Exercices de chimie sur la question "pourquoi cuisiner dans des casseroles en cuivre?" - correction, Questions d'examen de Chimie Appliquée
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Melissa_s24 avril 2014

Exercices de chimie sur la question "pourquoi cuisiner dans des casseroles en cuivre?" - correction, Questions d'examen de Chimie Appliquée

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Exercices de chimie appliquée sur la question "pourquoi cuisiner dans des casseroles en cuivre?"- correction. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: Étamage d’une casserole, Pourquoi ne pas utiliser un autre m...
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EXERCICE II : POURQUOI CUISINER DANS DES CASSEROLES EN CUIVRE 7 points

EXERCICE II : POURQUOI CUISINER DANS DES CASSEROLES EN CUIVRE ? Amérique du nord CORRECTION (7 POINTS)

Partie A : Étamage d’une casserole 1.1.1.2. L’électrolyse n’est pas une transformation spontanée. La transformation chimique ne peut avoir lieu que grâce à l’apport d’énergie du générateur. 2.1. La borne – du générateur apporte des électrons qui sont consommés par une réaction de réduction. L’électrode A reliée à la borne – est la cathode. L’électrode B est l’anode, il s’y produit une oxydation qui libère des électrons « pompés » par la borne + du générateur. 2.2. À l’électrode A : l’oxydant Sn2+ est réduit, Sn2+(aq) + 2 e– = Sn(s). Cette électrode est effectivement constituée par le récipient qui se recouvre alors d’étain solide. 2.3. L’électrode B est constituée d’étain Sn(s) pur, celui-ci est oxydé : Sn(s) = Sn2+(aq) + 2 e–. 2.4. Équation de la réaction globale : Sn2+(aq)A + Sn(s)B = Sn2+(aq)B + Sn(s)A. Cette équation montre qu’il y a autant d’ions Sn2+ consommés que d’ions Sn2+ formés, ainsi la concentration des ions étain dans la solution ne varie pas au cours de la réaction.

3.1.Q = I.t3.2. D’après la demi-équation de réduction, pour chaque mole d’étain déposée ce sont deux

moles d’électrons qui sont échangées : ( )

Sn

n e n

2

 .

3.3.Q = n(e–) . F

3.4. Q = I.t = n(e–) . F = 2nSn . F = 2. Sn

Sn

m

M .F

t = 2. .

Sn

Sn

m

IM .F

4.1. V = S.e = . 2D

2 DH e 2

 

   

  il faut convertir e en cm

V = , . 2

415 2 15 7 0 20 10 2

  

      

  = 2,0 cm3Valeur non arrondie stockée en mémoire

4.2.  = m

V donc m = .V

m = 7,30  2,026 = 14,79 = 15 gcalcul effectué avec la valeur non arrondie de V

4.3. t = 2. .

Sn

Sn

m

IM .F

t = 2 ,

,

14 79

0 250 119 9,65104 = 9,6104 s soit environ 27 h

calcul effectué avec mSn non arrondie

cathode anode

électrode A électrode B

– +

A

e–

cations

anions

e–

I

Partie B : Pourquoi ne pas utiliser un autre métal ? 1.1. La demi-équation associée au premier couple est du type Réd = Ox + ne–, c’est une oxydation. La demi-équation associée au second couple correspond à une réduction : O2(g) + 4e– + 4H+(aq) = 2H2O(l).

1.2. O2(g) + 4e– + 4H+(aq) = 2H2O(l) )3

2 Fe(s) + 4H2O(l) = (Fe2O3,H2O)(s) + 6 H+(aq) + 6e– )2 équation de la réaction globale :

3O2(g) + 12H+(aq) + 4 Fe(s) + 8H2O(l) = 6H2O(l) + 2(Fe2O3,H2O)(s) + 12 H+(aq) soit 3O2(g) + 4 Fe(s) + 2H2O(l) = 2(Fe2O3,H2O)(s)

1.3. L’électrode d’étain est disposée au centre de la boite de conserve sans la toucher. Cette électrode libère des ions Sn2+ qui vont être réduits en étain métallique sur la face interne de la boite de conserve, reliée à la borne –. 2.1. Selon Bronsted, un acide est une espèce chimique capable de libérer un proton H+.

2.2. HA(aq) + H2O(l) = A–(aq) + H3O+

2.3. [H3O+]1 = 10–pH1

[H3O+]1 = 10–3,0 = 1,010–3 mol.L–1 pour le jus d’orange.

2.4. L’aluminium est très réactif vis-à-vis des acides et des bases. Le jus d’orange, étant très acide, peut réagir avec l’aluminium. Le lait possède un pH de 6,7, il s’agit d’une solution quasiment neutre qui ne réagira pas avec l’aluminium. L’aluminium est théoriquement moins recommandé pour le jus d’orange que pour le lait.

boite de conserve remplie d’une solution de sulfate d’étain

étain pur

– +

A

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