Remerciez-le!

Remerciez @Admin pour avoir partagé cet document gratuitement, de la manière la plus simple, en partageant sur les réseaux sociaux.

1 UNIVERSITE CADI AYYAD Département de Chimie FACULTE DES SCIENCES 06 Juin 2013

1 UNIVERSITE CADI AYYAD Département de Chimie FACULTE DES SCIENCES 06 Juin 2013 SEMLALIA – MARRAKECH Filière SPMC – S2 2 Contrôle de Chimie Générale II (Durée 2 heures) Barème : 1(4points) 2 (6 points) 3(5ponits) 4(5points) Exercice 1 A 1 L d’une solution d’acide méthanoïque HCOOH de concentration C1 = 10-1 M, on ajoute 1 L d’une solution d’acide chlorhydrique HCl de concentration C2 = 10-1 M. 1- Ecrire les réactions chimiques mises en jeu. 2- Etablir les relations entre les concentrations des différentes espèces dans le milieu. 3- En justifiant la réponse, donner le pH de la solution obtenue. 4- Que devient le pH de la solution obtenue si la concentration de la solution d’acide chlorhydrique est C2 = 10-7 M ? Donnée : pKa(HCOOH/HCOO-) = 3,75 Exercice 2 A un volume Va = 10cm3 d’une solution d’un monoacide faible AH assez concentré de concentration Ca, on ajoute progressivement un volume Vb d’une solution de soude NaOH de concentration Cb. Le point d’équivalence ( Vb = Véq) est obtenu lorsqu’on ajoute 24,6 cm3 de la solution de soude et le pH correspondant est égal à 4,12. 1- Montrer que le monoacide AH utilisé est un acide faible. 2- On considère les solutions suivantes obtenues après ajout d’un volume Vb de soude : a- Vb = 0 b- 0<Vb<Véq c- Vb = Véq d- Vb > Véq Dans chaque cas, préciser la nature de la solution et donner le pH en fonction de Va, Vb, Ca, Cb, Ka et Ke. 3- Quelle est la valeur de la constante d’acidité Ka de AH ? 4- Quelles sont les valeurs des concentrations initiales Ca de l’acide et Cb de la soude ? 2 Exercice 3 Le nitrite d’argent AgNO2 est un sel peu soluble dans l’eau. 1- En supposant que l’ion nitrite NO2- est indifférent, a- Calculer la solubilité s1 de AgNO2 dans l’eau pure et la masse maximale AgNO2 qu’on peut dissoudre dans 500 mL d’eau. b- Calculer la solubilité s2 de AgNO2 dans une solution contenant des ions Ag+ (c = 0,5 M). c- Comparer les deux valeurs de solubilité. Ce résultat est-il prévisible ? Justifier votre réponse. 2- En tenant compte du caractère basique de l’ion nitrite, a- Etablir l’expression de la solubilité s3 de AgNO2 dans l’eau pure en fonction de Ks, Ka et [H3O+]. b- Quelle est la valeur maximale du pH qui permet de dissoudre complètement 7,7g de AgNO2 dans un litre de solution ? Données : - Produit de solubilité de AgNO2 à 25°C: Ks = 7,2.10-4, - Constante d’acidité du couple (HNO2/NO2-) à 25°C : Ka = 5.10-4 - Masses molaires ( en g.mol-1): N:14 O:16 Ag: 108 Exercice 4 1- On désire réaliser une cellule électrochimique (pile) à l’aide des deux électrodes suivantes : Electrode A : un fil de platine qui plonge dans une solution aqueuse d’ions BrO4- (5.10-2M), BrO3- (10-2M), HCl (10-1M), Electrode B : un fil de platine qui plonge dans une solution aqueuse de KCl (10-2M) dans laquelle on fait barboter du dichlore gazeux sous la pression 0,5 bar. a- Donner le type de chaque électrode. b- Ecrire la demi-réaction correspondant à chacun des couples redox. c- Calculer le potentiel de chaque électrode à 25°C avant que la pile ne fonctionne. En déduire la f.e.m. E. d- On relie ces deux électrodes. Donner un schéma de la pile en précisant la polarité et le sens du courant. e- Ecrire la réaction globale qui se manifeste dans cette pile et donner sa constante d’équilibre à 25°C. f- Donner une écriture (notation conventionnelle) pour cette pile. 2- A partir de quelle valeur du pH de la solution de l’électrode A la polarité de la pile est inversée ? Données : - Potentiels standard d’électrode à 25°C: °(BrO4-/BrO3-) = 1,761 V °(Cl2/Cl-) = 1,358 V - A 25°C : (RT/F).Lnx = 0,06.logx. uploads/Finance/ 20-controle-smpc-s2-2012-2013-pdf.pdf