bac blanc de physique chimie

Pages: 20 (4762 mots) Publié le: 4 septembre 2014

Une bouteille d'ammoniaque du commerce comporte l'indication 22 ° Bé, ce qui correspond à une concentration molaire C0 = 10,9 mol.L-1.Cette solution sera nommée S0.Dans une solution aqueuse d'ammoniac, l'équilibre entre l'ammoniac NH3 et les ions
ammonium NH4+ s'écrit :
NH3 (aq) + H2O (I) = HO– (aq) + NH4+ (aq).
Données (valeurs à 25 °C):
Quotient de la réaction de l'ammoniac avec l'eau àl'équilibre : Qr,éq= 1,58.10–5
Produit ionique de l'eau : Ke = 1,00.10–14

La « basicité » de la solution S0 étant trop élevée pour être mesurée directement au pHmètre, on prépare 50,0 mL d'une solution diluée S1 de concentration C1 = C0 /10.
Le pH mesuré de S1 est 11,62.
1. Quel volume de la solution S0 doit-on prélever pour préparer la solution S1 ?
2. Proposer un mode opératoire pourpréparer la solution S1.
3. Montrer que la concentration en ion hydroxyde dans la solution S1 est :
[HO–](S1)= 4,2.10-3 mol.L-1
4. Compléter le tableau d'avancement donné en annexe pour la réaction de
l'ammoniac avec l'eau dans la solution S1 en considérant un volume V ’1 = 1,0 L.
5. En déduire la valeur du taux d'avancement final 1. Commenter le résultat obtenu.
6. Calculer lequotient de réaction Qr,1 à l'état final et montrer que le système est à l'équilibre aux incertitudes de mesure près.

EXERCICE 3

Dans l’industrie on utilise de l’eau pure afin d’éviter que des impuretés perturbent le fonctionnement de l’électrolyse. La cellule d’électrolyse (ou électrolyseur) est constituée de deux électrodes (cathode et anode) et d’un électrolyte ; un générateur de tensioncontinue maintient une tension de l’ordre de 2 V permettant d’avoir une intensité du courant électrique de plusieurs kiloampères.
L’équation de la réaction qui a lieu est : 2 H2O(l) = 2 H2(g) + O2(g)
1.1. La réaction qui a lieu dans l’électrolyseur est-elle une réaction spontanée ? Justifier votre réponse.
1.2. Les couples d’oxydoréduction qui participent à l’électrolyse sont ° O2(g) / H2O(l) etH+(aq)/ H2(g). Écrire la demi-équation électronique correspondant à la formation du dihydrogène.
1.3. À quelle électrode se dégage le dihydrogène : cathode ou anode ? Justifier votre réponse.
1.4. À quel pôle du générateur cette électrode est-elle branchée?

À l’instant t0 = 0, on démarre l’électrolyse. On cherche à connaître l’intensité I du courant qui circule dans l’électrolyseur et quipermet d’avoir une production horaire de dihydrogène de 5 m3.
À un instant t, la valeur absolue de la charge électrique Q transportée dans l’électrolyseur est donnée par la relation Q =I Dt avec Dt = (t - t0).
2.1. On considère la demi-équation électronique correspondant à la formation du dihydrogène. On appelle x l’avancement à l’instant t de la formation du dihydrogène. Donner la relation entrela quantité de matière de dihydrogène formée n(H2) et l’avancement x.
2.2. Donner la relation entre la quantité d’électrons mise en jeu ne et l’avancement x à l’instant t.
2.3. Donner l’expression de la valeur absolue de la charge électrique Q à l’instant t, en fonction de l’avancement x.
2.4. En utilisant les relations précédentes, montrer que l’intensité I du courant qui a circulé dansl’électrolyseur pour produire la quantité de matière de dihydrogène n(H2) est: I =
Avec F, le faraday, représentant la charge électrique transportée par une mole d’électrons.
2.5. On rappelle que la quantité de matière d’un gaz est proportionnelle au volume occupé par le gaz:

Calculer la valeur de l’intensité I du courant qui circule dans l’électrolyseur quand le débit horaire de dihydrogène estde 5 m3.
Données : Dans les conditions de l’électrolyse : Vmolaire = 25 L.mol-1 ; F = 9,65  104 C.mol-1.

Exercice 4 :

Une pile est composée de deux demi-piles reliées par un pont salin (papier filtre imbibé d’une solution de chlorure de potassium). 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...
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