la valeur de cette constante évolue-t-elle si l on augmente la température? Si la température augmente la réaction endothermique est favorisée. Les concentrations de I 2 et de H 2 augmentent. La constante d'équilibre augmente. ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 4

5 Question 5 : (9 points) Le gaz carbonique réagit avec l'eau pour former l'acide carbonique selon l'équation décrite par l équilibre suivant: CO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) Pour préparer les boissons gazeuses, les industriels injectent du CO 2 sous pression dans une solution de boisson "plate" froide. On obtient une solution sursaturée, des bulles de CO 2 s'en dégagent. Une fois la bouteille fermée, la production de bulles cesse. Lorsque vous ouvrez le bouchon de la bouteille, la production de bulles reprend. a) En vous basant sur le principe de déplacement d'équilibre, expliquer en détails pourquoi la production de bulles reprend. Si on ferme le bouchon la pression à l'intérieur de la bouteille augmente. Une augmentation de la pression du côté où il y a le moins de moles de gaz. Dans notre cas vers la droite. La quantité de CO 2 diminue donc plus de production de bulles. Lorsqu'on met une bouteille de boisson gazeuse fermée dans un four à micro-onde pendant quelques secondes, on observe l'apparition de bulles de CO 2 à cause du déplacement d'équilibre. b) Indiquez le sens exothermique de la réaction ci-dessus. Justifier. Si la température augmente on favorise la réaction endothermique, dans notre cas on favorise la formation de CO 2. C'est le cas lorsque la bouteille est mise au four à microondes. La réaction est donc exothermique de gauche vers la droite. H 2 CO 3 est un acide faible qui se dissocie partiellement selon: H 2 CO 3 CO H + c) Indiquer comment ce dernier équilibre est déplacé lorsque l on acidifie un soda gazeux. Si la concentration de H + augmente l'équilibre se déplace vers la gauche ; la concentration de H 2 CO 3 augmente. d) En se basant sur les considérations ci-dessus, expliquer ce que vous devriez observer en plus lorsqu'on ajoute du HCl à une boisson gazeuse. Justifier. Dans ce cas la concentration de H 2 CO 3 augmente (voir réponse c)). Mais alors d'après l'équation toute en haut de la page l'équilibre se déplacera vers la gauche et on observera la formation de CO 2. 2 ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 5

6 Question 6 : (5 points) Dans le laboratoire d un hôpital, on analyse des échantillons d urine et de sang. L échantillon d urine possède un ph de 5 et celui de sang affiche un ph de 7,4. a) Indiquez si chacun de ces échantillons est acide, basique ou neutre. Justifier. L'urine possède un ph acide alors que le sang un ph légèrement basique. En effet un milieu est acide lorsque le ph est inférieurs à 7, la concentration des ions H + est alors supérieur à celle des ions OH -. Lorsque le ph est supérieur à 7 la situation est inversée et le milieu est basique. Les milieux neutres ont un ph de 7. b) Calculez la concentration en ions H + et des ions OH - présents dans chaque échantillon. ph = 5 [H + ] = 10-5 mol/l [OH - ] = /10-5 mol/l = 10-9 mol/l ph = 7,4 [H + ] = 10-7,4 mol/l [OH - ] = /10-7,4 mol/l = 10-6,6 mol/l Question 7 : (7 points) Calculez le ph de : a) 20 ml de solution 0,3 mol/l de HCl. [H + ] = 0,3 mol/l ph = -log 0,31 ph = 0,52 b) 2 g de KOH dans 150 ml d eau. M KOH = 56,108 g/mol n KOH = 2g/56,108 g/mol = 0,0356 mol [KOH] = 0,0356 mol/0,150 L = 0,238 mol/l = concentration des OH - en solution [H + ] = /[OH - ] [H + ] = /0,238 mol/l = 4, mol/l ph = -log 4, ph = 13,38 ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 6

7 c) un mélange de 100 ml d eau et de 100 ml d une solution mol/l de HNO 3 La solution finale est deux fois moins concentrée. [HNO 3 ] f = 2, mol/l = concentration des H + en solution. ph = -log 2, = ph = 2,6 Oxydant Réducteur Potentiel d'oxydoréduction E en [V] (Fortement oxydant) F2 F- 2,87 Au+++ Au 1,50 MnO4-(milieu acide) Mn++ 1,49 Cl2 Cl- 1,36 NO3 (milieu acide) NO 0,96 Ag+ Ag 0,80 Fe+++ Fe++ 0,77 I2 I- 0,53 Cu++ Cu 0,34 H+ H2 0,00 Sn++ Sn -0,14 Ni++ Ni -0,25 Fe++ Fe -0,44 Zn++ Zn -0,76 Al+++ Al -1,66 Na+ Na -2,71 (Fortement réducteur) ER 2CH.DF 11 juin 2014 Page 7

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