acide bromoéthanoïque, thiosulfate, alcools, étamage, méthanal : Berck 2010.

Acide bromoéthanoïque . couple acide /base :C2H3BrO2 /C2H3BrO2-.
On disout m =1,2 g de cet acide dans V = 500 mL d'eau distillée. Le pH de la solution estégal à pH =2,3.
Calculer le pKa de ce couple acide base. (2,4 ; 2,7 ; 3,1 ; 4,8 ; 9,2 ; aucune réponse exacte )

Masse molaire M = 2*12+3+80+32=139 g/mol
Quantité de matière n = m/M = 1,2 / 139 = 8,64 10-3 mol.
Concentration en soluté apporté : c = n/V = 8,63 10-3/0,5 = 1,73 10-2 mol/L.
C2H3BrO2 +H2O =C2H3BrO2- +H3O+. Ka = [H3O+][C2H3BrO2-] / [C2H3BrO2]
La solution est électriquement neutre ( l'ion hydroxyde est négligeable à pH = 2,3 ) : [H3O+]=[C2H3BrO2-] = 10-2,3 =5,0 10-3 mol/L.
Conservation de l'élément carbone : [C2H3BrO2] = c-[C2H3BrO2-] =1,73 10-2 -5,0 10-3 =1,23 10-2 mol/L.
Ka = 5,0 10-3 *5,0 10-3 / 1,23 10-2 =2,0 10-3 ; pKa = 2,7.


acide chlorhydrique et thiosulfate de sodium.
On mélange V1 = 45 mL d'une solution aqueuse de thiosulfate de sodium de concentration en soluté apporté c1 = 0,13 mol/L et un volume V2 = 5,0 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration c2 =0,10 mol/L. La transformation est lente et on observe la formation d'un précipité jaune qui trouble peu à peu la solution. Dans cette transformation, appelée dismutation, l'ion thiosulfate réagit avec lui même.
Couple oxydant / réducteur : S2O32-aq / S (s) ; SO2aq / S2O32-aq.
Calculer le quotient de cette réaction quand le pH devient égal à 2,8.
( 1,5 104 ; 2,5 104 ; 1,5 105 ; 2,5 105 ; 5,5 105 ; aucune réponse exacte )

réduction : S2O32-aq + 4e- +6H+aq = 2S (s) + 3H2O.
oxydation : S2O32-aq +H2O = 2SO2aq + 2H+aq + 4e- .
oxydoréduction : 2S2O32-aq +4H+aq = 2S (s) + 2H2O + 2SO2aq.
S2O32-aq +2H+aq = S (s) + H2O + SO2aq.

	avancement (mol)	S2O32-aq	+2H+aq	= S (s)	+ SO2aq	+ H2O
initial	0	V1c1 =0,045*0,13 =5,85 10-3	V2c2 =0,005*0,1 =5 10-4	0	0	solvant
en cours	x	5,85 10-3-x	5 10-4-2x	x	x	large
	x =2,1 10-4	5,64 10-3	7,92 10-5	2,1 10-4	2,1 10-4	excès

 

(5 10^-4-2x) / (0,050) = 10^-pH = 10^-2,8 =1,58 10^-3 mol/L
5 10^-4-2x = 1,58 10^-3 *0,050 =7,92 10^-5 ;  x = 2,1 10^-4 mol.
(5 10-4-2x) / (0,050) = 10-pH = 10-2,8 =1,58 10-3 mol/L
5 10-4-2x = 1,58 10-3 *0,050 =7,92 10-5 ; x = 2,1 10-4 mol.


Qr =[SO2aq] / ([S2O32-aq][H+aq]2 )
[SO2aq] =2,1 10-4 /0,050 =4,2 10-3 mol/L ;
[S2O32-aq] =5,64 10-3 /0,05 =0,1128 mol/L ;
[H+aq] =1,58 10-3 mol/L
Qr =[4,2 10-3] / ([0,1128][1,58 10-3]2 )=1,5 104.

Solubilité du chlorure de plomb.
On dissout m0 = 1,00 g de chlorure de plomb dans V = 500 mL d'eau distillée. le solide n'est pas entièrement dissout et on note m la masse de solide non dissous.
On mesure la conductivité de la solution s = 1,11 mS cm-1.
lPb2+ = 14,0 mS m2 mol-1 ; lCl- = 7,63 mS m2 mol-1 ;
Calculer m ( en mg).
( 252 ; 312 ; 370 ; 412 ; 472 ; aucune réponse exacte )


PbCl2(s) = Pb2+aq + 2Cl-aq ;
On note C la concentration en soluté apporté.
la solution est électriquement neutre : 2[Pb2+aq] =[Cl-aq] = 2C mol m-3.
s = lPb2+[Pb2+aq] + lCl-[Cl-aq] = (2 lCl-+ lPb2+) C.
s =0,111 S m-1. 0,111 = (2*7,63 +14,0) 10-3 C ; C = 3,794 mol m-3 = 3,79 10-3 mol/L.
Quantité de matière de solide dissout : n = C V = 3,79 10-3 *0,5 = 1,90 10-3 mol
n = m/M avec M = 207,2 + 2*35,5 =278,2 g/mol.
masse de solide dissout : n M = 278,2 *1,90 10-3 =0,528 g
m = 1,00-0,528 =0,472 g= 472 mg.

Alcools saturés non cycliques de formule brute C5H12O.
Parmi les affirmations suivantes, combien y en a t-il d'exactes ?
- Il existe 8 alcools isomères correspondants à cette formule brute. Vrai.
pentan-1-ol ; pentan-2-ol ;pentan-3-ol
2-méthylbutan-1-ol ; 2-méthylbutan-2-ol ; 3-méthylbutan-1-ol ; 3-méthylbutan-2-ol ; 2,2-diméthylpropan-1-ol.
- le 2-méthylbutan-1-ol est l'un de ces isomères. Vrai.
- Il y a 5 isomères qui sont des alcools secondaires. Faux.
pentan-2-ol ; pentan-3-ol ; 3-méthylbutan-2-ol ;
- l'alcool tertiaire a pour nom 2,2-diméthylpropan-1-ol. Faux.
2-méthylbutan-2-ol ;
- 7 isomères peuvent subir une oxydation ménagée. Vrai.
Seul l'alcool tertiaire ne subit pas d'oxydatin ménagée.


Etamage.
C'est une opération qui consiste à déposer une couche d'étain sur une pièce métallique. On souhaite déposer une couche d'étain d'épaisseur 85 µm sur toute la surface d'un cube d'acier de 4,0 cm de côté.
L'anode est constituée d'un morceau d'étain pur, la cathode est formée par le cube d'acier.
Les deux électrodes sont immergées dans une solution de sulfate d'étain (II). l'intensité est constante I = 5,8 A.
Masse volumique de l'étain r = 7,31 g/cm3 ; 1F = 96500 C mol-1.
Calculer la durée en minutes nécessaire pour réaliser l'étamage du cube d'acier.
( 12 ; 18 ; 22 ; 28 ; 32 ; aucune réponse exacte ).


Aire des 6 faces du cube : 6 a2 = 6*4,02 =96 cm2; volume d'étain : 96*85 10-4 =0,816 cm3.
Masse d'étain : m =volume fois masse volumique = 0,816*7,31 =5,96 g.
Quantité de matière d'étain n = m / M = 5,96 / 118,7 =5,03 10-2 mol
Sn2+aq + 2e- = Sn(s) ; quantité de matière d'électron : 2n =0,10 mol
Quantité d'électricité correspondante : Q = 0,10*96500 = 9650 C.
durée : 9650 / 5,8 =1,67 103 s ~ 28 min.

Méthanal.
On dispose d'une solution aqueuse commerciale de méthanal notée S0. On souhaite vérifier le pourcentage massique en méthanal pur de cette solution. On suit le protocole suivant :
Etape n°1 : détermination de la densité de la solution commerciale.
On pèse une fiole jaugée vide de 100 mL sur une balance électronique, on trouve une masse m0 =61,4 g. On remplit cette fiole jaugée de la solution S0 jusqu'au trait de jauge et on la pèse, on trouve une masse m1 =170,4 g.
Calculer la densité d de la solution commerciale.

masse de la solution : m = 170,4-61,4 =109 g ; volume V = 100 mL
masse volumique : m/V = 109/100 = 1,09 ; densité d = 1,09.

Etape n°2 : dilution de la solution commerciale.
On verse le contenu de la fiole jaugée de 100 mL dans une fiole jaugée de 1000 mL On complète avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge, on bouche et on homogénéise la solution. Cette solution diluée est notée S1
Etape n°3 : préparation du mélange réactionnel.
Dans un becher de 250 ml, on introduit 20,0 mL de solution S1 puis 10,0 mL d'une solution d'eau oxygénée à 35 % et enfin 30,0 mL d'une solution d'hydroxyde de potassium ( K+aq + HO-aq) de concentration en soluté apporté c2 =1,00 mol/L. On place le becher pendant 15 min au bain-marie. On modélise la transformation chimique qui a lieu par l'équation suivante :
2HCHO aq+H2O2(l) +2HO-aq = 2HCOO-aq +H2(g) + 2H2O(l).(1)
Calculer le titre en volume de l'eau oxygénée.
1 L d'eau oxygénée contient 35 % en masse de peroxyde d'hydrogène H2O2. La densité de cette solution est d = 1,13.
Masse m de peroxyde d'hydrogène H2O2 : m = 1,13*0,35=0,3955 kg =395,5 g
Quantité de matière correspondante : n = m/M = 395,5 / 34 =11,63 mol/L
Dismutation de H2O2 : H2O2 = H2O + ½O2(g).
Quantité de matière de dioxygène : 0,5*11,63 =5,816 mol.
Titre de l'eau oxygénée : 5,816*22,4 =130 volumes.



Etape n°4 : titrage des ions hydroxyde en excès..
On laisse refroidir le mélange réactionnel. On dose les ions hydroxyde en excès par une solution aqueuse d'acide chlorhydrique de concentration cA =1,00 mol/L. Volume d'acide versé à l'équivalence VA = 7,8 mL.
Ecrire l'équation chimique support du dosage.
Titrage acide fort base forte : HO-aq + H3O+aq = 2H2O(l).
Calculer la quantité de matière n0 de méthanal contenu initialement dans 20,0 mL de S1.
Quantité de matière d'ion hydroxyde ( en mmol) :
initiale : 30*c2 = 30 mmol
en excès : 7,8 cA =7,8 mmol
ayant réagit : 30-7,8 = 22,2 mmol
Quantité de matière de méthanal dans 20 mL de S1 :
d'après les nombres stoechiométriques de (1) : n0 =22,2 mmol.
En déduire le pourcentage massique de méthanal pur dans la solution commerciale.
22,2 *1000/20 = 1110 mmol = 1,11 mol de méthanal dans 1 L de S1 ou dans 100 mL de S0.
masse de méthanal : n M = 1,11 *(12+2+16) = 33,3 g.
masse de 100 mL de solution commerciale : 109 g.
% massique : 33,3/109*100 =30,55 ~31 %.
Calculer la quantité de matière de peroxyde d'hydrogène ( en mmol) restant .
Quantité de matière initiale : 10*11,63 = 116,3 mmol
Quantité de matière de peroxyde d'hydrogène ayant réagi :
d'après les nombres stoechiométriques de (1) : 22,2 / 2 = 11,1 mmol
Quantité de matière restante : 116,3-11,1 =105 mmol.

Diagramme des niveaux d'énergie d'un atome : concours kiné Assas 2010.

Diagramme des niveaux d'énergie d'un atome : concours kiné Assas 2010.

On cherche à reconstituer le diagramme de quelques niveaux d'énergie d'un atome X. On notera 1 le niveau d'énergie fondamental de cet atome.
Quelle est l'expression de la longueur d'onde l associée à un photon d'énergie E.

E = h c/l ; l = hc/E.

Calculer la valeur de la constante hc en eV nm.

h = 6,60 10-34 J s = 6,60 10-34 /1,6 10-19 eV s ~4,125 10-15 eV s.
c = 3 108 m /s = 3 108 * 109 nm /s = 3 1017 nm/s
hc = 4,125 10-15 *3 1017 = 1,24 103 e V nm.

Les photons émis lors des transitions 3 --> 1 et 2--> 1 ont respectivement pour longueur d'onde l31 =25,6 nm et l21 = 30,3 nm.
Quelle est l'expression litérale de DE32, la différence d'énergie entre les niveaux 2 et 3 ?
E3-E1 = hc / l31 ; E2-E1 = hc / l21 ; E3-E2 = hc [ 1 / l31-1/ l21 ]


Quelle est sa valeur en eV ?
E3-E2 = hc [ 1 / l31-1/ l21 ] = 1,24 103[1/ 25,6 -1 / 30,3] =7,51 eV.

Quelle est la longueur d'onde l32 correspondant à la transition électronique 3--> 2 ?
E3-E2 = hc / l32 ; l32 = hc / DE32 = 1,24 103/ 7,51 =165 nm.
L'énergie d'ionisation de l'atome X vaut 54,4 eV.
Calculer les valeurs des énergies des trois premiers niveaux énergétiques de X.
E3-E1 = hc / l31 ; E3=E1 + hc / l31 ; -54,4+1,24 103 /25,6 = -5,96 eV.
E2-E1 = hc / l21 ; E2=E1 + hc / l21 ; -54,4+1,24 103 /30,3 = -13,5 eV.

Pendules élastiques dans un véhicule : freinage, descente : Assas 2010.

Un véhicule à moteur se déplace le lond du chemin rectiligne ABCD. La portion AB est horizontale, la portion BCD est inclinée d'un angle a par rapport  à l'horizontale.

On considère deux solides ponctuelsS et S', de même masse m = 100 g. Le solide S est attaché à la paroi intérieur du véhicule par un ressort de raideur k = 10 N/m, de longueur à vide L0 = 80 cm. S peut se déplacer sans frottement le long d'une tige rigide, fixée au véhicule, parallèle à son vecteur vitesse. L'ensemble constitue un pendule élastique (S).
Le solide S' est attaché au plafond du véhicule par un ressort identique au précédent. L'ensemble constitue un pendule élastique (S'). Un fil MN fixé à l'intérieur du véhicule, perpendiculaire au plancher de celui-ci, représente la "verticale" du véhicule. On prendra g = 10 m s-2 et sin a = 0,20.
Portion AB du chemin :
Le véhicule freine de façon uniforme. Le vecteur accélération de son centre d'inertie a pour norme a = 2,0 m s-2.
Représenter les forces appliquées au solide S et calculer la longueur ( en cm) du ressort S.

Lors du freinage, la vitesse diminue : l'accélération est négative.
k(L-L0)=ma ; L= L0+ ma/k =0,80 -0,1*2/10 =0,78 m = 78 cm.

Représenter les forces appliquées au solide S' et calculer la longueur ( en cm) du ressort S' et son inclinaison q.

L = L0 +mg /(k cos q) = 0,80 +0,1*10 /(10*0,98) =0,90 m = 90 cm.
Portion BC du chemin :
Le centre d'inertie du véhicule est en mouvement rectiligne uniforme.
Calculer la longueur ( en cm) du ressort de (S).
D'après le principe d'inertie, la somme vectorielle des forces appliquées au solide S est nulle.

Le ressort est comprimé.
k(L0-L)=mg sin a ; L = L0 - mg sin a / k = 0,80 - 0,1*10*0,2 / 10 = 78 cm.
Représenter les forces appliquées au solide S' et calculer la longueur ( en cm) du ressort S' et son inclinaison q.

Le ressort est vertical : q = a =11 °.


Portion CD du chemin :
Le moteur du véhicule est arrêté. Le véhicule n'est soumis à aucune force de frottement, mais uniquement à son poids et aux réactions normales de la chaussée sur les roues.
Donner sans démonstration, l'expression de la norme de l'accélération du centre d'inertie du véhicule.
Référentiel terrestre supposé galiléen : la vitesse du véhicule augmente lors de la descente ; l'accélérartion est positive : a = g sin a = 10 *0,2 = 2 m s-2.

Calculer la longueur ( en cm) du ressort de (S).

 k(L-L₀)=0 ; k n'est pas nul donc L=L₀ = 80 cm.

Représenter les forces appliquées au solide S' et calculer la longueur ( en cm) du ressort S' et son inclinaison q.

 

Le ressort est dirigé suivant MN : par rapport à MN l'angle est nul.
L = L0 +mg cos q/k = 0,80 + 0,1*10*cos11 / 10 =0,80 +0,098 ~ 90 cm.

oxydoreduction, electrolyse, saponification Assas 2010 correction

Le zinc
On donne : Fe²⁺aq + Zn(s) = Zn²⁺aq + Fe(s) (1) ; constante d'équilibre K₁ = 1,40 10¹¹ à 25°C.
On dispose :
- d'une solution aqueuse S₁ de sulfate de fer (II) de concentration en soluté apporté 5,00 10^-2 mol/L
- d'une solution aqueuse S₂ de sulfate de zinc (II) de concentration en soluté apporté 2,00 10^-1 mol/L.
Toutes les expériences se déroulent à 25°C. On ne prendra en compte que les couples oxydant / réducteur suivants : Fe²⁺aq/Fe(s) ; Zn²⁺aq / Zn (s) et H⁺aq / H₂(g).
Expérience 1 :
A l'instant t=0, on mélange, dans un grand becher, 200 mL de solution S₁, 100 mL de solution S₂, 5,56 g de fer et 6,54 g de zinc, puis on agite. On étudie la transformation de ce système chimique modélisée par l'équation (1).
Ecrire les demi-équations électroniques intervenant dans la réaction (1) et donner la nature de chacune des demi-réactions qui se produisent.
Fe²⁺aq + 2e^- =  Fe(s) : réduction de Fe²⁺aq

 Zn(s) = Zn²⁺aq + 2e^-  : oxydation de Zn(s).
Déterminer les quantités de matière d'ion fer(II) et d'ion zinc (II) initiales.
n(Fe²⁺)₀ =0,200 * 5,00 10^-2 = 1,00 10^-2 mol.
n(Zn²⁺)₀ =0,100 * 2,00 10^-1 = 2,00 10^-2 mol.
Calculer le quotient de réaction associé à l'équation (1) dans l'état initial.
Q_{r i} = [Zn²⁺aq]₀ / [Fe²⁺aq]₀ = n(Zn²⁺)₀/n(Fe²⁺)₀ =2.

Quel est le sens d'évolution spontané du système chimique étudié ?
Q_{r i} < K : le système chimique évolue spontanément dans le sens direct.
L'avancement dans l'état final est égal à 1,00 10^-2 mol.
Construire le tableau descriptif du système étudié et déterminer les quantités de matière des espèces présentes à l'état final.

avancement (mol)	Fe2+aq	+ Zn(s)	= Zn2+aq	+ Fe(s)
initial	0	1,00 10-2	6,54 / 65,4 = 0,100	2,00 10-2	5,56 / 55,6 = 0,100
en cours	x	1,00 10-2-x	0,100-x	2,00 10-2+x	0,100+x
final	xf	1,00 10-2-xf	0,100-xf	2,00 10-2+xf	0,100+xf
	1,00 10-2	0	0,1-0,01 =0,0900	3,00 10-2	0,110

Fe²⁺aq est en défaut :  1,00 10^-2-x_f = 0 : x_f =1,00 10^-2 mol.

Expérience 2 : On réalise le montage d'électrolyse schématisé ci-après. La solution électrolysée est une solution aqueuse de sulfate de zinc (II). Lorsque le circuit est fermé, on observe sur l'électrode de fer la formation d'un dépôt métallique et un dégagement de dihydrogène. Ecrire les demi-équations électroniques se produisant à l'électrode de fer. Le fer, relié à la borne négative du générateur, est une cathode où se déroulent des réductions ; les oxydants Zn²⁺aq et H⁺aq gagnent des électrons. Zn²⁺aq + 2e^- = Zn(s) ; 2H⁺aq + 2e^- = H₂(g).

Quel est l'intérêt pratique de ce dépôt métallique sur le fer ?

Le zinc recouvre le fer et le protège d'une oxydation par le dioxygène de l'air. Le zinc, plus réducteur que le fer, est oxydé et le fer est protégé tant qu'il y a du zinc.

Comment évolue la masse de l'électrode de zinc ?

L'anode en zinc s'oxyde : sa masse diminue.
Zn(s) = Zn²⁺aq + 2e^-.
Comment appelle t-on une telle électrolyse ?
Electrolyse à anode soluble.

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Comment ôter une tache de beurre ?
L'acide butanoïque ou acide butyrique, noté A est un acide carboxylique de formule semi-développée CH₃-CH₂-CH₂-COOH.
Nommer et mettre en évidence le groupe caractéristique.CH₃-CH₂-CH₂-COOH ; groupe carboxy.
L'action de l'acide butanoïque sur un réactif B conduit à la formation de C et D. C a pour formule semi-développée CH₃-CH₂-CH₂-COO-CH₂-CH₂-CH₃.
Nommer le produit C. A quelle famille appartient-il ?
 C est un ester : le butanoate de propyle.
Ecrire la formule semi-développée de B et donner son nom.propan-1-ol : HO-CH₂-CH₂-CH₃, alcool primaire.
Quelle est la nature du produit D ?
D est de l'eau H₂O.
La butyrine ou tributyrate de glycéryle est un corps gras présent dans le beurre. Cette molécule résulte de l'action de l'acide butyrique sur le glycérol de formule HOCH₂-CH(OH) -CH₂OH.
Ecrire l'équation modélisant la réaction de synthèse de la butyrine.

On mélangeune masse m₁ = 26,4 g d'acide butyrique et une quantité de matière n₂ =0,100 mol de glycérol.
Le mélange est-il stoechiométrique ?
Masse molaire de l'acide butyrique M = 4*12+8+32 =88 g/mol.
Quantité de matière d'acide butyrique n = m₁/M =26,4 / 88 =0,300 mol.
A partir de 0,1 mol de glycérol il faut 3*0,1 = 0,3 mol d'acide butyrique. Le mélange est stoechiométrique.
Après addition de quelques grains de pierre ponce, on chauffe à reflux ce mélange réactionnel. On obtient une masse m = 19,0 g de butyrine.
Calculer le rendement de cette synthèse.
Quantité de matière théorique de butyrine : 0,1 mol ; masse molaire de la butyrine : M = 15*12+26+6*16 =302 g/mol.
masse théorique de butyrine : 0,1*302 = 30,2 g.
rendement : masse réelle / masse théorique = 19,2 / 30,2 =0,636. ( 63,6 %)

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Le beurre contient plusieurs corps gras : l'oléine, la palmitine et la butyrine. La butyrine représente 35 % en masse du beurre. On étudie la fabrication d'un savon à partir de la butyrine. Pour cela on fait réagir 40,0 g de beurre avec un excès de potasse KOH concentrée. On chauffe ce mélange pendant 30 min. Après relargage, on observe la formation d'un précipité jaune. Nommer la réaction qui conduit à la formation du précipité et écrire l'équation la modélisant. Donner deux caractéristiques de cette réaction. Saponification du triester, réaction chimique lente, totale. Après élimination de l'excès de potasse, on étudie les qualités détergentes du savon sur une tache de beurre. Représenter schématiquement l'action du savon sur la tache de beurre. On schématise l'ion butyrate de la manière suivante : Le schéma ci-dessous représente une micelle de type " huile, graisse dans l'eau" 1 : huile, graisse 2 :  partie hydrophile du tensioactif 3 : partie hydrophobe du tensio-actif 4 : eau.