d'après
concours
technicien chimiste Lille 2004
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Problème
1.
- Affecter la lettre correspondante à chacun des
risques donnés dans la liste suivante : 1 corrosif
(F) ; 2 : comburant
(H) ; 3 inflammable
(A) ; 4 nocif ou irritant
(C) ; 5 radiations
ionisantes ou radioactif (G)
; radiations non ionisantes
(D) ; risque laser
(B) ; toxique
(E).
Problème 2
- 1 picogramme est égal à
10-6g ; 10-9g ; 10-3mg ;
10-9mg.
10-9 mg =
10-9 *10-3 g = 10-12 g
- Quel est le point commun de
tous les éléments suivants : 32P
; 35S ; 14C ; 3H.
éléments
radioactifs
instables.
- A 25°C et à la
pression atmosphérique, HCl pur est :
un
gaz ; un liquide ; un
solide.
- A 25°C et à la
pression atmosphérique, NaOH pure est : un gaz ;
un liquide ; un
solide.
- L'air est constitué d'un
mélange.
- Indiquer les deux gaz les plus abondants dans le
mélange.
N2 et
O2.
- Indiquer pour chacun d'eux leur pourcentage
approximatif : N2
(80%) et O2
(20%).
- Que signifient les
abréviations des polymères suivants : PE
(
polyéthylène)
; PP (
polypropylène) ; PVC
( polychlorure de vinyle )
; PS
(
polystyrène).
- Si on verse de l'eau sur le
sodium, que se passe-t-il ?
réaction violente
avec dégagement d'hydrogène et projection
de soude.
- Ecrire la réaction chimique correspondante :
Na + H2O = NaOH +
½H2.
- Est-ce le procédé normal de
détruire les restes de sodium ?
(non)
Sinon comment procéder ?
stockage dans un
récipient à l'abri de l'humidité, de
l'eau
en vue
récupération ;
réaction evec
l'éthanol
absolu.
- Parmi les couples de solvants
suivants, indiquer ceux qui ne sont pas miscibles :
eau-acétonitrile ; eau méthanol ;
eau-
chloroforme
; hexane
-eau.
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Problème 4
L'étiquette d'une bouteille d'eau minérale
indique la concentration massique (mg/L) des principaux ions
présents :
calcium ( 10,4) ; nitrate ( 4,0) ; sulfate ( 6,7 ) ;
magnésium ( 6,0) ; sodium ( 8,0) ;
hydrogénocarbonate ( 64,0) ; potassium ( 5,4) ;
chlorure ( 7,5)
- Donner la formule de chacun de ces ions.
- Calculer leur concentration en mol/L.
- Vérifier l'électroneutralité de
l'eau, compte tenu de la précision des
mesures.
- Donner la définition de la dureté de
l'eau.
- Calculer le degré hydrotimétrique de
cette eau ( 1°TH correspond à 10-4
mol/L d'ion calcium).
Préciser les inconvénients d'une eau dure
dans les usages domestiques.
Ca : 40 ; K : 39 ; N : 14 ; S : 32 ; Mg : 24 ; Na : 23 ;
Cl : 35,5 ; O : 16 ; H : 1 g/mol.
corrigé
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ion
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calcium Ca2+
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nitrate NO3-
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sulfate
SO42-
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magnésium
Mg2+
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sodium Na+
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hydrogénocarbonate
HCO3-
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potassium K+
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chlorure Cl-
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titre massique g/L
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10,4 10-3
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4,010-3
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6,7 10-3
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6,0 10-3
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8,0 10-3
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64 10-3
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5,4 10-3
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7,5 10-3
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masse molaire M (g/mol)
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40
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62
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96
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24
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23
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61
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39
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35,5
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concentration molaire (mol/L)
titre massique /M
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10,4 10-3 / 40
=2,6 10-4
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4,010-3 / 62
=6,45 10-5
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6,98 10-5
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2,5 10-4
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3,48 10-4
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1,05 10-3
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1,38 10-4
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2,11 10-4
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électroneutralité de
l'eau :
2[Ca2+]+2[Mg2+]+[Na+]
+[ K+]=
5,2 10-4 + 5
10-4 +3,48 10-4 +1,38 10-4
=1,5 10-3.
[NO3-]+2[SO42-]
+
[HCO3-]+[Cl-]=6,45
10-5 + 13,96 10-5+1,05 10-3
+ 2,11 10-4 =1,47 10-3comparable
à 1,5 10-3.
La dureté d'une eau est
donnée par la concentration totale en ion calcium et
en ion magnésium :
[Ca2+] +
[Mg2+] = 5,1
10-4 mol/L
On définit le titre
hydrotimétrique (°TH) par : 1° TH =
10-4 mol/L.
degré hydrotimétrique de cette
eau : 5,1 °TH
Les inconvénients d'une eau dure dans les
usages domestiques :
Un lavage inefficace : l'eau dure
empêche le savon de mousser.
Les dépôts de calcaire
dans la plomberie d'eau chaude.
problème
5 :
Le produit de solubilité de
l'hydroxyde de magnésium est Ks= 6
10-12 à 298 K. Quelle quantité
d'hydroxyde de magnésium peut-elle être
dissoute dans :
- 1 L d'eau distillée ;
- dans 1 L de solution
10-2 mol/L de chlorure de magnésium. Mg :
24 ; H : 1 ; O : 16 g/mol
corrigé
Mg(OH)2 (s) = Mg2+ aq + 2
HO- aq ; Ks =
[Mg2+][HO-]2
; on pose s = [Mg2+]
solution électriquement
neutre : [HO-]
=2[Mg2+]= 2 s d'où Ks=
6 10-12 = s(2s)²= 4s3 soit s =
1,14 10-4 mol/L
M(Mg(OH)2)= 24+2*17=58
g/mol
Dans 1 L d'eau distillée ou
peut dissoudre : 58*1,14 10-4 = 6,6
10-3 g d'hydroxyde de
magnésium.
dans 1 L de solution
10-2 mol/L de chlorure de
magnésium :
[Mg2+]0= 0,01 mol/L ;
[Cl-]0= 0,02 mol/L ;
[Mg2+] = 0,01 + s'
solution électriquement
neutre : [HO-]
+[Cl-]=2[Mg2+] ;
[HO-]
=2[Mg2+]-[Cl-] =
2(0,01+s') -0,02 = 2s'
Ks= 6 10-12 =
(0,01 + s') 4s'² ;
hypothèse faite
s'<<0,01 d'où Ks voisin de 0,04
s'2 = 6 10-12 soit s' = = 1,22
10-5 mol/L( l'hypothèse faite est
vérifiée)
masse d'hydroxyde de
magnésium dissout : 58* 1,22 10-5 =7,1
10-4 g.
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Problème 6 :
pile Leclanché
A- Dans cette pile l'électrolyte est un gel
contenant du chlorure d'ammonium NH4Cl.
- L'ion ammonium est acide. Quelle est sa base
conjuguée ? Ecrire la demi-équation
correspondante.
- Cette pile est-elle saline ou alcaline ?
Justifier.
B- La pile Leclanché peut aussi impliquer les
couples Zn2+/Zn (E°= -0,76 V) et
MnO2/MnO2H (E°= 1,5 V).
- Ecrire les deux demi-équations
électroniques des couples oxydant /
réducteur précédents en milieu
basique pour le couple avec MnO2.
- En fonction des potentiels, en déduire la
polarité de chaque électrode ( dont vous
préciserez le nom) et écrire la
réaction de fonctionnement de la pile.
- On met en contact une masse m1 = 20 g de
zinc et une masse m2 = 0,97 g d'oxyde de
manganèse. Déterminer la composition de
l'état final.
- Combien d'électrons ont-ils été
échangés au cours de la réaction
?
- Cette pile débite un courant de 50 mA pendant
1 h 30 min. Calculer la quantité
d'électricité parcourant le circuit, en
coulomb et en ampèreheure (Ah).
- En déduire la diminution de la masse de
l'électrode de zinc. ( 150 mA dans le texte
original, valeur imcompatible avec 0,97 g MnO2
ou 1h 30)
- En déduire le temps de fonctionnement de la
pile.
e = 1,6 10-19 C ; NA= 6,02
1023 mol-1 ; 1F= 96500 C
mol-1 ; Zn : 65,4 ;Mn : 54,9 ; O : 16 ; H: 1
g/mol
corrigé
base conjuguée de
NH4+ : NH3 ;
NH4+ = H+
+NH3
pile saline ; dans une pile
alcaline, l'électrolyte est une base.
demi-équations électroniques des couples
oxydant / réducteur
:
Zn = Zn2+ + 2e- : oxydation du zinc
( donc anode) libérant des électrons ( borne
négative de la pile)
2MnO2+2 e- +2H2O
= 2MnO2H +2 HO- réduction
( donc cathode)
réaction de fonctionnement de la pile : 2
MnO2+ Zn +2H2O =
2MnO2H +2 HO-+ Zn2+
composition de l'état final :
n0(MnO2) =
m2/M(MnO2) =0,97 / 86,9 =1,116
10-2 mol ;n0(Zn) = m1 /
m(Zn) =20/65,4=0,306 mol
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avancement (mol)
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2 MnO2
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+Zn
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+2H2O
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=2MnO2H
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+2 HO-
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+ Zn2+
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initial
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0
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1,116 10-2
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0,306
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solvant en grande quantité
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0
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0
|
0
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en cours
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x
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1,116 10-2 -2x
|
0,306-x
|
2x
|
2x
|
x
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fin
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xmax
= 5,58 10-3 mol
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1,116 10-2 -2xmax
=0
|
0,306-xmax
=0,3 mol
|
2xmax =1,116
10-2
|
2xmax =1,116
10-2
|
xmax
= 5,58 10-3 mol
|
xmax = 1,116 10-2 /2 = 5,58
10-3 mol
électrons échangés au cours de la
réaction : n(e-) =5,58 10-3
mol soit 5,58 10-3 NA = 5,58
10-3* 6,02 1023 = 3,36 1021
électrons.
le temps de fonctionnement de la pile : 3,36
1021 e = 3,36 1021*1,6
10-19 = 538 C
avec une intensité de 0,05 A t = 538 / 0,05 =
10760 s environ 3h.
quantité d'électricité parcourant
le circuit en 1h30 = 5400 s : ( si I = 0,05 A)
Q= It = 0,05*5400 =270 C ou bien 0,05*1,5 = 0,075 Ah
diminution de la masse de l'électrode de
zinc : n(e-) = 270/96500 = 2,8 10-3
mol
or Zn = Zn2+ + 2e- : d'où
n(zinc) = ½n(e-) = 1,4 10-3
mol
masse (g) = Qté de matière (mol) * masse
molaire (g/mol) = 1,4 10-3 *65,4 = 0,091
g.
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problème 7 :
la morphine
La morphine extraite du pavot a la structure ci-contre :
- Indiquer le nom des diverses fonctions
présentes sur cette molécule.
- Dans quelle condition pourra-t-on extraire la
morphine en solution aqueuse ? Quel sera le nom
général du composé formé dans
ce cas ?
corrigé
phénol : groupe OH fixé sur le cycle
benzenique
alcool secondaire -CH(OH)- ; amine
tertiaire >N-CH3 ; fonction époxyde (
cycle avec un atome d'oxygène)
extraire la morphine en solution
aqueuse en présence d'acide
chlorhydrique.
le nom général du composé
formé dans ce cas :
chlorhydrate de morphine.
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problème
8
LUne expérience d'estérification est
réalisée en mélangeant une mole
d'alcool ROH et une mole d'acide R1COOH. Les
groupes R et R1 sont des motifs alkyles
acycliques.
- Le mélange est de 164 mL. Alors que la
réaction n'est pas terminée, 10 mL du
mélange sont prélevés. Il faut 24,4
mL d'une solution molaire d'hydroxyde de sodium pour
neutraliser l'acide présent dans la prise d'essai.
Calculer la quantité d'ester (mole) formé
pendant la réaction..
- Dans un but analytique, on oxyde totalement l'ester
formé sous forme de dioxyde de carbone et d'eau en
présence d'oxyde cuivrique jouant le rôle de
catalyseur. 0,65 g d'ester conduit à 0,63 g d'eau.
En déduire la formule brute ainsi que la masse
molaire de l'ester.
- L'alcool utilisé pour la préparation de
l'ester est un alcool tertiaire. Indiquer les formules
semi-développées des esters possibles ainsi
que leur nom. C: 12 ; H : 1; O : 16 g/mol
corrigé
quantité d'ester
formé :
A l'équivalence du dosage acide base, la
quantité de matière de soude est égale
à la quantité de matière d'acide
restant : n( acide) = 24,4 10-3*1 = 2,44
10-2 mol.
acide restant dans 164 mL de mélange : 2,44
10-2 *164/10 = 0,395 mol
quantité de matière d'ester formé :
1-0,395 = 0,605 mol.
formule brute et masse molaire de l'ester :
Cn H2nO2 : formule brute
de l'ester
Cn H2nO2 + (1,5 n-1)
O2 --> n CO2 + n H2O
Qté de matière d'eau : n(eau) = 0,63/18 =
0,035 mol d'où n(ester) = 0,035/n mol
M( ester) = 14 n +32 g/mol ; n(ester) = m / M= 0,65
/(14n+32) =0,035/n.
0,65 n = (14n+32)*0,035 ; 0,65 n = 0,49 n+1,12 ; n =
7
C7H14O2 ; M= 130
g/mol
formules semi-développées possibles
:
CH3-CH2-COO-C(CH3)3
propanoate de 1,1-diméthyléthyle.
CH3-COO-C(CH3)2-CH3
éthanoate de 1,1-diméthylpropyle.
CH3-COO-CH(CH3)-CH(CH3
)2 éthanoate de
1,2-diméthylpropyle.
HCOO-C(CH3)2-CH2-CH2-CH3
méthanoate de 2,2-diméthylbutyle.
éthanoate de 2,2-diméthylpropyle.
HCOO-CH(CH3)-CH(CH3)-CH2-CH3
méthanoate de 1,2-diméthylbutyle.
HCOO-CH(CH3)-CH2-CH(CH3)-CH3
méthanoate de 1,3-diméthylbutyle.
méthanoate de 2,3-diméthylbutyle ;
méthanoate de 1,1-diméthylbutyle.
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L'eau de
Javel
- Citer deux applications ménagères de
l'eau de Javel ?
- Parmi les ions ci-dessous, indiquer ceux que l'on
trouve dans l'eau de Javel. Quel est celui qui constitue
le principe actif de l'eau de Javel ?
Na+ ; Cu2+ ; Cl- ;
NO3- ; SO42-
; ClO-.
L'action d'un acide sur l'eau de Javel provoque un
dégagement gazeux. Donner la formule et le nom du
gaz.
- Ecrire les demi-équations
d'oxydo-réduction et l'équation bilan de la
réaction.
- Sur un flacon d'eau de Javel on lit : 48
degrés chlorométriques ; densité
d=1,22
Sachant que le degré chlorométrique d'une
eau de Javle est le volume ( L) de dichlore (
mesuré dans les CNTP) que peut libérer 1 L
de solution, calculer la molarité de cette
solution.
- Calculer le pourcentage en masse d'hypochlorite de
sodium, de cette eau de Javel.
A partir du contenu du flacon on prépare une
solution aqueuse diluée que l'on souhaite doser.
Soit C0 la concentration en ion hypochlorite
de la solution préparée. On réalise
un dosage par iodomètrie afin de trouver
C0. Dans un bécher on verse 10 mL de la
solution d'eau de Javel diluée. Une solution
d'iodure de potassium est ajoutée en excès.
On acidifie la solution obtenue. Tous les ions
hypochlorites sont réduits en ions chlorures.
- Ecrire les demi-équations concernant chacun des
couples mis en jeu et l'équation bilan de la
réaction se produisant dans le bécher.
Préciser la couleur de la solution après
réaction.
Le diiode formé est dosé par une solution
de thiosulfate de sodium à 0,2 mol/L. On ajoute
dans le bécher quelques gouttes d'empoi
d'amidon.
- Préciser son rôle.
- Pour décolorer le mélange
réactionnel il faut ajouter 26,8 mL de solution de
thiosulfate de sodium. Ecrire l'équation du dosage
et déterminer C0. Calculer le
degré chlorométrique de cette solution
diluée.
- Proposer une préparation d'un litre de cette
solution diluée à partir du flacon à
48 degrés chlorométriques.
corrigé
applications ménagères de l'eau
de Javel : agent blanchiement et désinfectant (
bactéricide)
ions que l'on trouve dans l'eau de Javel : Na+
; Cl- ; ClO-.
le principe actif de l'eau de Javel est du à l'ion
hypochlorite ClO-.
L'action d'un acide sur l'eau de Javel provoque un
dégagement gazeux de dichlore Cl2.
ClO- / Cl2 : 2ClO-+
2e- + 4H+ = Cl2 +
2H2O
Cl2 /Cl- : 2 Cl- =
Cl2 + 2e-
2ClO-+2 Cl-+ 4H+ =
2Cl2 + 2H2O
molarité de cette solution : n (dichlore) =
48 / Vmolaire =48 / 22,4 = 2,14 mol/L
pourcentage en masse d'hypochlorite de sodium :
masse de 1 L de solution 1220 g
M( NaClO) = 23 + 35,5 + 1+ 16= 75,5 g/mol
2ClO-+2 Cl-+ 4H+ =
2Cl2 + 2H2O d'où :
n(ClO-) = n(Cl2) = 2,14 mol
masse hypochlorite de sodium dans 1 L : 2,14 * 75,5 =
161,6 g soit 161,6*100/1220 = 13,2 %
demi-équations concernant chacun des couples
mis en jeu et l'équation bilan de la réaction
se produisant dans le bécher :
I2/I- : 2I- =
I2 + 2e- ;
ClO- /Cl- : ClO- +
2H+
+2e-=Cl-+H2O
ClO- + 2H+ +2I- =
I2 +Cl-+H2O
(1) ( couleur jaune brune
dûe au diiode)
L'empoi d'amidon joue le rôle d'indicateur de fin
de réaction.
équation du dosage :
2S2O32- + I2 =
S4O62- + 2I-
d'où n(I2)
=½n(S2O32-)
n(S2O32-) = 26,8
10-3*0,2 = 5,36 10-3 mol ;
n(I2) = 2,68 10-3 mol
d'après (1) :
n(I2) = n(ClO-)=2,68 10-3
mol dans 10 mL soit C0=
[ClO-]= 0,268 mol/L.
volume de dichlore obtenu : 0,268*22,4 = 6 l ou 6
degrés chlorométriques.
préparation d'un litre de cette solution
diluée à partir du flacon à 48
degrés chlorométriques :
facteur de dilution F= 48/6 = 8
fiole jaugée de 1 L ; prélever 1000/8 = 125
mL de la solution mère avec une pipette jaugée
ou une burette graduée. Compléter avec de
l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. Agiter pour
rendre homogène.
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