Exercices de chimie sur l'atomistique - 3° partie, Exercices de Chimie Appliquée
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Melissa_s29 January 2014

Exercices de chimie sur l'atomistique - 3° partie, Exercices de Chimie Appliquée

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Exercices de chimie sur l'atomistique - liaisons chimiques et structures moléculaires - Thermodynamique - Cinétique- 3° partie. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: Enthalpie de formation, Réactions de combus...
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Microsoft Word - PCEM-TD1-Atomistique_version-finale.doc

PCEM 2009-2010

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Exercice 7 : Quelles sont les propositions exactes parmi les quatre affirmations concernant les réactions d’élimination.

a. Une élimination E2 passe par un intermédiaire carbanionique. b. On forme généralement l’alcène le moins substitué. c. Une augmentation de la température favorise l’élimination par rapport à la

substitution nucléophile. d. Les composés monohalogénés primaires suivent généralement un mécanisme

d’ordre 1. Exercice 8 : Le composé A conduit au produit B en présence d’éthanol et au produit C en présence de (CH3)3CO-,K+ dans le tert-butanol.

Br EtOH (CH3)3COK/(CH3)3COH

B

A

C

1. Quelles sont les structures de B et C ? 2. Parmi les affirmations suivantes, quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) ?

a. B est le produit d’élimination de A. b. La formation de C est favorisée par une base forte et encombrée. c. B est optiquement actif d. A conduit à C par un mécanisme d’ordre 2.

Exercice 9 : On considère les 1-bromo-2-méthylcyclohexane 1a et 1b suivants :

Br Br

1a 1b

1. Représenter chacun de ces composés dans leur conformation la plus stable. 2. Traité par le méthylate de sodium CH3ONa dans le méthanol, l’isomère 1a

conduit dans des proportions inégales à un mélange de deux alcènes 2a (composé

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majoritaire) et 2b (en faible proportion). Dans les mêmes conditions, l’isomère 1b conduit à la formation du seul alcène 2b. a. Représenter les composés 2a et 2b. b. Développer le mécanisme et expliquer les résultats observés. c. Les deux isomères 1a et 1b ne réagissent pas à la même vitesse. Quelle sera la

réaction la plus rapide ?Pourquoi ? Exercice 10 : Quelles sont les propositions exactes parmi les affirmations suivantes concernant les substitutions électrophiles aromatiques sur les dérivés benzéniques.

a. Il s’agit d’un mécanisme radicalaire. b. Le produit obtenu n’est plus aromatique. c. Une substitution électrophile aromatique sur un dérivé benzénique déjà substitué

est régiosélective. d. L’orientation lors de la substitution électrophile aromatique sur un dérivé

benzénique déjà substitué dépend de l’électrophile entrant. Exercice 11 : L’acylation de Friedel et Craft sur le toluène par action du chlorure d’acétyle (CH3-CO- Cl) en présence de chlorure d’aluminium donne comme produit:

a. Un aldéhyde. b. Un produit ortho substitué. c. Une cétone. d. Du chlorure d’hydrogène.

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TD DE CHIMIE 7 Thermodynamique - Cinétique

THERMODYNAMIQUE Exercice 1 :Enthalpie de formation Lorsque 10g de sodium métallique réagissent avec l’eau, 77 kJ sont libérés. De la même façon, 85 kJ sont libérés lorsque 20g de Na2O réagissent dans les mêmes conditions sur l’eau. Calculer l’enthalpie standard de formation ∆fH°de Na2O en kJ.mol-1 sachant que ∆fH°(H2O(l)) = - 286 kJ.mol-1. Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. – 177,1 b. – 263,5 c. – 331,7 d. – 376,7 e. + 195,3

Exercice 2 :Réactions de combustion Soit la réaction : CH3OH(l) + H2(g) = CH4(g) + H2O(l) ∆rH4 Déterminer l’enthalpie ∆rH4 en kJ.mol-1 de cette réaction connaissant les chaleurs de combustion des principaux réactifs et produits : (1) CH3OH(l) +

3/2 O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l) ∆H1 = - 727 kJ.mol-1 (2) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) ∆H2 = - 286 kJ.mol-1 (3) CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l) ∆H3 = - 890 kJ.mol-1 Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. + 1903 b. + 449 c. - 123 d. + 1331 e. - 1331

Exercice 3 :Calcul d’enthalpie de réaction Une réaction importante de l’activité des muscles est l’oxydation de l’acide lactique CH3CHOHCOOH en acide pyruvique CH3COCOOH. Calculer l’enthalpie de cette oxydation en kJ.mol-1connaissant les enthalpies de combustion de l’acide lactique (-1365 kJ.mol-1) et de l’acide pyruvique (-1165 kJ.mol-1). Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. - 2530 b. - 200 c. +200 d. +2530 e. 0

Exercice 4 :Calcul d’entropie Soit la réaction à 298 K : ½ H2(g) + ½ I2(s) = HI(g) Dans les conditions standards, l’enthalpie de la réaction est : ∆rH° = 26 kJ.mol-1 et l’enthalpie libre : ∆rG° = 1,3 kJ.mol-1

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Calculer l’entropie standard ∆rS°de la réaction en J.mol-1. Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. – 0,083 b. + 0,988 c. - 83 d. + 0,083 e. 83

Exercice 5 :Formation d’un dipeptide L’acide aminé glycine (Gly) peut se condenser sur lui-même avec élimination d’eau pour former le dipeptide glycyl-glycine (DPGG).

2 Gly (aq) 1

2 DPGG (aq) + H2O

A 37°C, les enthalpies libres standard de formation sont les suivantes : ∆fG° Gly = - 367, 2 kJ.mol

-1 ∆fG° DPGG = -484,0 kJ.mol -1 ∆fG° H2O = -235,0 kJ.mol

-1 Déterminer, à cette température, le sens de la réaction où celle-ci sera spontanément possible en calculant l’enthalpie libre standard ∆rG°de la réaction (1) en kJ.mol

-1. Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. + 15,4 b. +983,4 c. - 15,4 d. - 1453,4 e. + 616,2

CINETIQUE Exercice 6 :Généralités Pour une réaction du type A → Produits, établir l’équation de vitesse de la réaction, la loi de variation de la concentration en fonction du temps

a. pour une réaction d’ordre 1 b. pour une réaction d’ordre 2

Exercice 7 : Généralités On considère une loi de vitesse de réaction suivant la relation d’Arrhénius. Entre quelles variables existe-t-il une relation linéaire ? Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. k et T b. k et T

1 c. ln k et T d. ln k et

T

1

e. Aucune des

relations proposées

Exercice 8 : Energie d’activation La croissance bactérienne dans certaines conditions obéit à la relation : ktenn 0= où n est le nombre de bactéries au temps t, n0 le nombre initial de bactéries et k la constante de vitesse de la croissance bactérienne

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1) A 27°C, le milieu de culture étant du glucose, la constante de vitesse de croissance k est égale à 0,48 h-1. L’unité de k permet de déduire l’ordre de la réaction. Quel est cet ordre ? Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. - 1 b. 0 c. +1 d. +2 e. +3

2) Au bout de combien de temps le nombre initial de bactéries a-t-il doublé ? Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a.

41min33sec

b.

1h26min38sec

c.

-1h26min38sec

d.

4h10min

e.

14min24sec

3) A 39°C, la population initiale double en 0.62 heure. Calculer l’énergie d’activation de cette réaction en J.mol-1. Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. – 1 111,3 b. 109662 c. 27415 d. 54 831 e. 279 068

On donne R=8.314 J.K-1.mol-1. Exercice 9 : Ordre de réaction Un ester RCOOR’ subit une réaction de saponification en milieu basique

RCOOR’ + NaOH → RCOO + R’OH On dose toutes les minutes un échantillon de 10 mL de la solution en réaction. Pour cela, on utilise de l’acide chlorhydrique de concentration 5.10-3 mol.L-1. Les résultats du dosage sont réunis dans le tableau suivant : t (min) 3 4 5 6 Vol (mL) versé d’HCl 14.80 13.66 12.66 11.80 Monter que la réaction est d’ordre 2. Trouver la constante de vitesse k. Exercice 10 :Ordre de réaction chimique Le 1,1,1-trichloro-2-méthylpropan-2-ol, A, est un agent bactériostatique vendu en pharmacie en solution aqueuse. Il s’hydrolyse selon une réaction élémentaire dont l’équation chimique s’écrit : A(aq) + H2O(l) → B(aq) +CO(g) + 3HCl(aq) Cette réaction est de premier ordre : v = k.[A]1. Conservé à 25°C pendant un an (365 jours), le composé en question présente 10% d’hydrolyse. La solution ne peut plus être utilisée médicalement lorsque la moitié de A est hydrolysée. Quelle est la durée de validité en jour du médicament lorsque la solution fraichement préparée est conservée à 25°C. Choisir votre réponse parmi les 5 propositions suivantes :

a. 0,587 b. 291,4 c. 214,5 d. 1 825 e. 2 401

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TD DE CHIMIE 8

Equilibre acide-base – pH-métrie EQUILIBRE ACIDE-BASE

Exercice 1 :Rappel sur la force des acides et des bases Cocher la ou les propositions exactes : 1. Forces des acides et bases

a. Un acide faible est d’autant plus fort que la constante d’acidité Ka du couple est plus faible.

b. Un acide est d’autant plus fort que le pKa est plus grand. c. Toute base appartenant à un couple de pKa donné réagit selon une réaction avancée

avec tout acide appartenant à un couple de pKa plus petit. d. Toute base appartenant à un couple de pKa donné réagit selon une réaction très limitée

avec tout acide appartenant à un couple de pKa plus grand.

2. Un acide faible est : a. Un acide très dilué. b. Un acide pour lequel la réaction avec l’eau constitue un équilibre chimique. c. Un acide plus faible que l’acide H3O+. d. Un acide plus faible que l’eau H2O.

Exercice 2 :Espèces en solution

On met en solution dans l’eau pure les composés suivants : HCO2H (acide méthanoique), K2CO3, KH2PO4, KOH, CH3NH3Cl, CH3CO2Na, N(CH3)3 a. Quelles sont les espèces présentes en solution ? b. Pour chaque solution, quelles sont les espèces ayant des propriétés acides ou basiques ? c. Quelles sont les espèces ayant des propriétés amphotères ?

Exercice 3 :Equation-bilan

Ecrire l’équation-bilan de la réaction acido-basique de l’acide sulfurique H2SO4 sur l’eau en définissant préalablement les différents couples acide-base impliqués. Que peut-on dire de l’anion SO42- ? Comment reconnaît-on un ion indifférent. Quelle est l’acide présent dans une solution d’acide fort comme H2SO4 ?

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PH-METRIE Exercice 4 :

a. Quel est le pH de la solution obtenue en mélangeant 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,1 mol.L-1 avec 100 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,2 mol.L-1.

b. Quelle quantité de soude faut-il ajouter pour obtenir une solution de pH = 2 ? On admettra

que cette addition de soude ne change pas notablement le volume de la solution.

Exercice 5 : Dans une solution aqueuse d’acide méthanoïque - HCOOH (aq) - 0,2 M, l’acide est dissocié à 3%. a. Calculer les concentrations à l’équilibre des espèces présentes en solution aqueuse. b. En déduire le pKa de cet acide carboxylique.

Exercice 6 :

On considère des solutions d’acide iodoacétique (pKa = 3) de concentrations : 0,1 mol.L-1, 10-2 mol.L-1, 10-3 mol.L-1 et 10-5 mol.L-1 a. Montrer que le coefficient de dissociation α d’un acide faible de concentration C dépend

du rapport Ka/C. b. Evaluer α pour chacune des quatre solutions ci-dessus. c. En déduire le pH de ces solutions. d. Calculer ces mêmes pH en utilisant la formule approchée du pH des acides faibles et

comparer.

Exercice 7 :

Une solution commerciale concentrée d’ammoniaque de densité 0,9 contient 28% en masse d’ammoniac NH3 (pKa NH4+/NH3= 9,2) dissout dans l’eau.

a. Quelle est la concentration de la solution commerciale ? Quel est son pH ? Quelle est la valeur de la constante de dissociation α ?

b. On souhaite obtenir 1L d’une solution 0,1 M d’ammoniaque. Quel volume de solution commerciale devra t’on prélever ? Quel sera le pH de la solution diluée obtenue ? Quelle sera la nouvelle valeur de α ?

Exercice 8 :

10 mL d’un acide AH (solution S1) ont un pH = 3. Si on ajoute à cette solution 10 mL d’eau, le pH devient égal à 3,15 (solution S2). a. L’acide AH est-il un acide fort ? Justifier votre réponse. b. Si, à la solution S1, on ajoute 5 mL de soude de concentration 0,06 mol.L-1, l’acide AH est

exactement neutralisé. En déduire le coefficient de dissociation α de l’acide AH dans la solution S1.

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c. Calculer le pKa du couple AH /A-. d. Le coefficient de dissociation α de la solution S2 est-il identique à celui de la solution S1 ?

Sinon, calculer le nouveau coefficient de dissociation α2.

Exercice 9 : Acide glutamique : polyacide en solution aqueuseL’acide glutamique a pour formule semi-développée HOOC-(CH2)2-CH(NH2)-COOH. a. Associer les constantes d’acidité ci-après aux équilibres de dissociation de cet acide aminé

en solution aqueuse. b. Calculer le pH de la solution lorsque l’acide glutamique est dissous dans l’eau pure.

Quelle est l’espèce prédominante ? Données : pKa = 2,20 ; 4,24 ; 9,70.

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TD DE CHIMIE 9 pH-métrie – Tampons

Exercice 1 : On désire préparer une solution molaire d’acide chloroacétique ClH2C-CO2H dont le pKa est 2,85 à partir de l’acide chloroacétique pur de masse volumique 1,58 g/cm3.

a. Déterminer le volume d’acide chloroacétique nécessaire pour préparer 1 litre de solution molaire.

On neutralise 100 ml de cette solution par de la soude 1 M. Déterminer le pH :

b. De la solution initiale c. A la demi-neutralisation d. A la neutralisation e. Lorsqu’on a versé 110 ml de soude 1 M

Exercice 2 : Soit une solution aqueuse de para-nitrophénol 10-2 M

O2N O2N

O-

pKa = 7,15 OH

a. Quel est le pH de cette solution ?

pH = 2 pH = 4,6 pH = 7,6 pH = 9,6

b. Calculer la concentration en ions H3O+ présents dans cette solution

[H3O+] = 2,5.10-5 mol.L-1 [H3O+] = 4,6.10-5 mol.L-1 [H3O+] = 1.10-2 mol.L-1 [H3O+] = 2,5.10-8 mol.L-1

c. 100 mL de cette solution sont prélevés et ajoutés à 100 mL d’eau. Calculer le pH de cette nouvelle solution

pH = 2,3 pH = 4,7 pH = 5,8 pH = 9,4

d. 100 mL de la solution initiale sont prélevés et ajoutés à 100 mL d’une solution aqueuse de soude 5.10-3 M. Calculer le pH de cette nouvelle solution.

pH = 5,4 pH = 7,0 pH = 7,15 pH = 11,4

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Exercice 3 : On prépare une solution en mélangeant 25 ml d’une solution de HCl 1 M à 75 ml d’une solution de NaOH 0,5 M

a. Quel est le nombre initial de moles de base ?

3,75.10-2 mol 2,5.10-3 mol 2,1.10-5 mol

b. Quel est le nombre initial de moles d’acide ?

3,75.10-2 mol 2,5.10-2 mol 2,1.10-5 mol

c. Quel est le pH de la solution obtenue ?

pH = 5,5 pH = 7 pH = 13,1

d. Quel serait le volume de solution de soude (0,5 M) nécessaire pour neutraliser 50 ml de solution d’acide (1 M) ?

50 ml 75 ml 100 ml 200 ml

e. Quel indicateur coloré pourrait-on utiliser pour déterminer le point d’équivalence ?

Héliantine (pKa = 3,7) Bleu de bromothymol (pKa = 7)

Phénolphtaléine (pKa = 9,4)

f. Si on remplace ces 50 ml de HCl par une solution de H2SO4, de même volume et à la même concentration, quel serait le volume de base nécessaire pour la neutraliser ?

50 ml 75 ml 100 ml 200 ml

Exercice 4 : On prépare 100 ml d’une solution A en solubilisant 0,270 g d’acide lactique. OH

O

OH

OH O

O

pKa = 3,9

a. Quelle est la concentration en acide lactique ?

0,3 mol.L-1 0,5 mol.L-1 3.10-2 mol.L-1 4.10-4 mol.L-1

b. Quel est alors le pH de cette solution ?

pH = 1,23 pH = 2,71 pH = 7,00 pH = 9,08

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c. On ajoute à cette solution d’acide lactique 10 ml d'une solution de KOH 0,125 M. Quelle est la concentration en lactate CH3-CHOH-CO2- ?

1,14.10-5 mol.L-1 1,14.10-2 mol.L-1 0,57 mol.L-1 5,7 mol.L-1

d. Quelle est la concentration en CH3-CHOH-CO2H ?

1,59.10-2 mol.L-1 0,86 mol.L-1 3,5 mol.L-1

e. Quel est le pH de cette solution ?

pH = 2,53 pH = 3,75 pH = 5,52

f. Lorsque 24 ml de KOH sont ajoutés, l'acide lactique est neutralisé et l'on se trouve au point d'équivalence. Quel est le pH de la solution ?

pH = 7,00 pH = 8,14 pH = 8,73

g. Quel indicateur coloré pourrait-on utiliser pour déterminer le point d'équivalence ?

Héliantine (pKa = 3,7) Bleu de bromothymol (pKa = 7) Phénolphtaléine (pKa = 9,4)

Exercice 5 : Une solution d’acide phosphorique H3PO4, de concentration 10-1 mol.L-1, est titrée par une solution de soude NaOH. Les constantes d’acidité sont les suivantes :

H3PO4/H2PO4-, Ka1 = 7,6.10-3

H2PO4-/HPO42-, Ka2 = 6,3.10-8

HPO42-/PO43-, Ka3 = 4,0.10-13

a. le pH initial de la solution est : 1,00 1,56 1,62 4,10

b. à pH = 9, l’espèce prédominante est :

H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43-

c. Après ajout de 30 mL de soude 0,1 M dans 10 mL de la solution initiale, l’espèce prédominante est :

H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43-

d. quelle est la valeur de pH dans cette solution ?

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Solutions tampon

Exercice 6 : On prépare une solution tampon en additionnant 600 mL d’une solution d’ammoniac 0,5 M et 400 mL d’une solution de chlorure d’ammonium 1,2 M (pKa NH4+ / NH3 = 9,2)

a. Calculer le pH de cette solution b. On ajoute 0,05 moles d’acide chlorhydrique à la solution précédente ;

déterminer le nouveau pH

Exercice 7: On veut préparer une solution tampon acide éthanoïque / éthanoate de sodium de pH = 4,60. On dispose d’acide éthanoïque CH3CO2H (M = 60g.mol-1) et d’éthanoate de sodium CH3CO2Na (M = 82 g.mol-1).

a. Quelles quantités peser pour préparer 1L de tampon à la concentration totale 0,1 mol.L-1 ? (on donne pKa(CH3CO2H/CH3CO2-) = 4,74)

b. Quel est le pH obtenu par ajout à cette solution de 10 ml d’une solution de soude 1 M ?

c. Quel serait le pH obtenu en ajoutant 10 ml d’une solution de soude 1 M dans 1l d’eau pure ?

Exercice 8 : 0.01 moles d’acide phosphorique H3PO4 sont ajoutées dans 1 L de solution tampon de pH = 7,5 (H3PO4 : pKa1 = 2,1 pKa2 = 7,2 pKa3 = 12 ).

a. Ecrire les équilibres de dissociation de H3PO4 et attribuer les pKa b. Indiquer l’équilibre prédominant dans ce milieu tampon et les 2 espèces

majoritaires

c. Le pH de la solution finale restant égal à 7,5, préciser le rapport de concentration de ces 2 espèces.

Exercice 9 : Le tris(hydroxyméthyl)aminométhane (CH2OH)3-C-NH2 noté R-NH2 est une base faible. Le pKa du couple RNH3+/RNH2 est égal à 8,1

a. Calculer le pH d'une solution aqueuse de R-NH2 de concentration 0,10 mol.L-1. b. On prépare une solution tampon RNH3+/RNH2 de pH = 7,7 (solution A).

Sachant que la somme des concentrations des 2 constituants RNH3+ et RNH2 du mélange tampon est égale à 0,35 mol.L-1, calculer les concentrations de RNH3+ et de RNH2 dans le mélange tampon.

c. Une réaction enzymatique a lieu dans la solution tampon A. Elle produit 3.10-2 mol.L-1 d'ion H3O+. Calculer le pH final de la solution B obtenue.

d. La solution finale B est-elle toujours tampon ? Justifier votre réponse. e. Quel serait le pH final si la même réaction enzymatique avait eu lieu dans l’eau

en l'absence de solution tampon ?

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