bn3scient.doc devoirenclasseiii105.doc tp3solutionselectrolytiques2006.doc solutionselectrolytiques.doc Doc_ex0_C3_reactions_totales_ou_limitees{ETUDES (EXERCICE ET COURS)}
Questions de physique
Exercice A :
Oscillateurs mécaniques, oscillateurs électriques
Les deux parties de cet exercice sont indépendantes.
I. Pendule élastique : ( 8 Points )
Un pendule horizontal est composé d'un solide S de masse m, reposant sur le sol et maintenu par deux ressorts identiques de raideur k. La position du centre d'inertie G de S est repérée au cours du temps par son abscisse x(t) sur un axe (Ox) horizontal. Les deux ressorts restent étirés au cours du mouvement.
L’origine O de l'axe correspond à l'abscisse de G à la position d'équilibre, selon la figure 1 ci-dessous.
O x(t) x
Figure 1
1. On démontre que, si on néglige les frottements, l'équation différentielle qui régit le mouvement du solide S s'écrit : m + 2kx= 0 (équation (1)).
Montrer que la fonction x(t) =A . cos (w0 t + j ) où A, w0 et j sont des constantes, est solution de l'équation (1) pour une expression particulière de w0 qu'on précisera.
2. La masse du solide S est m = 500 g, la constante de raideur de chaque ressort est k = 12,5 N.m-1. En déduire la valeur numérique de la période propre To de cet oscillateur.
3. On appelle vx(t) la valeur algébrique du vecteur-vitesse du mouvement du solide S sur (Ox). À l'instant t= 0, le solide S subit un choc. Ceci communique au solide une vitesse vx(0) = + 0,12 m.s-1. On suppose qu'à cet instant t= 0, x(0) = 0. Établir les valeurs des constantes A et j, ainsi que l'expression numérique de x(t) . Que représente la constante A ?
4. Tracer approximativement l'allure de la courbe représentative de x(t) .
II. Analogies électricité-mécanique : ( 6 points )
Le dispositif mécanique modélisé par l'équation (1) peut être simulé par le circuit (L, C) représenté sur la figure 2 ci-dessous, où la bobine ne possède aucune résistance.
1. Ecrire la relation liant la charge q et la tension uC aux bornes du condensateur. Citer les unités.
2. Ecrire la relation liant l’intensité i du courant et la tension uL aux bornes de la bobine. Citer les unités.
3. Ecrire la relation liant l’intensité i du courant et la charge q(t)
4. En déduire l'équation différentielle à laquelle obéit q(t) (On l'appelle « équation (2) ».)
5. En considérant que x(t) est « l'analogue mécanique » de q(t), préciser en le justifiant, quel est l'analogue mécanique :
a) de l'inductance L de la bobine; b) de la capacité C du condensateur;
c) de l'intensité i(t) du courant dans le circuit.
6. La résistance totale R du circuit précédent n'est jamais négligeable dans la réalité. Modifier en conséquence l'équation (2) en tenant compte de R.
uC uL C L
i
Figure 2
Exercice B :
Chute libre avec vitesse initiale ( 6 points )
Une bille de masse m, considérée comme ponctuelle, glisse sur une table horizontale. Elle est animée d’un mouvement rectiligne uniforme. Sa vitesse est égale à 15 cm.s-1. ( figure 3 ) Le plateau de la table est situé à 80 cm du sol. La bille sort de la table à l’instant t = 0 s et tombe sur le sol. ( figure 4 )
1. Faire l’inventaire des forces s’exerçant sur la bille au cours du mouvement de chute libre, les frottements sur l’air et la poussée d’Archimède étant considérés comme négligeables.
2. Etablir les équations horaires du mouvement dans le repère (O ; , ) pour lequel l’origine O est le bord de la table, le vecteur unitaire est horizontale suivant la trajectoire de la bille sur la table et le vecteur unitaire est vertical vers le bas.
Figure 3
O x
z bille
H sol
Figure 4
3. En déduire l’équation cartésienne de la trajectoire de la bille.
4. Calculer la durée pour que la bille atteigne le sol.
5. A quelle distance du point H, pied de la verticale du point O sur le sol, tombe la bille ?
Données : masse de la bille m = 20 g. intensité de la pesanteur g = 10 m.s-2.
Questions de chimie
Chimie générale
1 Autour du chlorure d’hydrogène (4 points)
1.1 Donner la configuration électronique de l’atome de chlore
1.2 Donner la formule et le nom de l’ion auquel il peut facilement donner naissance
1.3 Justifier l’existence de cet ion
1.4 Donner la représentation de Lewis de la molécule de chlorure d’hydrogène HCl
2 La solution aqueuse de chlorure d’hydrogène (acide chlorhydrique) (3 points)
2.1 Écrire la réaction se produisant lors de la dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau
2.2 Calculer la quantité de matière en chlorure d’hydrogène dissoute dans un volume V = 400 mL de solution de pH = 2,5
3 Dosage d’un mélange acide chlorhydrique de concentration C1 et acide éthanoïque CH3COOH de concentration C2 par la soude (11 points)
On réalise le dosage du mélange S par une solution de soude de concentration Cb = 0.120 mol.L-1
Le volume de solution dosée E = 10 mL La méthode utilisée est la pHmétrie
3.1 Faire un schéma légendé du montage
3.2 Donner le nom et le rôle de chaque électrode
3.3 Écrire les équations de réaction du dosage, calculer pour chacune la constante associée et conclure
3.4 Les volumes équivalents obtenus sont respectivement V1 = 7,6 mL
et V2 = 14.7 mL 3.4.1 Donner l’allure de la courbe pH = f(Vsoude)
3.4.2 Indiquer pour chaque volume équivalent l’espèce chimique dosée
3.5 Donner les relations à l’équivalence
3.6 Calculer la concentration C1 et la concentration C2
4 Préparation d’une solution tampon (4 points)
On désire préparer V = 3L d’une solution tampon de pH = 5,2 et de concentration molaire Ct = 2,00 mol.L-1
On dispose
d’une solution d’acide éthanoïque de concentration Ca = 3,50 mol.L-1 d’une solution de soude de concentration Cb = 4,00 mol.L-1
d’eau pure
Calculer les volumes Va d’acide, Vb de soude et Ve d’eau à utiliser
Chimie organique
5 Étude d’un protocole expérimental : réaction d’estérification (8 points)
Mode opératoire
A Dans un réacteur de 250 mL muni d’une ampoule de coulée, d’un réfrigérant à reflux et d’un système d’agitation, on introduit 20,0g d’acide benzoïque et 75 mL d’éthanol absolu. On verse 6 mL d’acide sulfurique concentré goutte à goutte à l’aide d’une ampoule de coulée en agitant ; on chauffe à reflux pendant 55 minutes
B Le milieu réactionnel est transvasé dans une ampoule à décanter contenant de l’eau glacée, on ajoute 50 mL d’éther et on sépare la phase aqueuse de la phase organique
C Après les opérations de lavage, séchage, et distillation on recueille une masse m = 18,63g d’ester
5.1 Écrire l’équation de réaction d’estérification
5.2 Quel est le rôle de l’acide sulfurique ?
5.3 Quel est le rôle de l’éther ?
5.4 Calculer les quantités de réactifs introduits
5.5 Calculer la masse théorique de benzoate d’éthyle
5.6 Calculer le rendement de la synthèse
Données numériques
Numéro atomique du chlore : Z(Cl) = 17
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H |
Cl |
| Masse molaire(g mol-1) |
1 |
35.5 |
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CH3COOH /CH3COO- |
H3O+ / H2O |
H2O / OH- |
| pKa |
4,8 |
0 |
14 |
|
|
M(g mol-1) |
densité |
Pourcentage massique |
Teb(°C) |
|
| Acide benzoïque C6H5COOH
|
122,12 |
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|
249 |
|
Ethanol
C2H5OH |
46,07 |
0,785 |
|
78,4 |
Très inflammable Soluble dans l’eau et l’éther
|
Acide sulfurique
|
98,08 |
1,84 |
95% |
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Corrosif ; provoque de graves brulures Réaction très exothermique avec l’eau
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| Ether diéthylique
|
|
|
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34,6 |
Inflammable et explosif |
| Benzoate d’éthyle C6H5COOC2H5
|
150,18 |
1,051 |
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212 |
Peu soluble dans l’eau Soluble dans l’éther et l’éthanol
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Option B) - Questions relatives aux sciences et technologies des
produits alimentaires Question 1 - (10 points)
Grâce à des exemples détaillés, expliquez les procédés de fermentation, leurs utilisations et intérêts. Question 2 - (10 points)
Les glucides : structure biochimique et composition, utilisation et substitution éventuelle en agroalimentaire. ************ TP chimie 1èreS
SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES
Les tests s’effectueront dans un tube à essai en utilisant 2 mL de solution et quelques gouttes de réactif.
I. MISE EN SOLUTION D’UN SOLUTÉ SOLIDE, LIQUIDE OU GAZEUX
1) Mise en solution du chlorure d’hydrogène gazeux (HCl) : exp du jet d’eau
a) Compléter le schéma de l’expérience du jet d’eau.
b) Pourquoi l’eau est-elle aspirée dans le ballon ?
c) Identifier les ions présents dans la solution obtenue.
d) Ecrire l’équation de dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau.
2) Mise en solution de l’acide sulfurique pur liquide (H2SO4)
Exp : - Remplir un bécher d’environ 200 mL d’eau.
- Y plonger un thermomètre.
- Ajouter avec précaution 10 mL d’acide sulfurique concentré.
- Observer la variation de température.
a) Recopier la conclusion suivante, en choisissant les termes appropriés :
Cette dissolution provoque une baisse/élévation de température : elle prend/dégage de la chaleur.
On dit qu’elle est exothermique/athermique/endothermique.
b) Identifier les ions présents dans la solution obtenue.
c) Ecrire l’équation de dissolution de l’acide sulfurique dans l’eau.
3) Mise en solution du sulfate de cuivre solide (CuSO4)
On veut préparer 100 mL de solution de sulfate de cuivre de concentration c CuSO4 = 0,10 mol.L–1 par dissolution du sulfate de cuivre solide.
a) Déterminer la masse de sulfate de cuivre à peser.
b) Préparer la solution selon le protocole ci-dessous.
c) Identifier les ions présents dans la solution obtenue.
d) Ecrire l’équation de dissolution du sulfate de cuivre dans l’eau.
Protocole expérimental de préparation d’une solution par dissolution :
- Introduire le solide dans une fiole jaugée de volume choisi
- ajouter de l’eau distillée dans la partie renflée
(on prendra soin de rincer l’entonnoir et le verre de montre qui ont servi à la préparation
et d’introduire l’eau de rinçage dans la fiole ).
- Boucher et agiter jusqu’à dissolution complète du solide.
- Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge
(bas du ménisque tangent au trait de jauge)
- Agiter une dernière fois.
II. PRÉPARATION D’UNE SOLUTION
On veut préparer une solution ionique (S1) de permanganate de potassium (KMnO4) de concentration
c1 = 2,0.10-3 mol.L-1. Envisageons 2 techniques possibles…(On ne demande pas de préparer ces solutions).
1) Technique de dissolution
a) Ecrire l’équation de dissolution du permanganate de potassium dans l’eau.
b) Calculer la masse de permanganate de potassium à peser pour préparer 50 mL de solution.
c) Faire une liste du matériel nécessaire à cette préparation.
2) Technique de dilution
a) Rappeler la relation qui existe lors d’une dilution entre la concentration cm et le volume vm de solution mère à prélever, la concentration cf et le volume vf de solution fille.
b) Calculer le volume de solution à prélever si on dispose d’une solution mère de concentration
c0 = 1,0.10-2 mol.L-1.
c) Faire une liste du matériel nécessaire à cette préparation.
Protocole expérimentale préparation d’une solution par dilution :
- prélever le volume vm de solution mère à la pipette jaugée
- introduire ce volume dans une fiole jaugée de volume vf
- compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge
- boucher et agiter
Conclusion : Quelle est la méthode la plus adaptée pour préparer S1 ? Pourquoi ?
.
III. REALISATION D’UNE ECHELLE DE TEINTE
DETERMINATION DE
LA CONCENTRATION D’UNE SOLUTION INCONNUE
Une échelle de teintes est constituée d’une série de solutions filles, de concentration croissante, préparées à partir d’une même solution mère et ayant le même volume final.
La solution mère étant colorée, les solutions filles présenteront un dégradé de cette couleur.
L’écart de concentration entre 2 solutions filles successives indique la précision de l’échelle de teintes.
On dispose d’une solution mère (S0) de permanganate de potassium de concentration 5,0.10-4 mol.L-1.
a) Proposer un protocole expérimental permettant de réaliser une échelle de teintes d’une précision de
0,5.10-4 mol.L-1, comprenant une série de 10 solutions filles de 10 mL chacune.
L’exposer au professeur puis le rédiger.
b) Poser le calcul permettant la préparation de la solution (S1), puis dresser un tableau récapitulatif de vos
résultats, sur le modèle :
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S1
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S2
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S3
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S4
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S5
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S6
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S7
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S8
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S9
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S10
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| c fille
(mol.L-1)
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| Vmère (mL)
à prélever
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| Veau (mL)
à ajouter
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c) Comparer la solution inconnue à cette échelle de teintes et en déduire sa concentration molaire en
permanganate de potassium.
Ex0C3 EXERCICES SUR LES RÉACTIONS TOTALES OU LIMITÉES
1. Solution d’acide ascorbique
On prépare 500 mL d’une solution aqueuse en dissolvant dans l’eau pure 0,44 g d’acide ascorbique C6H8O6 ( vitamine C ) en poudre. Le pH de cette solution vaut 3,2 .
Le couple qui intervient est C6H8O6 / C6H7O6- ( ion ascorbate). MC = 12 g/mol MH = 1,0 g/mol MO = 16 g/mol
a. Calculer la concentration molaire en soluté apporté (ou introduit) dans cette solution aqueuse.
b. Montrer, en utilisant la variation du pH au cours de la dissolution, qu’une réaction s’est produite entre l’acide ascorbique et l’eau. On admet que cette réaction est très rapide.
c. Écrire l’équation de cette réaction et montrer qu’il s’agit d’une réaction acido-basique. Identifier les 2 couples acido-basiques.
d. Construire son tableau d’avancement. On définira préalablement l’avancement x et on calculera l’avancement maximal xm.
e. Calculer l’avancement final xf en utilisant la valeur du pH de la solution.
f. La réaction étudiée est-elle totale ou limitée ? Justifier la réponse. Calculer le taux d’avancement final.
g. Donner la composition finale de la solution en quantités de matière, puis calculer les concentrations molaires finales des espèces en solution.
h. Expliquer pourquoi on parle alors d’équilibre chimique. En quoi est-il dynamique ?
2. Solution d’acide chlorhydrique
On dissout 1,0 L de chlorure d’hydrogène gazeux HCl dans 1,0 L d’eau pure, sans variation de volume.
La mesure du pH de cette solution d’acide chlorhydrique donne 1,4. volume molaire gazeux : Vm = 25 L.mol-1
a. Calculer la concentration molaire de cette solution en soluté introduit.
b. Montrer que la dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau constitue une réaction acido-basique. Écrire l’équation de cette réaction, qu’on admettra très rapide. Identifier les 2 couples acido-basiques mis en jeu dans cette réaction.
c. Dresser le tableau d’avancement de cette réaction.
d. Déterminer les valeurs de l’avancement maximal et de l’avancement final. Conclure. Que vaut le taux d’avancement final ?
e. Calculer les concentrations molaires finales des espèces présentes dans la solution . Est-il correct d’écrire sur l’étiquette d’un flacon contenant de l’acide chlorhydrique la formule « HCl » ? Justifier.
f. À partir de la solution précédente, on désire préparer par dilution 200 mL d’une solution chlorhydrique de concentration molaire 2 mmol.L-1 . Quel volume de solution initiale doit-on prélever ? Quelle verrerie doit-on utiliser ?
3. Dilution d’une solution d’acide méthanoïque
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L’acide méthanoïque, ou acide formique (de formica = fourmi), de formule HCOOH, constitue le liquide projeté par les fourmis sur leurs adversaires. De même, les démangeaisons désagréables provoquées par les orties sont dues à l’acide méthanoïque.
On mesure le pH de différentes solutions d’acide méthanoïque.
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| c ( mol/L )
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1,0 ´ 10-1
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1,0 ´ 10-2
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1,0 ´ 10-3
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a. Écrire la formule de la base conjuguée de l’acide méthanoïque. Nommer-la.
b. À l’aide de l’équation de la réaction entre l’acide méthanoïque et l’eau, et de son tableau d’avancement, établir la relation :
, t étant le taux d’avancement final et c la concentration molaire de la solution.
c. Calculer la valeur de t correspondant à chacune des 3 solutions.
d. Comment évolue le taux d’avancement final quand on dilue une solution d’acide méthanoïque ?
4. Une solution aqueuse d’acide perchlorique HClO4 aq , de concentration molaire en soluté apporté cHClO4 =2,00´10-3mol.L-1 a un pH=2,70.
a. Écrire l’équation de la réaction entre l’acide perchlorique et l’eau. Indiquer les 2 couples acido-basiques mis en jeu dans cette réaction
b. Construire le tableau d’avancement de la réaction précédente. Déterminer l’avancement maximal, l’avancement final et le taux d’avancement final. Conclure.
c. Faire l’inventaire des espèces chimiques présentes dans cette solution à l’état final.
5. Une solution aqueuse d’acide hypochloreux HClOaq , de concentration molaire en soluté apporté cHClO = 1,0 ´ 10-2 mol.L-1 , a un pH = 4,7
a. Écrire l’équation de la réaction entre l’acide hypochloreux et l’eau. Indiquer les 2 couples acido-basiques mis en jeu dans cette réaction.
b et c : même questions que l’exercice 5
6. Le chlorure d’ammonium NH4Cl est un solide ionique, soluble dans l’eau.
Celle-ci disperse les ions chlorure et ammonium. Les ions chlorure sont indifférents (ou spectateurs).
a. Écrire l’équation de dissolution.
b. Une solution aqueuse de chlorure d’ammonium, de concentration molaire en soluté introduit c = 1,0 ´10-1 mol.L-1 , a un pH = 5,1.
· Montrer qu’il y a eu réaction entre l’ion ammonium et l’eau.
· Construire le tableau d’avancement de la réaction précédente.
· Déterminer l’avancement maximal, l’avancement final et le taux d’avancement final. Conclure.
Devoir en classe III,1 : Chimie 3BC
Question 1
a) Le dioxyde de silicium (SiO2) est un composé covalent très répandu sur notre terre. On le connaît sous le terme « sable ». Donner sa formule de Lewis ainsi que sa structure géomètrique.
b) L’ammoniac (NH3) est un composé important pour la fabrication d’engrais. Donner sa formule de Lewis ainsi que sa structure géomètrique.
c) Le sulfure d’hydrogène est un gaz qui présente une odeur d’œufs pourris. Donner sa formule de Lewis ainsi que sa structure géomètrique.
(2+2+2=6)
Question 2
a) En introduisant du chlorure d’hydrogène gazeux dans de l’eau, on obtient une solution qu’on appelle acide chlorhydrique. Expliquer à l’aide d’une équation simple ce qui se passe lors de la dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau.
b) Dans un litre d’eau, on peut solubiliser jusqu’à 500 litres de chlorure d’hydrogène (sous c.n.t.p.). Calculer la concentration molaire de la solution obtenue (on suppose que le volume de la solution obtenue vaut 1 litre).
(2+4=6)
Question 3
Rédiger les équation moléculaires et ioniques correspondantes. Nommer tous les corps :
a) réaction entre une solution concentrée d’acide chlorhydrique et d’oxyde de zinc II
b) réaction entre une solution diluée d’acide chlorhydrique et du carbonate de magnésium
c) réaction entre une solution diluée d’acide chlorhydrique et du platine
Remarque : l’oxyde de zinc II et le carbonate de magnésium sont des composés insolubles dans l’eau
(10)
Question 4
On ajoute 20ml d’une solution d’acide chlorhydrique 1M à 0,5g de magnésium. Est-ce que tout le magnésium est consommé lors de cette réaction? Si non, calculer la masse du magnésium qui reste.
(8)
aurélie dec 2000
| concours aide technique labo 95
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| 1
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électrolyse
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| On remplit un tube en U d'une solution acidifiée de chlorure d'étain (II) de concentration 0,1 mol.L-1. On plonge une électrode en graphique de chaque côté du tube en U. On impose une tension entre les deux électrodes à l'aide d'un générateur de tension continue et réglable.
1. Faire un schéma de l'expérience en indiquant en particulier le sens du courant ainsi que l'anode et la cathode.
2. Indiquer le produit de la réaction obtenu à chaque électrode.
3. Ecrire l'équation de la réaction observée à chaque électrode et l'équation-bilan de l'électrolyse.
corrigé
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sens du courant : sort de la borne positive de la pile.
cathode signifie réduction : Sn2+ + 2e- donne Sn métal.
anode signifie oxydation : 2Cl- donne Cl2 +2e-
bilan : Sn2+ + 2Cl- donne Sn + Cl2.
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| 2
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préparation d'une solution d'acide chlorhydrique
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| Vous disposez d'une solution commerciale d'acide chlorhydrique dont l'étiquette indique :
densité par rapport à l'eau d= 1,18 pourcentage massique en chlorure d'hydrogène dissous : 35 %
masse molaire du chlorure d'hydrogène : 36,5 g/mol. Calculez :
1. la masse m d'un volume V=1L de cette solution.
2. la masse m' de chlorure d'hydrogène dissous dans le même volume.
3. la concentration C en chlorure d'hydrogène dissous dans cette solution ( avec une décimale).
4. A l'aide de cette solution commerciale, on vous demande de préparer 100 mL d'une solution A de concentration Ca = 0,5 mol/L. Calculez le volume v (en mL avec une décimale) de la solution mère que vous devrez prélever.
5. Dressez la liste du matériel necessaire. Décrivez le protocole opératoire de votre préparation.
corrigé
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| HCl masse molaire : 36,5 g mol-1.
1180 grammes par litre soit 1180*0,35 = 413 g HCl dissout ou 413 / 36,5 = 11,31 mol L-1.
volume pipette(mL)* concentration de la solution mère = volume fiole jaugée (mL) * concentration finale
volume pipette = 100*0,5 /11,3 = 4,4 mL
prélever 4,4 mL à la pipette + pipeteur
placer dans fiole jaugée de 100 mL
compléter avec de l'eau distillée.
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| 3
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préparation du chlorure d'hydrogène
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1. Rappelez les formules : de l'acide sulfurique, du chlorure de sodium, du chlorure de calcium,
2. Quel est le rôle de la colonne desséchante ?
3. Pourquoi le chlorure d'hydrogène n'est-il pas recuelli sur une cuve à eau ?
4. Pourquoi le flacon destiné à recueillir le chlorure d'hydrogène a-t-il son ouverture tournée vers le haut ?
5. Citez une autre méthode de préparation du chlorure d'hydrogène.
6. Légendez le schéma ci-dessous en utilisant les termes suivants : eau / chlorure d'hydrogène / acide chlorhydrique
- Pourquoi le jet d'eau jaillit-il avec force ?
- On met quelques gouttes d'hélianthine dans la cuve. Quelle est alors sa couleur / Justifiez
- Que devient cette couleur dans le ballon ? Justifiez.
corrigé
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| H2SO4, NaCl, CaCl2.
la colonne désséchante élimine l'eau entrainée par le gaz HCl.
Le chlorure d'hydrogène très soluble dans l'eau ne peut pas être recueilli sur la cuve à eau.
Le chlorure d'hydrogène a une densité supérieur à celle de l'air, il occupe la partie basse du récipient.
L'eau + hélianthine (orange vers pH=7)sont dans le cristallisoir, le chlorure d'hydrogène est dans le ballon.
Le chlorure d'hydrogène se dissout dans l'eau : il en résulte une dépression dans le ballon et une aspiration du liquide.
L'acide chlorhydrique résulte de la dissolution du chlorure d'hydrogène dans l'eau :
l'hélianthine est rouge en milieu acide.
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| 4
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dosage acide fort base forte.
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| On vous demande de déterminer la concentration molaire Cb d'une solution aqueuse B de soude (hydroxyde de sodium), en présence d'un indicateur coloré. Pour cela vous doserez cette solution B par la solution A d'acide chlorhydrique préparée au paragraphe précédent.
1. Ecrivez l'équation de la réaction entre les solutions A et B.
2. Quel indicateur coloré devez-vous choisir ? Justifiez votre réponse.
3. Vous prélevez un volume Va=10 mL de solution A que vous placez dans un erlenmeyer.
4. Pourquoi utilisez vous un erlenmeyer plutôt qu'un bécher ?
5. Faites un schéma légendé du montage.
6. Vous versez la soude jusqu'au virage de l'indicateur. Vous notez alors le volume correspondant Vb=20 mL.
7. Calculez la concentration Cb de la solution B.
corrigé
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dosage acide fort base forte : pH=7 à l'équivalence.
La zone de virage de l'indicateur coloré doit contenir cett valeur pH=7 donc bleu de bromothymol
H3O+ +HO- donne 2H2O
La forme tronconique de l'elenmeyer est préférable à la forme cylindrique du bêcher (pas de perte de matière)
A l'équivalence acide base CaVa=CbVb (monoacide et monobase)
0,5*10=20*Cb
Cb=0,25 mol L-1.
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| 5
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chimie organique
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| Dans l'inventaire de votre laboratoire, vous retrouvez cinq flacons qui ont perdu leurs étiquettes. Par déduction vous savez qu'il s'agit de propan-1-ol, de propanal, d'acide propanoïque, de butanone, et de 2-méthylpropan-2-ol.
1. Donner la formule semi-développée, la fonction et la classe éventuelle de chacun des composés cités.
2. Soit A, B, C, D, E les cinq produits à identifier. Vous les testez d'abord à la D.N.P.H pour les classer en deux groupes : le groupe I constitué de A et B qui donnent un précipité jaune, le groupe II constitué de C,D et E qui ne donnent pas de précipité.Conclusions ?
3. Vous testez ensuite les deux groupes avec une solution acide de permanganate de potassium violette : dans le groupe I, A donne une décoloration et B ne réagit pas, dans le groupe II, C donne une décoloration. D et E ne réagissent pas. Conclusions ?
4. Vous testez enfin D et E avec du papier pH : D est nettement plus acide, E est pratiquement neutre. Conclusions ?
5. On fait réagir l'acide propanoïque sur le 2-méthylpropan-2-ol : donnez la formule semi-développée et la famille du composé organique obtenu.
6. On fait réagir l'acide propanoïque sur l'ammoniac : donnez la formule semi-développée et la famille du composé organique obtenu après chauffage.
corrigé
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| propan-1-ol : CH3-CH2-CH2OH alcool primaire
propanal : CH3-CH2-CHO aldehyde
acide propanoïque: CH3-CH2-COOH
butanone : CH3-CH2-CO-CH3 cétone
2-méthylpropan-2-ol : alcool secondaire
A et B : propanal et butanone possédant le groupe carbonyl CO
C, D et E, les deux alcools et l'acide.
A est l'aldehyde qui s'oxyde en acide propanoïque.
C est l'alcool primaire qui s'oxyde en aldehyde puis en acide carboxilique.
D est l'acide propanoïque .
ester : propanoate de 1-méthyléthyle
amide : propanamide
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électronique
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| Un professeur a réalisé un montage à l'aide d'un amplificateur opérationnel. Une tension triangulaire est appliquée à l'entrée du montage. Les voies A et B d'un oscilloscope visualisent respectivement les tensions d'entrée Ue et de sortie Us. La face avant de cet oscilloscope est représentée ci-dessous :
1. Sans faire de calcul, pouvez-vous dire si les tensions Ue et Us ont la même période ? Justifiez votre réponse. Calculez la période T et la fréquence f de la tension Us.
2. Justifiez sans calcul, le fait que le montage est amplificateur. Ce montage est-il inverseur ou non-inverseur ? Justifiez.
3. Calculez les amplitudes des tensions Ue et Us. Calculez le facteur d'amplification A.
4. L'alimentation de l'amplificateur opérationnel se fait par un générateur (+15V ; V ; -15V). Donner l'ordre de grandeur de la tension de saturation Usat . Justifiez votre réponse.
5. On vous demande alors de préparer un tel montage comportant deux conducteurs ohmiques de résitance R1 et R2. Faire la liste du matériel nécessaire.
6. Faites le schéma complet du montage que vous allez réaliser. Donnez sans démonstration l'expression du facteur d'amplification en fonction de R1 et R2. La résistance R1 valant 1000 ohm, déduisez la valeur de R2.
corrigé
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Les 2 courbes ont la même période: 8 divisions soit 4 ms =4 10-3 s
fréquence 1/4 10-3 =250 Hz.
l'amplitude de la tension de sortie est 4 fois plus grande que l'amplitude de la tension d'entrée.
Montage inverseur : lorsque la tension d'entrée passe par un maximum, la tension de sortie passe par un minimum.
amplitude Ue : 1 div *0,1 =0,1 V
amplitude Us :4 div * 2=8 V
inverseur : -8/0,1 = -80.
l'amplitude de la tension de sortie ne peut pas être supèrieure à 15V.
ajouter le générateur +15 -15V au montage
-1000 / R2 = -80 d'où R2=12,5 ohms.
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chute libre
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1. Légendez ce schéma en utilisant les termes suivants : imprimante / capteur / règle / bille / interface / ordinateur / cellules photélectriques
2. Quels sont les rôles du capteur ? de l'interface ? du logiciel ? Que signifie le sigle EXAO ?
3. Après avoir réalisé plusieurs enregistrements , l'écran de l'ordinateur affiche le tableau suivant :
| n° saisie
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t(s)
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h(m)
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v(m/s)
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| 1
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0,09677
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0,05
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0,99258
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| 2
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0,138
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0,1
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1,40
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| 3
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0,19761
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0,2
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1,988
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| 4
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0,242
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0,3
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2,402
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| 5
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0,281
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0,4
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2,774
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| 6
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0,315
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0,5
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3,126
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| 7
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0,346
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0,6
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3,446
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| 8
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0,374
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0,7
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3,71
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| 9
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0,399
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0,8
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3,98
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a) Que représente les lettres t, h , v ?
b) Le mouvement de chute de bille est-il uniforme ? Pourquoi ?
c) Calculer la vitessse moyenne de la bille entre les enregistrements n°3 et n°8.
Après avoir choisi l'option “représentation graphique”, vous obtenez l'écran suivant :
- De quel graphe s'agit-il ?
- Quelle est la nature du mouvement de chute de la bille ? Justifiez votre réponse.
- Que représente l'indication a ?
- Que représente la valeur +9.810 ? Précisez son unité .
- Que représente la valeur +0.03 ? Précisez son unité .
corrigé
(1) : capteur de départ + électroaimant ; (2) : bille
(3) : cellules photélectriques (4) : règle (5) : ordinateur
(6) : imprimante (7) : interface
capteur : transforme un signal optique en signal électrique
interface : converti un signal analogique en numérique
logiciel : assure le traitement des données reçues
EXAO expériences assistées par ordinateur
t : temps (s) ; h : distance parcourues (m) et v : vitesse (ms-1)
distance et temps ne sont pas proportionnelles donc le mouvement n'est pas uniforme.
vuitesse moyenne = distance parcourue / durée du parcours
(0,7-0,2) / (0,374 - 0,1976) =2,83 ms-1.
graphe : vitesse en fonction du temps
v = a t donc h = 0,5 g t², mouvement uniformément accéléré.
a représente l'accélération de la pesanteur en m s-2.
+ ou - 0,03 représente la précision du résultat
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ondes sonores
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| On réalise une expérience à l'aide d'un haut-parleur branché sur un générateur basse fréquence, de deux microphones M1 M2 respectivement branchés sur les voies 1 et 2 d'un oscilloscope.On déplace sur une même direction de propagation du son, M2 par rapport à M1 qui reste fixe tout au long de l'expérience. On relève la première position rencontrée pour laquelle les deux oscillogrammes sont en opposition de phase, soit M'1M'2=19 cm ; puis la première position pour laquelle les deux oscillogrammes (voir schéma ci-dessous) sont en phase, soit M''1M''2 = 38 cm.
Durée de balayage : 0,2 ms/div. Sensibilité verticale pour les deux voies : 1 V/div.
1. Déterminer l'amplitude du signal reçu en M2
2. Déterminer la fréquence et la période du son émis par le haut parleur.
3. Déterminer la longueur d'onde du signal sonore.
4. Déduire de ces valeurs la célérité du son.
5. On éclaire le haut-parleur à l'aide d'un stroboscope sans modifier les réglages précédents.Proposer 3 valeurs de fréquence des éclairs permattant d'obtenir l'immobilité apparente du haut-parleur.
corrigé
amplitude en M2= 2/3 de l'amplitude en M1.
période : 6 divisions soit 6*0,2 =1,2 ms =1,2 10-3 s
fréquence 1/ 1,210-3 = 833 Hz
longueur d'onde : 0,38 m
célérité du son d'ans l'air : 0,38*833 = 316 ms-1.
fréquence des éclairs : 833 Hz et sous multiples.
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SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES
I. Solution électrolytique.
Une solution électrolytique est une solution contenant des ions. Elle conduit le courant et est électriquement neutre.
Elle est obtenue en dissolvant une substance, appelée soluté, dans un liquide appelé solvant. Si le liquide est l’eau, alors les solutions obtenues seront appelées solution aqueuse.
II. L’eau solvant.
1) Liaison polarisée dans une molécule.
Une liaison de covalence A—B se forme par la mise en commun de deux électrons célibataires, créant ainsi un doublet. La liaison formée assure la stabilité de l’ensemble et le doublet est partagé par les deux atomes.
Cependant, certain éléments chimiques sont plus avides d’électrons et attirent plus le doublet de la liaison que les autres : on dit qu’ils ont une plus grande électronégativité que les autres.
Ainsi, dans une liaison H—O, l’élément oxygène est nettement plus électronégatif que l’élément hydrogène, donc le doublet d’électrons n’est plus réparti symétriquement, et la liaison est polarisée : δ+ HàO δ-.
2) Molécule dipolaire.
Lorsqu’une molécule comporte une ou plusieurs liaison polarisées, alors le barycentre des charges partielles positives et celui des charges partielles négatives ne sont pas forcement au même endroit : la molécule est alors polaire.
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Ici, le barycentre des charges positives se trouve au centre de la liaison H—H, alors que le barycentre des charges négatives se trouve en l’élément O.
Les deux barycentres ne coïncident donc pas.
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Exemples :
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Dans ce cas si la molécule se répartie en un segment, le barycentre des charges négatives se trouve donc en C, barycentre lui-même des charges positives.
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3) L’eau solvant polaire.
L’eau est une molécule dipolaire, elle constitue donc un solvant efficace pour dissoudre des molécules petites et dipolaires, ainsi que les ions, qui sont des espèces chargées électriquement.
III. Dissolution de solide ionique.
1) Qu’est ce qu’un solide ionique ?
Les solides ioniques contiennent des cations et des anions. Ils sont électriquement neutres, il y a donc globalement autant de charges positives que de charges négatives. La stabilité de l’ensemble est assurée par l’interaction entre les charges de signes opposés (interaction coulombienne). Les cristaux ioniques ne conduisent pas l’électricité, car, dans un cristal, les ions sont immobiles, contrairement aux électrons de conductions dans le métal.
Les cristaux ioniques présentent un arrangement très ordonné dans les trois directions de l’espace et ceci sur de grandes distances.
2) Ions à connaître :
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Formule
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Nom
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Formule
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Nom
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| H3O+
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Ion oxonium
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HO-
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Ion hydroxyde
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| Na+
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Ions sodium
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F-
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Ion fluorure
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K+
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Ion potassium
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Cl-
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Ion chlorure
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Ag+
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Ion argent
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Br -
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Ion bromure
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| Ca2+
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Ion calcium
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I-
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Ion iodure
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| Mg2+
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Ion magnésium
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NO3-
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Ion nitrate
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| Fe2+
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Ion fer II
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SO42-
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Ion sulfate
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| Fe3+
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Ion fer III
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HCO3-
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Ion hydrogénocarbonate
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| Cu2+
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Ion cuivre II
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CO32-
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Ion carbonate
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| Zn2+
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Ion zinc
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PO43-
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Ion phosphate
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| Al3+
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Ion aluminium
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MnO4-
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Ion permanganate
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3) Solvatation des ions.
En solution aqueuse, les ions sont entourés de plusieurs molécules d’eau ; ils sont alors solvatés et la solution est homogène. L’eau est un bon solvant des espèces ioniques, car c’est une molécule dipolaire. On note la solvatation par l’eau en utilisant l’indice ( aq ) à droite de l’ion.
4) Formule chimique d’une solution ionique.
Les solutions sont neutres, donc l’ensemble des charges positives doit compenser exactement l’ensemble des charges négatives
5) Formule statistique et équation de dissolution.
Lorsque les solides ioniques sont mis en solution dans l’eau, leur structure se fragmente jusqu’à dispersion complète de tous les ions. On peut alors noter l’équation de dissolution :
Solide ionique à ions solvatés.
NaCl(s) à Na+ (aq) + Cl-(aq)
6) Concentration molaire effective.
Lors de la dissolution d’un solide ionique, on obtient des ions. Or, jusqu’à présent, la concentration molaire étudiée était la concentration molaire « c » en soluté apporté, donc ici en solide ionique dissous.
On peut désormais considérer la concentration réelle d’une espèce chimique dissoute X. Cette concentration molaire effective se not [X] et s’exprime en mol.L-1.
IV. Dissolution de molécules polaires.
1) Le chlorure d’hydrogène gazeux.
La molécule de chlorure d’hydrogène est polaire (car l’élément chlorure est plus électronégatif que l’élément hydrogène) et ce gaz est très soluble dans l’eau. La dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau donne de l’acide chlorhydrique selon la réaction :
HCl(g) + >H2O(l) à H3O+(aq) + Cl-(aq)
(H+ ne peut exister seul en solution, on rajoute donc une molécule d’ H2O)
invafr220109paultezanouaveugles.mp3
documen INTéGRAL DOUBL3.pdf
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