Utiliser une solutions d’ammoniac
Données et rappels :
§ Produit ionique de l’eau : Ke = 1,0.10 –14.
- pKA des couples acide/base suivants :
H3O+(aq) / H2O(
) : pKA1 = 0
) : pKA1 = 0NH4+(aq) / NH3(aq) : pKA2 = 9,2
H2O(
) / HO–(aq) : pKA3 = 14
) / HO–(aq) : pKA3 = 14Une solution commerciale S0 d’ammoniac NH3(aq) de concentration C0 = 1,1 mol.L-1
peut être utilisée, après dilution, comme produit nettoyant (éviers, lavabos, …) ou
comme produit détachant (moquette, tapis, …).
peut être utilisée, après dilution, comme produit nettoyant (éviers, lavabos, …) ou
comme produit détachant (moquette, tapis, …).
On se propose d’étudier la solution S d’ammoniac de concentration CS : S est 100 fois
plus diluée que S0.
plus diluée que S0.
1.1 Préparation de la solution diluée S :
Faire la liste de la verrerie nécessaire pour préparer précisément un volume
V = 1,00 L de S à partir de S0.
V = 1,00 L de S à partir de S0.
1.2 Titrage de la solution diluée S :
On se propose de vérifier la valeur de la concentration C0 de S0.
Pour cela, la solution S est titrée par une solution d’acide chlorhydrique de
concentration Ca = 0,015 mol.L-1.
concentration Ca = 0,015 mol.L-1.
Dans un volume VS = 20 mL de la solution S, on verse progressivement la solution d’acide chlorhydrique et on mesure après chaque ajout le pH du mélange.
On peut alors tracer la courbe d’évolution du pH en fonction du volume de solution
acide ajoutée Va à l’aide d’un logiciel approprié. On trace aussi la courbe
d’évolution de la dérivée fdpH/dvb en fonction de Va.
acide ajoutée Va à l’aide d’un logiciel approprié. On trace aussi la courbe
d’évolution de la dérivée fdpH/dvb en fonction de Va.
Évolutions de pH et de dpH / dVa :
1.2.1 Faire un schéma légendé du dispositif expérimental de titrage.
1.2.2 Réaction de titrage :
Écrire l’équation bilan de la réaction de titrage (1) de la solution d’ammoniac S.
1.2.3 Détermination des concentrations :
1.2.3.a À partir des données expérimentales, déterminer le volume de solution
acide versé à l’équivalence VaE. Préciser la méthode employée.
acide versé à l’équivalence VaE. Préciser la méthode employée.
1.2.3.b En déduire la valeur de la concentration CS de la solution diluée S.
Déterminer alors la valeur de la concentration C0 de la solution S0.
Comparer la valeur trouvée à la valeur C0 donnée au début de l’énoncé.
Remarque : Pour la suite de l’exercice, on utilisera la valeur de C0 donnée au début de l’énoncé et la valeur correspondante de CS.
1.2.4 Autre repérage de l’équivalence :
Parmi les indicateurs colorés du tableau ci-dessous, déterminer celui qu’il faut
ajouter à la solution pour procéder le plus efficacement possible au titrage
précédent par une méthode colorimétrique. Justifier ce choix. Qu’observe-t-on
autour de l’équivalence dans ce cas ?
ajouter à la solution pour procéder le plus efficacement possible au titrage
précédent par une méthode colorimétrique. Justifier ce choix. Qu’observe-t-on
autour de l’équivalence dans ce cas ?
Indicateur coloré | Teinte acide | Zone de virage | Teinte basique |
Bleu de bromophénol | Jaune | 3,0 – 4,6 | Bleu-violet |
Rouge de méthyle | Rouge | 4,2 – 6,2 | Jaune |
Rouge de crésol | Jaune | 7,2 – 8,8 | Rouge |
1.3 Étude de l’équilibre dans la solution diluée S :
On considère maintenant un volume US = 1,0 L de la solution S.
1.3.1 Réaction acido-basique dans S :
Compléter l’équation bilan, notée (2) de la réaction entre l’ammoniac et l’eau :
NH3(aq) + H2O(
) = (2)
) = (2)1.3.1.a Donner l’expression littérale de la constante d’équilibre K associée à
l’équation de la réaction (2).
l’équation de la réaction (2).
1.3.1.b Exprimer K en fonction de Ke et KA2. Calculer K.
1.3.2. Composition de S :
1.3.2.a Reproduire puis compléter sur votre copie le tableau d’avancement, ci-dessous, associé à la transformation modélisée par la réaction d’équation (2).
Equation | |||||
Etat | Avancement (mol) | Quantité de matière (mol) | |||
Etat initial | 0 | Excès | 0 | 0 | |
Etat final | xéq | Excès | |||
Tableau d’avancement
Remarque :
A l’état initial, [NH3(aq)]i = CS (concentration de la solution S).
L’avancement à l’état final d’équilibre est noté xéq.
Le volume de la solution US est supposé constant (la dilution est négligée).
1.3.2.b En supposant que xéq est négligeable par rapport au produit CS.US,
montrer que
montrer que
1.3.2.c En déduire la valeur xéq. L’hypothèse est-elle justifiée ?
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Contrôle de sciences physiques T STLB
Exercice 1 : La loi de Pouillet ( 9 pts)
On associe en série une pile, un rhéostat, une résistance de protection, un ampèremètre et un voltmètre permettant de mesurer la tension uPN aux bornes de la pile.
uPN volt | 9 | 8,89 | 8,78 | 8,66 | 8,56 | 8,35 | 8,12 |
I(A) | 0 | 0,1 | 0,2 | 0,3 | 0,4 | 0,6 | 0,8 |
1) Faire le schéma du montage.
2) Tracer uPN=f(I) sur papier millimétré.
3) Déduire du graphe la force électromotrice E et la résistance interne de la pile.
4) Justifier le fait que la pile est un générateur linéaire de tension.
On relie un générateur de fem E=9 V et de résistance interne r=1,2 W à une portion de circuit comprenant un moteur ( fcem E'=4 V, r'= 2 W) et un conducteur ohmique R=20 W associés en série.
5) Déterminer l'intensité du courant dans le circuit électrique.
6) Calculer la puissance électrique dissipée par le circuit sous forme d’effet Joule.
Exercice 2 : Dosage de deux acides différents. ( 11 pts).
`
On titre un volume V1= 20,0 mL d'une solution d'acide HA1 ( courbe 1) de concentration C1 puis un volume V2= 20,0 mL d'une solution d'acide HA2 ( courbe 2) de concentration C2 avec de l'hydroxyde de sodium (soude) de concentration Cb=0,01 mol.L-1.
On suit au pHmètre les variations de pH au cours du dosage.
1) D'après l'allure des deux courbes , préciser la nature forte ou faible des acides HA1 et HA2.
2) Ecrire les équations des réactions de ces deux acides avec l'eau.
3) Donner l'expression de la constante d'acidité de l'acide faible.
4) Déterminer les coordonnées du point équivalent en précisant la méthode utilisée.
5) Ces résultats sont-ils en accord avec la question 1 au niveau du pH ?
6) Ecrire les équations des réactions de dosage et en déduire les concentrations C1 et C2.
7) Déduire de la courbe la valeur du pka du couple acide faible / base faible.
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Devoir de Terminale STL B à rendre le jeudi 6/01/2011
Exercice de chimie :
Données numériques à 25 °C.
E°(Fe3+/Fe2+) = 0,68 V ; E°(Ce4+/Ce3+)= 1,4 V ; masse molaire du fer :M=55,8 g.mol-1 .
Couple acide base acide ascorbique ( C6H8O6) / ion ascorbate ( C6H7O-) : pKa = 4,1.
Le Tudurféron est un médicament utilisé pour traiter l'anémie par carence de fer. Le principe actif est le sulfate de fer II. L'étiquette indique qu'un comprimé contient 80 mg d'élément fer.
On souhaite déterminer la concentration en ion fer II dans un comprimé. On dissout un comprimé dans un minimum d'eau et on dose la solution obtenue par une solution de sulfate de cérium IV.
0- Ecrire l'équation de la réaction de dosage.
1- Donner l'expression de la constante d'équilibre K de cette réaction en fonction des concentrations des espèces en solution.
2- Donner l'expression littérale des potentiels redox des deux couples mis en jeu lors du dosage.
3- Calculer K et expliquer pourquoi le dosage est possible.
La solution de sulfate de cérium IV a une concentration C1 =0,100 mol.L-1. Le volume à l'équivalence est VE= 14,3 mL.
4- Calculer la quantité de matière en ion fer II dans le comprimé.
5- En déduire la masse en élément fer d'un comprimé et la comparer avec l'indication de l'étiquette.
Le comprimé contient aussi de l'acide ascorbique, dont la formule brute est C6H8O6.
6- Ecrire l'équation de la réaction de dissociation de l'acide ascorbique dans l'eau.
7- Calculer le pH d'une solution d'acide ascorbique de concentration C=0,050 mol.L-1.
Justifier les approximations effectuées.
8- Bonnes fêtes à vous tous.
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DURÉE DE FONCTIONNEMENT D’UNE PILE CUIVRE – ALUMINIUM
Une pile est composée de deux demi-piles reliées par un pont salin (papier filtre imbibé d’une solution de K+ + Cl-). La première demi-pile est constituée d’une lame d’aluminium de masse m1 = 1,0 g qui plonge dans 50 mL de solution de sulfate d’aluminium (2Al3+(aq) + 3SO42-(aq)) de concentration en ion aluminium [Al3+(aq)] = 5,0.10-1 mol.L-1. La seconde est constituée d’une lame de cuivre de masse
m2 = 8,9 g qui plonge dans 50 mL de solution de sulfate de cuivre (Cu2+(aq) + SO42-(aq)) de concentration [Cu2+(aq)] = 5,0.10-1 mol.L-1.
m2 = 8,9 g qui plonge dans 50 mL de solution de sulfate de cuivre (Cu2+(aq) + SO42-(aq)) de concentration [Cu2+(aq)] = 5,0.10-1 mol.L-1.
On associe à cette pile un ampèremètre et une résistance en série.
1. Réaliser le schéma annoté de la pile.
2. L’ampèremètre indique que le courant circule de la plaque de cuivre vers la plaque d’aluminium à l’extérieur de la pile. Préciser, en le justifiant, la polarité de la pile. Compléter votre schéma en indiquant cette polarité. A quelle électrode y a-t-il oxydation réduction ? nommer les électrodes.
- L’équation d’oxydoréduction de fonctionnement de la pile est :
Cu2+(aq) + Al(s) = Cu(s) + Al3+(aq) (1)
Écrire les équations des réactions se produisant à chaque électrode puis ajouter les coefficients manquants au niveau de l’équation.
- Étude de la pile en fonctionnement.
4.1. Déterminer les quantités de matière initiales en moles des réactifs de l’équation chimique (1). Compléter le tableau descriptif de l’évolution du système (voir annexe à rendre avec la copie). En déduire la valeur de l’avancement maximal.
4.2. Calculer la quantité maximale d’électricité que peut débiter cette pile.
Données : F = 9,6.104 C.mol-1 ; M(Al) = 27,0 g.mol–1 ; M(Cu) = 63,5 g.mol–1
Couples redox : Cu2+(aq) / Cu(s) Al3+(aq) / Al(s)
ANNEXE
Tableau descriptif du système :
Équation | Cu2+(aq) + Al(s) = Cu(s) + Al3+(aq) | ||||
État du système | Avancement (mol) | Quantités de matière (mol) | |||
État initial | 0 | 14.10–2 | 2,5.10–2 | ||
En cours de transformation | x | ||||
Correction de l'exercice :
1. Schéma de la pile: ( voir le livre).
( Al(s) = Al3+(aq) + 3 e– ) ´ 2
DURÉE DE FONCTIONNEMENT D’UNE PILE CUIVRE – ALUMINIUM
1. Schéma de la pile: ( voir le livre).
2. Polarité de la pile:
Le courant circule de la plaque de cuivre vers la plaque d'aluminium, donc les électrons circulent de la plaque d'aluminium vers la plaque de cuivre.
La plaque d'aluminium (borne –) libère des électrons qui sont consommés à la plaque de cuivre (borne+).
3. A la cathode (+), il se produit une réduction, donc consommation d'électrons:
Cu2+(aq) + 2 e– = Cu(s)
A l'anode (–), il se produit une oxydation donc libération d'électrons:
Al(s) = Al3+(aq) + 3 e–
4.1. Qr,i = = 
= 2,0
= = 2,04.2. Qr,i << K , la réaction en sens direct prédomine largement par rapport à la réaction en sens inverse, la transformation évolue dans le sens de la formation de cuivre solide et d'ions aluminium. Ce qui est cohérent avec le sens du courant obtenu expérimentalement.
5. 
= [Cu2+(aq)]ini ´ V = 5,0.10–1 ´ 50.10–3 = 2,5.10–2 mol
= [Cu2+(aq)]ini ´ V = 5,0.10–1 ´ 50.10–3 = 2,5.10–2 molnAl ini = 
= = 3,7.10–2 mol
= = 3,7.10–2 mol| Équation | 3 Cu2+(aq) + 2 Al(s) = 3 Cu(s) + 2 Al3+(aq) | ||||
| État du système | Avancement (mol) | Quantités de matière (mol) | |||
| État initial | 0 | 2,5.10–2 | 3,7.10–2 | 14.10–2 | 2,5.10–2 |
| En cours de transformation | x | 2,5.10–2 – 3x | 3,7.10–2 – 2x | 14.10–2 + 3 x | 2,5.10–2 + 2x |
Si Cu2+ est le réactif limitant alors 2,5.10–2 – 3xmax = 0 soit xmax = 8,3.10–3 mol
Si Al est le réactif limitant alors 3,7.10–2 – 2xmax = 0 soit xmax = 1,9.10–2 mol
Le réactif limitant est celui qui conduit à l'avancement maximal le plus faible,
c'est Cu2+ et xmax = 8,3.10–3 mol.
5.2. ( Cu2+(aq) + 2 e– = Cu(s) ) ´ 3
( Al(s) = Al3+(aq) + 3 e– ) ´ 23 Cu2+(aq) + 2Al(s) = 3 Cu(s) + 2 Al3+(aq) (1)
Au niveau microscopique:
A chaque fois que la réaction a lieu une fois, 6 électrons sont transférés au circuit extérieur.
Au niveau macroscopique: la réaction a lieu xmax mol fois.
Ainsi ce sont 6xmax mol d'électrons qui sont transférés au circuit extérieur. Chaque mole d'électrons porte une charge de F coulombs.
Qmax = 6xmax.F
Qmax = 6´8,3.10–3´9,6.104
Qmax = 4,8.103 C calcul effectué avec la valeur non arrondie de xmax
Qmax = 1,3 A.h
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À RENDRE AVEC LA COPIE
Contrôle de sciences physiques T STLB
Exercice 1 : Préparation de la solution à titrer ( 12 pts) :
Le sulfate de fer (Fe2+ + SO42- ) constitue le principe actif de nombreuses solutions destinées à combattre la chlorose ferrique des végétaux. Il est utilisé pour revitaliser les gazons. L'étiquette d'une solution commerciale indique qu'elle contient, 6,0 % en masse d'élément fer soit une concentration molaire égale à 1,09 mol.L-1.
Afin de vérifier l'indication portée par l'étiquette, on procède au titrage de la solution commerciale S. Cette solution étant trop concentrée pour être titrée directement, il est nécessaire de la diluer.
1-1 Indiquer le matériel nécessaire pour réaliser avec précision un volume de 100,0 mL de solution S' dix fois moins concentrée que la solution commerciale.
1-2 Quelle est sa nouvelle concentration molaire C1 ?
Titrage de la solution S' :
On souhaite déterminer précisément la concentration C1 en ion fer (II) Fe2+ de la solution S' par titrage potentiométrique. Pour cela, on prélève un volume V1 = 10,0 mL de la solution S' dans laquelle on plonge une électrode de mesure et une électrode de référence. La solution titrante utilisée est une solution acidifiée de sulfate de cérium IV (Ce4+ + 2SO42-) de concentration c2 = 0,100 mol/L. On note V2 le volume de solution titrante versée et E le potentiel de l'électrode de mesure donné par rapport à l'électrode standard à hydrogène.
2-1 Ecrire l'équation de la réaction de titrage.
2-2 Donner la définition de l'équivalence du titrage.
2-3 A l'aide de la courbe ci-dessous, déterminer le volume équivalent VE.
2-4 Calculer la concentration molaire c1 de la solution S'.
2-5 En déduire la concentration molaire de la solution S puis Comparer avec l'indication donnée par l'étiquette à l'aide d'un calcul d'écart relatif.
2-6 Quels sont les potentiels des couples Fe3+ / Fe2+ et Ce3+ /Ce4+ ?
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Exercice 2 ( 8 pts ) : On réalise l’électrolyse du Chlorure de sodium.
1-1 La réaction est-elle spontanée ou bien forcée, justifier.
1-2 Compléter la légende du schéma avec le sens des porteurs de charge et celui du courant électrique. Nommer les électrodes, dites ou se passe l’oxydation, la réduction.
1-3 A partir des couples redox présentés, écrire les demi-équations d’oxydo-réduction puis l’équation de la réaction.
Données : Cl2 / Cl- E° = 1,36 V H2O/ H2 E° =0 V 1F = 96500 C.mol-1
On laisse circuler un courant électrique de 10A pendant 50 minutes dans le circuit.
2-1 Calculer la quantité d’électricité Q utilisée pendant cette durée.
2-2 Quel volume de dichlore récupère-t-on ? ( Vm = 24L.mol-1)
2-3 Quel volume de dihydrogène se dégage à l’autre électrode ?
À RENDRE AVEC LA COPIE
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