REVISION sc exp 2020-converti-3

Exercice 2: cinétique

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Exercice 3: cinétique
1. Ecrire les demi-équations d'oxydo-réduction des couples suivants :
H2O2/H2O (H2O2 est le peroxyde d'hydrogène) I2/I- S4O62-/S2O3 2- (ion tétrathionate/ion thiosulfate)
2. Dans un tube à essai on mélange 1mL de solution de diiode de concentration 10-2 mol.L-1 et une goutte
d'empois d'amidon.
a. Quelle est l'aspect de la solution ?
On ajoute ensuite 1mL d'une solution de thiosulfate de sodium de concentration C2= 10-1 mol.L-1.
Le contenu du tube se décolore instantanément.
b. Ecrire l'équation de la réaction associée à la transformation qui se produit dans le tube, responsable
de cette décoloration.
c. Peut-on considérer la transformation comme lente ou rapide, à l'échelle d'une observation visuelle ?
d. Quel est le réactif limitant ?
e. Quel volume minimal de solution de diiode devrait-on rajouter pour que le contenu du tube redevienne
bleu ?
3. On réalise, dans deux béchers A et B, deux mélanges identiques : 20mL de solution d'iodure de potassium
de concentration C1=3.10-1 mol.L-1, 20 mL d'acide sulfurique de concentration 1 mol.L-1, 60mL d'eau distillée et
quelques gouttes d'empois d'amidon.
Dans le bécher A, on ajoute 20mL de solution de peroxyde d'hydrogène de concentration
C3=4.10-2 mol.L-1. Immédiatement la solution prend une teinte légèrement bleuâtre, puis sa couleur fonce très
progressivement jusqu'à un bleu-violet foncé presque noir.
a. Ecrire l'équation de la réaction associée à la transformation qui se produit dans le bécher.
b. Peut-on considérer cette transformation comme lente ou rapide, à l'échelle d'une observation visuelle
c. Quel est le réactif limitant pour cette transformation et quel est son avancement maximal ?
4. Dans le bécher B on ajoute 1 mL de solution de thiosulfate de sodium de concentration
C2=10-1 mol.L-1 , puis 20mL de solution de peroxyde d'hydrogène de concentration C3=4.10-2 mol.L-1. La couleur
bleue de la solution n'apparaît qu'au bout de 30s.
a. Dans l'expérience étudiée, expliquer l'apparition de la couleur bleue au bout de 30s seulement.
b. Comparer la concentration en ions I- à l'instant (t=0) où on a ajouté le peroxyde d'hydrogène, et juste avant
la date t=30s où la solution devient bleue.
c. Déterminer la quantité de matière de diiode formé par la réaction entre H2O2 et I-, pendant ces trente
secondes.
d. Déterminer la concentration en peroxyde d'hydrogène dans le bécher B à t=0, puis à t=30s.
5. Dès que la couleur bleue apparaît, on rajoute dans le bécher à l'aide d'une burette graduée 1 mL de la
solution de thiosulfate de sodium.
a. La solution contenue dans le bécher redevient incolore. Expliquer pourquoi.
La couleur bleue réapparaît cette fois au bout de 50s.
b. Déterminer la quantité de matière de diiode formée par la réaction entre H2O2 et I-, pendant ces
cinquante secondes.
c. Comment peut-on expliquer que la couleur bleue n'apparaisse qu'au bout de 50s au lieu de 30s ?
6.
a. Entre les béchers A et B, y-a-t-il une différence de réactif limitant ou d'avancement maximal de la
réaction entre H2O2 et I-?
b. On continue l'expérience en ajoutant systématiquement dans le bécher B 1mL de solution de thiosulfate de
sodium dans le bécher dès que la couleur bleue réapparaît. Que peut-on prévoir concernant la durée entre
deux ajouts successifs ?

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c. Au bout d'un certain nombre d'ajouts, on constate que le contenu du bécher reste incolore. Quel volume de
solution de thiosulfate de sodium a-t-on alors ajouté ?
d. Tracer l'allure de l'évolution de l'avancement de la réaction entre H2O2 et I- dans le bécher B.
Exercice 4 : cinétique

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Notion d’équilibre chimique

✓ L’avancement maximale d’une réaction chimique, noté xm (xmax), est la valeur de son

avancement final xf lorsque le réactif limitant disparu totalement.

✓ Le taux d’avancement final noté f d’une réaction chimique est égale au quotient de son

avancement final xf par son avancement maximal xmax. f = .



✓ Si xf = xmax ou f=1 la réaction est totale.

✓ Si xf < xmax ou f<1 la réaction est limitée.

✓

Loi d’action de masse

• Pour l’équilibre chimique : a A(aq) + b B(aq) ⎯→;⎯ c C(aq) + d D(aq)

La fonction π des concentrations est définie par :

[ C ]c . [ D ]d [ C ]céq . [ D ]déq Constante
[ A ]aéq. [ B ]ébq d’équilibre
• = à l'équilibre dynamique K = éq =
[ A ]a . [ B ]b

• Si l’un des produits ou des réactifs est de l’eau (sauf l’estérification) ou un solide, il n’intervient pas
dans l’expression de π.

• : a une valeur indépendante de la concentration initiale. Elle dépend uniquement de la
température

• Conditions d’évolution spontanée

❖ Si < , la réaction directe est possible spontanément.
❖ Si > , la réaction inverse est possible spontanément.
❖ Si = la composition du système ne varie plus, on dit que le système a attient un état

d’équilibre chimique.

Exemple : Estérification – hydrolyse + alcool ⎯→;⎯ ester + eau
+ R’OH ⎯→;⎯ RCOOR’ + H2O
Acide carboxylique
RCOOH

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▪ Caractères de la réaction : lente, limitée et athermique.

▪

❖  (estérification) = [ester].[eau] et  (hydrolyse) = [acide].[alcool] .
[acide].[alcool ] [ester].[eau]

❖ K =  éq(esteriication) = [ester]éq .[eau]éq = n nest(éq). eau(éq)
[acide]éq .[alcool ]éq n nac(éq). al(éq)

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Exercice 1: équilibre chimique

Exercice 2: équilibre chimique
On mélange dans un erlenmeyer placé dans la glace, 24 mL d’acide éthanoïque CH3COOH et 24,5 mL
d’éthanol C2H5OH et 0,5 mL d’acide sulfurique concentré.

Le mélange est ensuite également réparti sur 7 tubes à essai surmontés chacun
d’un tube capillaire dont 6 sont placés à t = 0 dans un bain marie maintenu à
une température égale à 80°C selon le schéma ci contre, alors que le 7ème est

laissé à la température ambiante.

1) a- En exploitant les données du tableau suivant, montrer que chaque
tube renferme 0,06 mol d’acide et 0,06 mol d’alcool.

substance CH3COOH C2H5OH
masse molaire en g.mol-1 60 46
masse volumique en g.cm-3 1,05 0,79

b- Pourquoi le mélange est il préparé dans un erlenmeyer placé dans la glace ?
2) a- Écrire l’équation de la réaction qui se produit en utilisant les formules semi développées.

b- Dresser le tableau d’avancement du système chimique dans l’un des tubes à essai.
c- Déterminer l’avancement maximal xmax de cette réaction.

3) Afin de réaliser un suivi temporel de la synthèse de n en mol
l'acétate d’éthyle dans les six premiers tubes, on dose, à des
dates déterminées, l’acide restant dans chacun des tubes par 0,06 C1

une solution de soude de concentration molaire CB = 1mol.L-
0,04

1, en présence d'un indicateur coloré, la phénol phtaléine.

Avant chaque titrage, on plonge le tube dans un bain d'eau

glacée. 0,02

Les résultats expérimentaux des titrages successifs ont 0 C2 6 t(h)

permis de tracer les courbes ci contre, traduisant les quantités 24 8
de matière d’acide restant et d’ester en fonction du temps.

a) Quel est le rôle de l'indicateur coloré ?

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b- L'équation chimique associée au titrage de l'acide

carboxylique seul par la soude est la suivante : CH3COOH + OH− → CH3CO2− + H2O .

Écrire, à l’équivalence, la relation entre n(ac)rest, CB et Veq.

c- Déduire la relation : x = n (acide)O – CB VBeq .

d- Identifier, en le justifiant, les courbes C1 et C2.

4) a- Déduire graphiquement l’avancement final xf de la réaction.
b- Quelle est la composition du système à l’équilibre dynamique ?
c- Calculer le taux d’avancement final τf.
d- Exprimer la constante d’équilibre K de la réaction en fonction de τf puis la calculer.

5) a- Déterminer graphiquement 2 caractères de cette réaction.
b- Tracer, approximativement l’allure de la courbe d’évolution de l’ester formé dans le 7ème tube sur le même

graphique ci dessus et déduire l’effet de la température sur la réaction d’estérification.
* Préciser, si à la température ambiante, la valeur de K serait supérieure, inférieure ou égale à 4 ?

* Déduire un troisième caractère pour cette réaction.

6) Choisir parmi les affirmations suivantes celles qui correspondent au rôle du tube capillaire :
* Eviter les surpressions dans le tube à essai.
* Rendre la réaction totale.
* Condenser les vapeurs d’ester formées et empêcher que des constituants du mélange ne s’échappent.

Exercice 3: équilibre chimique

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Loi de modération

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Exercice 1: modération

On prépare à 25°C une solution (s) en ajoutant à un litre d’une solution de chlorure de fer (Fe3+ +
3Cl- ) de concentration 10-3 mol.L-1, quelques cristaux de thiocyanate de potassium KSCN
correspondant a 0.0909 mol de SCN-. L’ajout est suppose fait sans changement de volume.
Un complexe rouge sang de formule Fe(SCN)2+ apparaît et sa concentration[Fe(SCN)2+ ] est égale à
9.10-4 mol.L-1.

L’équilibre correspond à la formule de ce complexe est d’équation

Fe3+ + SCN- Fe(SCN)2+

1. Calculer la fonction des concentrations π associée à cette équation à l’état initial.

2. Déterminer l’avancement final de la réaction.

3. Montrer que la valeur de la constante relative à cet équilibre est k =100.
4. Au mélange (s) on ajoute un litre d’une solution contenant 5.10-5 mol de Fe3+ .

a- Dans quel sens évolue l’équilibre.
b- déterminer la nouvelle concentration de Fe(SCN)2+ lorsque l’équilibre est atteint .

Exercice 2: modération

On se propose d’ étudier l’équilibre gazeux schématise par l’équation suivante :

N2O4(g) 2 NO2(g)

1) On part initialement de 2 moles de N2O4 sous une pression P et à température t le taux

d’avancement de la réaction prend à l’équilibre la valeur f1 = 0.2

a- Dresser le tableau d’avancement de la réaction.

b- Déterminer la composition du mélange à l’équilibre.

2) A l’équilibre on ajoute a la température t sous la pression p et à volume constant une

quantité de NO2 . Préciser avec justification l’effet de cette augmentation sur l’équilibre.
3) On augmente la température du système ferme à pression constante le taux d’avancement

final de la réaction prend une nouvelle valeur f2 = 0.5

a- Comment varie la constante d’équilibre ?

b- Quelle est le caractère énergétique de la réaction de synthèse de N2O4 ? justifier.
4) Quelle est l’influence d’une diminution e pression à température constante sur l’équilibre ?

justifier.

Exercice 3: modération

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Les acides et les bases

➢ Constante d’acidité Ka et pKa .
La constante d’acidité Ka du couple A/B est la constante d’équilibre de réaction de l’acide A avec l’eau :

A + H2O ⎯→;⎯ B + H3O+

Remarque : pour le couple AH/A- AH + H2O ⎯→;⎯ A- + H3O+ exemple CH3COOH/ CH3COO - et

pour le couple BH+/B BH+ + H2O ⎯→;⎯ B + H3O+ exemple NH4+/NH3

Ka = [ B ]éq x [ H 3O+ ]éq pKa = -log Ka  Ka = 10-pKa
[ A ]éq

donc -log Ka = - log [B]éq/[A]éq - log [H3O+]éq  pH = pKa + log [ B ]éq
[ A ]éq

➢ Constante de basicité Kb et pKb.

La constante de basicité Kb du couple A/B est la constante d’équilibre de réaction de la base B avec l’eau :

B + H2O ⎯→;⎯ A + OH-

Remarque : pour le couple AH/A- A- + H2O ⎯→;⎯ AH + OH- exemple CH3COOH/ CH3COO -

et pour le couple BH+/B B + H2O ⎯→;⎯ BH+ + OH- exemple NH4+/NH3

Kb = [ A ]éq x [ OH - ]éq pKb = -log Kb  Kb = 10-pKb
[ B ]éq

donc -log KA = - log [A]éq/[B]éq - log [H3O+]éq  pH = pKA + log [ A ]éq
[ B ]éq

➢ Relation entre Ka et Kb pour un couple acide/base (A/B) :
❖ Ka . Kb = Ke avec ( Ke=10-14 à 25°C) et Ke =[ HO- ]éq . [ H3O+ ]éq est le produit ionique de l’eau

❖ pKa +p Kb = pKe avec ( pKe=14 à 25°C)

➢ pH et des solutions aqueuses

Il est défini par la relation : pH = - log [ H3O + ] qui équivaut à [ H3O + ] = 10 - pH

Nature de la solution Calcul de PH Calcul de C (mol.L-1) Domaine de validité
Acide fort pH = -log Ca Ca = 10-pH pH<6 (C <10-6mol.L-1)
Acide faible pH = ½( pKa –log Ca) pH<6(C <10-6mol.L-1)
Base forte pH = pKe +log Cb Ca = 10pka – 2pH pH>8 (C <10-6mol.L-1)
Base faible pH = ½ ( pKa +pKe +log Cb) Cb = 10pH - pKe pH>8 (C <10-6mol.L-1)
Cb = 102pH – pKe -pKa

60

➢ Comparaison de la force des acides et celles des bases :
❖ Selon la valeur de Ka (Kb ) ; pKa (pKb).

-Pour une même concentration, plus Ka du couple A/B est grand, plus l’acide A est fort.
-Pour une même concentration, plus pKa du couple A/B est grand, plus l’acide A est faible.
-Un acide fort est un acide plus fort que H3O+ pKa < -1,74.
-Un acide inerte est acide moins fort que H2O pKa > 15,74.
-Un acide faible est acide plus fort que H2O mais mois fort que H3O+.

-Pour une même concentration, plus Kb du couple A/B est grand, plus la base B est forte.
- Pour une même concentration, plus pKb du couple A/B est grand, plus la base B est faible

❖ Selon la concentration initiale :
-A pH égaux , l’acide le plus fort est celui qui correspond à la concentration initiale la plus faible.
-A pH égaux , la base la plus forte est celle qui correspond à la concentration initiale la plus faible.

❖ Selon la valeur du pH :
-A concentration égales, l’acide le plus fort est celui de la solution dont le pH est le plus faible
-A concentration égales, la base la plus forte est celle de la solution dont le pH est le plus grand.

➢ Force d’un acide – Force d’une base :
❖ Cas d’un acide : ( pH et C)

-Pour connaitre la force d’un acide, il suffit de calculer [H3O+] = 10-pH et la comparer à C :
Si [H3O+] < C ( f <1) -----> l’acide est faible ; Si [H3O+] = C ( f =1) -----> l’acide est fort.

❖ Cas d’une base : ( pH et C )
-Pour connaitre la force d’une base , il suffit de calculer [OH-] = 10pH-pKe et la comparer à C :
Si [OH-] < C ( f <1) -----> la base est faible ; Si [OH-] = C ( f =1) -----> la base est forte.

61

Exercice 1: acide-base

Exercice 2: acide-base

On prélève séparément un volume Vo = 5 mL de deux solutions aqueuses (S1) d’une base (B1) et (S2)
d’une base (B2), de même pH = 11,1 et on complète dans chaque cas avec de l’eau distillée jusqu’à
100 mL. On obtient deux nouvelles solutions (S’1) et (S’2) de pH respectives 9,8 et 10,4.
1) Donner le nom de l’opération réalisée pour passer de (S1) et (S2) à (S’1) et (S’2) et préciser la
verrerie qu’on doit utiliser pour réaliser le travail avec précision.
2)a) Calculer le nombre no de moles d’ions hydroxydes contenus dans le volume Vo prélevé.
b) Calculer les nombres n1 et n2 de moles d’ions OH - contenus dans les solutions (S’1) et (S’2) et les

comparer à no.

c) En déduire que la base (B1) est forte tandis que (B2) est faible.

3) Sachant que la base (B2) est l’ammoniac NH3 et que la concentration de (S2) est C2 = 0,1 mol.L-1:

a) Ecrire l’équation de la réaction de l’ammoniac avec l’eau,

b) Montrer que le taux d’avancement final de la réaction d’ionisation de l’ammoniac dans l’eau est τf

10 − Vérifier par le calcul de τf que la base (B2) est faiblement ionisée dans l’eau.

= 2 .
c) - Donner l’expression de la constante d’acidité Ka du couple dont l’ammoniac est la forme basique

– Etablir la relation [H3O+]S2 = Kaτf

– En déduire la valeur du pKa du couple acide-base dont l’ammoniac est la forme basique.

4. a) Calculer le taux d’avancement final τf’ de la réaction de l’ammoniac avec l’eau pour la solution

(S’2).

b) En déduire l’effet de la dilution sur l’ionisation de l’ammoniac.

Exercice 3: acide-base

On dispose de trois solutions aqueuses (S1), (S2) et (S3) respectivement de monobases B1, B2 et B3 de

même concentration molaire C= 0,1mol.L-1.
Les trois bases sont classées par ordre croissant de la force comme l’indique l’échelle suivante

B1 B2 B3

Forces croissantes des bases

D’autre part, la mesure du pH de chacune des solutions (S1), (S2) et (S3) , prises dans un ordre
quelconque, a donné les valeurs suivantes : 13 ; 10,8 et 11,1.

62

1) Reproduire et compléter le tableau ci-contre en attribuant avec justification à chaque solution le pH

correspondant.

Base B1 B2 B3

Solution S1 S2 S3

pH

2) Montrer que les bases B1 et B2 sont faibles alors que la bases B3 est forte.
3)a) Dresser le tableau d’avancement volumique modélisant l’ionisation d’une base faible B.
b) Exprimer le taux d’avancement final τf de la réaction d’ionisation de la base B en fonction

de pH, pke et C.

c) Recopier puis compléter le tableau suivant

Base B1 B2

τf τf1 = …. τf2 = ….

En déduire que les bases B1 et B2 sont faiblement ionisées

d) Montrer que la constante de basicité kb de chacune des couples B1H+/B1 et B2H+/B2 peut se mettre

sous la forme Kb = f.10pH−pKe .
1−f
on donne l’expression d’une base faiblement ionisée pH = 12(pka + pke + Log C).
4) Pour étudier l’effet de la dilution, on ajoute à un volume VB = 20mL de (S1) un volume Ve d’eau

pure, le pH de la solution varie de 0,3.

a) Indiquer, en justifiant, la nouvelle valeur pH1’ de la solution diluée.

b) Soit C’ la concentration de la solution diluée, montrer que C = 102(pH – pH’). Déduire C’
C′
c) Déterminer le volume Ve d’eau nécessaire pour réaliser cette dilution

d) Calculer la nouvelle valeur τ’f1 de la réaction de B1 dans l’eau (après dilution). En déduire l’effet de

la dilution sur l’ionisation d’une base faible

Exercice 4: acide-base

63

Exercice 5: acide-base
Une solution (S) d’acide nitreux (HNO2) est de concentration molaire C = 10-1mol.L-1 et a un pH = 2,2.

1- Montrer que HNO2 est un acide faible.
2- Ecrire l’équation de sa réaction avec l’eau.
Préciser les couples acide-base mis en jeu ?
3- Sachant que l’acide nitreux est faiblement ionisé dans l’eau, montrer en précisant les approximations,

que le pH de la solution (S) s’écrit sous la forme : pH = ½ (pKa – logC).
4- Calculer le pKa du couple HNO2/NO2–.
5- Calculer les concentrations molaires des espèces chimiques présentes dans (S).
6- Déterminer le volume d’eau qu’on doit ajouter à 100mL de (S) pour obtenir une solution (S’) de pH’ =

2,7.
7- Sachant pour les couples suivants : pKa (HN3/N3–) = 4,72 et pKa (HCN/CN–) = 4,69; classer les trois

couples par ordre croissant de la force de leurs bases.
8- Considérons la réaction entre l’acide nitreux (HNO2) et les ions CN-.

a- Ecrire l’équation de la réaction.
b- Comparer la constante K d’équilibre à l’unité. Justifier.
c- Exprimer puis calculer K.

64

La réaction acide – base (dosage)

Doser (ou titrer) une espèce chimique dans une solution c'est déterminer la concentration molaire de cette espèce
dans la solution considérée.

➢ Dispositif expérimentale du dosage :

Dosage d’un acide fort par une base forte (AF par BF) Dosage d’une base forte par un acide fort

pHinitial < 7 ; la courbe possède un seul point d’inflexion pHinitial > 7 ; la courbe possède un seul point d’inflexion

équation de la réaction du dosage : équation de la réaction du dosage :

H3O+ + OH- 2 H2O. H3O+ + OH- 2 H2O.

Caractéristiques de réaction du dosage : Caractéristiques de réaction du dosage :

Rapide, exothermique et totale (K > 104) Rapide, exothermique et totale (K > 104)

Avec K = 1/ ([H3O+]. [OH-]) =1/Ke = 10pKe=1014>104. Avec K = 1/ ([H3O+]. [OH-]) =1/Ke = 10pKe=1014>104.

A l’équivalence : pHE =7 ( solution neutre ) A l’équivalence : pHE =7 ( solution neutre )

nA = nB ↔ CAVA =CBVBE. nA = nB ↔ CAVAE =CBVB.

Dosage d’un acide faible par une base forte Dosage d’une base faible par un acide fort

pHinitial < 7 ; la courbe possède deux point d’inflexion pHinitial > 7 ; la courbe possède deux point d’inflexion

équation de la réaction du dosage : équation de la réaction du dosage :

AH + OH- H2O + A-. B + H3O+ H2O + BH+.

Caractéristiques de réaction du dosage : Rapide, Caractéristiques de réaction du dosage : Rapide,

exothermique et totale (K > 104) : K=10pKe-Pka>104 exothermique et totale (K > 104) : K=10Pka>104

A l’équivalence : pHE=1/2( pKa+pKe+logC’) >7 (solution A l’équivalence : pHE=1/2( pKa-logC’) <7 (solution

basique). nA = nB ↔ CAVA =CBVBE.au demi point acide). nA = nB ↔ C4AVAE =CBVB.au demi point

d’équivalence : VB=VBE/2 ; pH=pKa (solution tampon) d’équivalence : VA=VAE/2 ; pH=pKa (solution tampon)

65

Exercice 1: dosage

66

Exercice 2: dosage

Exercice 3: dosage
Toutes les solutions sont prises à 25°C, température pour laquelle pKe = 14.
Deux groupes d'élèvesG1 et G2 disposent respectivement d'une solution acide (S1) de concentration
molaire C1 = 10 -1 mol.L-1 et d'une solution acide (S2) de concentration molaire C2 inconnue. Chaque groupe
effectue un dosage pH-métrique d'un volume V = 20 mL de sa solution acide.
Le groupe G1 utilise une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium de concentration molaire
Cb1=10-1mol.L-1. Ils obtiennent alors respectivement les deux courbes (C1) et (C2) de la figure3.

pH

13 pH (C2)
(C1) 8,2

8,7

4,8 4,8
3,4

2,9 Vb ( mL) Vb ( mL)
0 10 20 0
10 20

Figure 3
1- a- Montrer, a partir des deux courbes précédentes, que les acides utilisés sont faibles.

b- Déduire des deux courbes les valeurs pKa1 et pKa2 des deux acides.

67

c- En comparant pKa1 et pKa2, déduire qu'il peut s'agir, pour (S1) et (S2), de deux solutions

obtenues à partir d'un même acide.

2-a- En se référant à la valeur de l'ordonnée à l'origine de la courbe(C1), vérifier que pour un tel

acide le pH peut être calculé à partir de l'expression:

pH= 1 (pKa – logC) avec C: la concentration.
2

c- En supposant qu'il s'agit d'un même acide, déterminer la valeur de C2.

d- Montrer que (S2) peut être obtenue à partir de (S1) par une dilution avec de l'eau distillée.

3- a- Sachant que le taux d'avancement  = [H3O+ ] , Calculer les taux d'avancements 1 et 2 de
C

l'acide utilisé, respectivement dans les solutions (S1) et (S2).

b- En déduire l'effet de la dilution sur l'ionisation d'un acide faible.
Exercice 4: dosage

On dose un volume Vb=20mL d’une solution aqueuse S d’ammoniac NH3 (base faible) de concentration
molaire Cb par une solution aqueuse d’acide chlorhydrique HCl (acide fort) de concentration molaire Ca. Au
cours du dosage, on suit à l’aide d’un pH-mètre l’évolution de pH du mélange réactionnel en fonction du
volume Va de la solution aqueuse d’acide chlorhydrique versé. On obtient la courbe de la figure -1-

1°/a- Écrire l’équation chimique de la réaction de l’ammoniac avec l’eau.
b-Exprimer la loi d’action de masse pour cette réaction.
2°/a-Définir la demi-équivalence.
b-En déduire l’expression du pH du mélange réactionnel à la demi-équivalence.
c-Quelles sont les propriétés du mélange au voisinage du point de demi-équivalence ?
d-Qu’appelle-t-on une telle solution ?
3°/a-Écrire l’équation de la réaction du dosage et montrer qu’elle est totale. On donne Ke=10-14.
b-Justifier le caractère de la solution à l’équivalence.
c-Choisir, en le justifiant, à partir du tableau suivant l’indicateur coloré approprié pour ce dosage et donner la
couleur de sa teinte au point d’équivalence.

Indicateurs colorés Teinte de la Teinte de la Zone de virage
forme acide forme basique
Jaune d’alizarine 1,9 à 3,3
Rouge de méthyle Rouge Jaune 4,20-6,20
Rouge Jaune 9,3 à 10,5
Thymolphtaline incolore Bleu 3,8 à 5,4
Vert de bromocresol Jaune Bleu

4°/ a-Calculer, de deux manières la concentration Cb de la solution aqueuse de la base B.
b-Déduire la concentration Ca de la solution aqueuse de l’acide.

68

5°/La solution aqueuse d’ammoniac est préparer par dilution d’un prélèvement v d’une solution aqueuse S0
d’ammoniac. On dispose du matériel et des solutions suivants :

- Une fiole jaugée de 50 mL.
- Des béchers.
- Des pipettes jaugées de 1 mL, 2 mL, 10 mL, 20 mL et une pipette graduée de 5 mL.
- Une solution aqueuse (SO) d’ammoniac de concentration CO =1,667.10-1 mol.L-1.
- De l'eau distillée.
Déterminer la valeur du prélèvement v à effectuer à partir de (SO) pour préparer 50 mL de la solution (S).
Décrire le mode opératoire permettant d'effectuer cette dilution en choisissant la verrerie la plus adéquate et
qui nécessite le minimum d’opérations.

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Les amides
 Définition d’un amide : Un amide est un corps composé organique oxygéné et azoté dont la

molécule referme le groupe fonctionnel amide

 La formule générale d’un amide aliphatique saturé est CnH2n+1ON. ( Cx Hy Oz Nt )

M = 14 n + 31 ; = = % et = = % . ; n = % . ;

 On distingue trois types d’amides

Passage-entre-les-dérivées-des-acides-carboxyliques

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Exercice 1: amide
Exercice 2: amide

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Exercice 3: amide
Exercice 4: amide

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Les piles électrochimiques

➢ Définition : tout dispositif qui permet d’obtenir du courant électrique grâce à une réaction chimique
spontané est une pile électrochimique.

➢ Schéma (représentation) de la pile :

➢ Le symbole de cette pile est : M1 I M12+(C1) II M22+(C2) I M2.

➢ L’équation chimique associée s’écrit : M1 + M22+ ⎯→;⎯ M12+ + M2.

➢ La fem E est définie comme étant la d.d.p entre la borne de droite et la borne gauche :

E = Vborne droite – Vborne gauche = VbD – VbG (en circuit ouvert)
➢ E > 0 →la borne de droite est le pole (+).

• M2 ----------> pole (+) réduction ; M1 -------> pole (-) oxydation.

• Les électrons circulent de M1 vers M2.

• Le courant circule de M2 vers M1.
• Les transformations aux électrodes : a droite M22+ + 2 e- ---> M2 ; a gauche M1 ---> M12+ +2e-

• La réaction possible spontanément est la réaction directe.
➢ E < 0 →la borne de droite est le pole (-).

• M2 ----------> pole (-) oxydation ; M1 -------> pole (+) réduction.

• Les électrons circulent de M2 vers M1.

• Le courant circule de M1 vers M2.
• Les transformations aux électrodes : a droite M2 ---> M22+ +2 e- ; a gauche M12+ +2e- ---> M1

• La réaction possible spontanément est la réaction inverse.

➢ L’expression de fem E donnée par la formule de Nernst( en fonction des concentrations C1 et C2) :

E = E° - 0,06 log = E = E° - 0,03 log [ 12+] = E° - 0,03 log 1.
[ 22+]
2

E (V)

E

Log π
0

Log

• E° fem standard (normale) lorsque =1 c.à.d [ +] =[ +].

• Lorsque la pile est usée ( ne débite plus de courant ), on atteint l’équilibre dynamique :

E=0 ----> = k d’où 0 = E° - , -----> K =

. .

➢ Rôle du pont salin (paroi poreuse ou papier filtre imbibé avec un sel) :
• Assure la neutralité électrique des deux solutions.

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• Assure la fermeture du circuit.

➢ Remarque : la réaction redox spontanée ne se produit que lorsqu’on relie les deux électrodes par un

conducteur ohmique.
➢ Pile permettant de mesurer le potentiel standard (normale) d’électrode °( +⁄ ) d’un couple +⁄ .

. pt

Platine platiné E.N.

Les couples redox sont : +⁄ +⁄ .
Le symbole :
pt I H2 I +( ) II M2+ (1M) I M

L’équation associée : + 2 H2O + M 2+ ⎯→;⎯ 2 + + M

▪ Comparaison des pouvoirs oxydant (ou réducteur) des couples redox :

• Plus E° (M2+/M) est grand, plus les cations M2+ sont oxydants.

• Plus E° (M2+/M) est faible, plus le métal M est réducteur.

• Pour les deux couples redox M12+/M1 et M22+/M2, celui qui a le potentiel d’électrode standard le plus

grand renferme l’oxydant le plus fort (donc réducteur le plus faible).

• A égalité des concentrations des oxydants : si E° >0 ( K>1 )réaction dans le sens direct.

si E° <0 (K< 1) réaction dans le sens inverse.

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Exercice 1: pile

1°/On réalise la pile P1 formée par l'électrode normale à hydrogène, placée à gauche et le couple
Ca 2+ (1 mol.L-1) / Ca, placé à droite. La mesure de la f.e.m de cette pile donne E01 = -2,87 v son pôle
positif étant à gauche.

a- Faire un schéma, avec toutes les précisions nécessaires, de la pile P1.
b- Préciser le sens du courant dans le circuit extérieur et écrire l’équation bilan de la réaction

spontanée qui se déroule dans la pile P1 quand celle-ci débite un courant.
c- Déterminer le potentiel normal redox du couple Ca 2+ / Ca
2°/ On réalise la pile P2 avec les couples Ca 2+ / Ca et Ba 2+ / Ba de façon que l’oxydant le plus fort
soit à droite. On donne E0 (Ba 2+ / Ba) = – 2 ,90 v.
Donner le symbole ; écrire l’équation chimique associée et calculer la f.e.m norma1e de cette pile.
3°/On choisit [Ca 2+] = 10–3 mol.L-1et [Ba 2+] = 10–1 mol.L-1
a- Calculer la f.e.m initiale de la pile.
b- Écrire l’équation de la réaction redox spontanée lorsque la pile débite du courant.
4°/On maintient [Ca 2+] = 10–3 mol.L-1et on fait diminuer la concentration de Ba 2+ en ajoutant de l'eau.
Déterminer les concentrations [Ba 2+] à partir de la quelle on obtient un changement de polarité.

Exercice 2: pile
On constitue une pile électrochimique avec les couples (Co 2+ / Co) et (Ni 2+ / Ni).
1°/On donne : [Co 2+] = C1 = 10–2 mol.L-1 et [Ni 2+] = C2 = 0,1 mol.L–1
a- Représenter cette pile en plaçant le couple (Ni2+ / Ni) à droite.
b- Donner le symbole de cette pile et l’équation chimique associée à cette pile
2°/La constante d’équilibre relative à l’équation associée à cette pile est K = 10.
a- Calculer la f.e.m normale de la pile. Déduire le potentiel normal du couple (Co2+ / Co)
sachant que E0 (Ni 2+ / Ni) = – 0,24 V.
b- Comparer les pouvoirs réducteurs des deux couples (Co 2+ / Co) et (Ni 2+ / Ni).
c- Préciser la polarité de la pile
3°/On laisse la pile débiter du courant dans un circuit extérieur.
a- Écrire les équations des demi-réations d’électrode. Déduire l’équation bilan de la réaction
spontanée qui s'est passée dans la pile.
b- Après un certain temps, la masse de l'électrode de nickel varie de m = 0,27 g et les
concentrations des solutions deviennent C'1 et C'2. On donne : Ni = 60 g.mol–1.
Sachant que les deux solutions ont le même volume V = 0,1 L, calculer les nouvelles valeurs :

De la fonction π des concentrations relative à l’équation associée et de la f.e.m de la pile.

Exercice 3: pile
On considère les couples redox Pb 2+ / Pb et Sn 2+ / Sn dont les potentiels normaux sont

respectivement E0 (Pb 2+/Pb) = - 0,13 V et E0 (Sn 2+/Sn) = - 0,14 V.
1°/ On réalise la pile symbolisée par : PblPb 2+ (C mol.L–1) ll Sn 2+ (10–3 mol.L–1) lSn. Lorsque la pile débite un
courant, une oxydation se produit dans la demi-pile de droite.

a- Préciser, en justifiant la borne positive de la pile.
b- Quel est le sens du courant et des électrons dans le circuit extérieur ?
c- Écrire les demi-équations aux électrodes et en déduire l’équation de la réaction spontanée.
d- Ecrire l’équation chimique associée à la pile.
2°/ Calculer la f.e.m standard E0 de la pile puis déduire la valeur de la constante d’équilibre K

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relative à l'équation chimique associée.

3°/ La concentration en ions Pb 2+ étant constante et égale à C mol.L–1.

L’étude de la f.e.m E de la pile en fonction de log [Sn2+] a donné la courbe de la figure N°1

Trouver l’équation de la courbe et en déduire la valeur de C. E (10-3) V

4°/On prend [Sn 2+] = 10–3 mol.L–1et C = 0,1 mol.L–1; les deux solutions 10,8
de deux compartiments ont des volumes égaux. On laisse la pile débiter.

a- Ecrire l’équation de la réaction spontanée justifier par

deux méthodes différentes.

b- Déterminer les concentrations en ions Pb 2+ et Sn 2+ -0,36 0 log[Sn 2+]
quand le courant devient nul dans le circuit extérieur.

5°/On considère la même pile Pbl Pb2+ (Cmol.L–1) llSn2+ (10–3mol.L–1) l Sn. Figure N°1
Pour quelles valeurs de C la f.e.m E de cette pile est positive ?

Exercice 4: pile

On réalise, dans les conditions standard, une pile électrochimique (P), formé à droite par le couple

Pbn+/Pb et à gauche par le couple Snn+/Sn, de potentiel standards d'électrode: E0 Snn+/Sn = -0, 14 V.

1) a- Définir le potentiel standard d'électrode E0Mn+/M. E (V)

b- Ecrire l'équation chimique associée à la pile (P). 0,01

2) On mesure la f.é.m. E de la pile (P) pour différentes valeurs de la

fonction des concentrations  jusqu'à atteindre l'équilibre dynamique.

On donne ci-contre la courbe représentative de E en fonction de Log 

.En exploitant la courbe : Log π
a- Déterminer la valeurE0 Pbn+/Pb. 0 0,2 0,4
b- comparer le pouvoir oxydant de Pb n+ et de Snn+.

c- Déduire la valeur de la constante d'équilibre K relative à l'équation chimique associée à la pile (P).

3) rappeler l'expression de la f.é.m. E de la pile, à 25°C, en fonction de E° , n et  .

Déduire de la courbe la valeur de n.

4) Calculer la concentration des ions Pbn+ et Snn+ à l'équilibre chimique, sachant que les deux solutions

contenant ces ions ont le même volume et qu'à l'état initial les concentrations de Pbn+ et Snn+ sont égales

à 0,1 mol.L-1.

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