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Lycée Bagatelle (Saint-Gaudens) – Année 2017/2018
1ère
S
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AP01 : Lentille, loupe et appareil photo Construction graphique (Questions commençant par G : G1,G2,G3, etc …) et Calcul (questions commençant par C : C1, C2, C3)
EXERCICE 1 : Comprendre le fonctionnement d’une loupe.
Pour observer des détails tout petits, on a parfois recours à l'utilisation d'une loupe. La loupe est une lentille
convergente et permet d'obtenir une image agrandie, droite et virtuelle de l'objet observé.
Une loupe, assimilable à une lentille mince convergente, donne d'un petit objet une image agrandie.
G1. De quel côté de la lentille se trouve l'objet observé ? De quel côté se trouve l'œil de l'observateur ?
G2. Une telle image est appelée image virtuelle. Peut-elle être observée sur un écran ?
G3.
G3.1. Sur le schéma ci-dessus, construire le rayon issu de B qui passe par O. Montrer que ce rayon passe par B'.
G3.2. Tracer le cheminement d'un rayon issu de B parallèle à l'axe optique. Montrer, en prolongeant ce rayon, qu'il
semble provenir du point B'.
G3.3. En s'inspirant des questions 3.1 et 3.2, tracer le 3ème rayon caractéristique.
EXERCICE 2 : Observer à la loupe.
Un botaniste observe les étamines d'une fleur d'amaryllis en utilisant une loupe constituée d'une lentille convergente
de 10 cm de distance focale. L'étamine observée mesure 5,0 mm de longueur; elle est placée à 5,0 cm de la loupe.
G1. Schématiser la situation en représentant, en taille réelle, l'étamine par un segment AB, le point A étant sur l'axe
optique de la lentille.
G2. Tracer les trois rayons lumineux caractéristiques issus du point B et qui traversent la lentille.
G3. L'image B' du point B se trouve à l'intersection du prolongement des rayons lumineux issus de B.
Trouver la position de B'. Peut-on observer l'image de l'étamine sur un écran ? Comment appelle-t-on ce type d'image ?
G4. En déduire la taille, la position et le sens de l'image de l'étamine donnée par la loupe.
C5. Retrouver ces résultats en utilisant les relations de conjugaison et de grandissement.
EXERCICE 3 : la loupe de l’enquêteur
Un enquêteur utilise une loupe qui n’est rien d’autre qu’une lentille convergente de centre O et de vergence C = +5,0 .
C1. Quelle est la distance focale de cette lentille ? Déterminer la position des foyers.
C2. L’enquêteur observe le détail d’une empreinte digitale, de taille 1,0 mm et placée à 10 cm de la loupe.
C2.1. Déterminer par le calcul la position de l'image.
C2.2. Déterminer de la même façon la taille de l'image vue à travers la loupe.
EXERCICE 4 : TAILLE DE L'IMAGE D'UN OBJET, SUR LE CAPTEUR
Soit un appareil photo dont l'objectif possède une focale de 50 mm. Supposons que l'objet photographié possède une
taille de 1,0 m et se trouve à 4,0 mètres de l'appareil photo.
C1. Calculer la distance séparant l’objectif du capteur après la mise au point.
C2. Quelle est la taille de l’image sur le capteur ?
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EXERCICE 5 : Appareil photo
Un appareil photographique comporte deux éléments essentiels : l’objectif et la pellicule.
On modélise :
- l’objectif par une lentille convergente de distance focale f ’ = 50 mm
- la pellicule de 36 mm de hauteur par un écran (E) sur lequel se forme l’image réelle de l’objet à photographier.
L’objectif est conçu pour pouvoir déplacer la lentille par rapport à la pellicule.
C1. Calculer la vergence de la lentille.
G2. On photographie un objet AB situé à une très grande distance de la lentille. En le considérant « à l’infini », et
pour obtenir une image nette, à quelle distance de l’écran (E) doit se trouver la lentille (L) ?
G3. Si l’objet AB à photographier s’approche de la lentille (L), la distance entre la lentille et l’écran doit-elle
augmenter ou diminuer ? Justifier à l’aide de constructions d’images sur un schéma.
C4. Une fleur de taille 5,0 cm est photographiée. Déterminer le grandissement pour que son image occupe toute la
pellicule.
EXERCICE 6 : Taille de l'image d'un objet, sur le capteur.
G1. Construire graphiquement l’image du Soleil lorsqu'il est photographié avec un
objectif standard de distance focale 50 mm ?
C2. Quelle est la taille du Soleil sur le capteur de l'appareil photo ?
DONNEES : Le Soleil est considéré comme étant situé à l’infini. Pour les petits angles (exprimés en rad) : tan
EXERCICE 7 : exercice à l’envers …
Sur un banc optique, un élève mesure la taille de l’image et sa position : A’B’ = 5,0 cm et OA’ = 40 cm.
L’image est à l’envers par rapport à l’objet. La lentille utilisée est une lentille de vergence 5,0 .
G1. Construire graphiquement la situation à l’échelle 1/5 et retrouver par une méthode graphique la taille et la
position de l’objet.
C2. Calculer la position et la taille de l’objet (attention aux signes et aux unités)
C3. Calculer l’écart relatif entre la position trouvée sur le graphique et la position calculée.
On donne : écart relatif = Valeur théorique – Valeur expérimentaleValeur théorique
x 100
= 0,01 rad
B
A
F
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EXERCICE 8 : Autofocus
Le système autofocus
Jusque dans les années 80, la
mise au point de la plupart des
appareils était manuelle. Depuis,
les technologies ont évolué et les
appareils font eux-mêmes la mise
au point grâce à des systèmes
« autofocus » (focus signifiant
« mise au point » en anglais).
Le principe de la mise au point automatique
Tous les constructeurs ont adopté le même
système de commande : la mise au point est
effectuée lors de l'appui à mi-course sur le
déclencheur. L'appareil recherche alors une
mise au point correcte en déplaçant la
lentille de l'objectif jusqu'à ce que l'image
soit nette. Dans de nombreux appareils,
c'est en réalité le contraste entre les
différentes parties de l'image qui est
mesurée, l'image est considérée comme
nette quand ce contraste est maximal. Il
arrive que la mise au point automatique
échoue, notamment quand le sujet
photographié est en mouvement ou que
lumière est faible. L'image obtenue est alors
floue.
Exemple d'images successives analysées par l'appareil lors de la mise au point : sur les quatre premières images, le
contraste augmente à chaque pas; de la quatrième à la cinquième, il diminue. L'appareil sait alors qu'il a dépassé la
meilleure mise au point et revient à la position précédente, où il avait la meilleure netteté.
Questions :
1.
1.1. Schématiser sans souci d'échelle la situation d'un appareil prenant une photographie de l'un des pylônes du
Golden Gate Bridge (voir photographie ci-dessus).
1.2. En utilisant la relation de conjugaison, montrer que, pour photographier un objet à l'infini, la distance entre la
lentille et le capteur doit être égale à la distance focale de la lentille.
2.
2.1. Quel paramètre de l'appareil est modifié lorsque le système autofocus fait la mise au point ?
2.2. Comment doit-il agir lorsque le photographe se rapproche du sujet photographié ?
3. Un pylône du pont de 230 m de hauteur est situé à 800 m du photographe. L'objectif de l'appareil photo peut être
assimilé à une lentille convergente de distance focale 50 mm.
3.1. Montrer que la distance entre la lentille et les capteurs photosensibles permettant d'obtenir une image nette
de ce pylône est de 50 mm.
3.2. Peut-on obtenir une photographie complète de ce pylône avec un capteur de 2,4 cm de hauteur ?
4. Du même endroit, le photographe observe le pylône à l'œil nu.
4.1. Comment l'œil va-t-il s'adapter pour percevoir une image nette lorsqu'il se rapproche de ce pylône ?
4.2. Comment se nomme ce phénomène ?
5.
5.1. Pourquoi peut-on dire que l'œil est un système autofocus ?
5.2. En quoi est-il différent du système de l'appareil photo numérique ?
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AP02 – Synthèse additive, soustractive et couleur des objets EXERCICE 1 :
Un ou plusieurs spots de lumière colorée éclairent une même zone d’un écran blanc.
1. Quelle est la synthèse mise en jeu ?
2. Quelle est la couleur perçue de la lumière diffusée par l’écran quand il est éclairé par :
a– Spot bleu (435,8 nm) + spot rouge (700 nm)
b- Spot bleu (435,8 nm) + spot vert (546,1 nm)
c- Spot vert (546,1 nm) + spot rouge (700 nm)
d- Spot rouge (700 nm) + spot vert (546,1 nm) + spot bleu (435,8 nm)
e- Aucun spot
EXERCICE 2 :
Éclairé en lumière blanche, un classeur est perçu jaune.
On intercale un filtre de couleur cyan entre la source de lumière blanche et ce classeur. Le classeur est perçu vert.
1. Quel type de spectre lumineux émet une lampe à incandescence ?
2. Quel est le domaine de la lumière visible ? A quelle couleur corresponde les extrémités de ce domaine ?
3. Quelles sont les radiations transmises par un filtre de couleur cyan ?
4. Quelles peuvent-être les couleurs des radiations diffusées par un objet jaune ?
5. Expliquer pourquoi le classeur est perçu vert lorsqu’il est éclairé par une source de lumière blanche devant
laquelle on a placé un filtre cyan.
EXERCICE 3 :
Une solution de permanganate de potassium est éclairée en lumière blanche.
Un système dispersif permet d’obtenir le spectre ci-dessous de la lumière transmise.
1. Quelles sont les principales couleurs des radiations qui composent la lumière blanche ?
2. Quelles sont les radiations absorbées par la solution ? transmises par la solution ?
3. En déduire la couleur perçue de la solution.
4. Quelle information supplémentaire nous apporte le profil spectral ?
EXERCICE 4 :
Eclairé en lumière rouge, un objet paraît noir. Eclairé en lumière jaune, le même objet paraît vert.
1. L’objet diffue-t-il ou absorbe-t-il les radiations rouges ? Quelle information apporte la deuxième ligne concernant
la lumière verte ?
2. Le texte donne-t-il des informations sur la diffusion ou l’absorption des radiations bleues ?
3. Quelles sont les principales radiations qui composent la lumière blanche ?
4. En considérant les deux cas possibles, quelles peuvent être les couleurs perçues de l’objet en lumière blanche ?
EXERCICE 5 :
A travers quel filtre faut-il regarder le drapeau français (Bleu/Blanc/Rouge) pour voir le drapeau belge (Noir/Jaune/Rouge) ? (Justifier la couleur de chaque bande du drapeau français observée à travers ce filtre.)
EXERCICE 6 :
Un objet paraît noir lorsqu’on l’éclaire avec de la lumière verte. Peut-il paraître cyan éclairé en lumière blanche ?
EXERCICE 7 :
Pour imprimer en couleur, une imprimante à jet d'encre projette sur une feuille blanche de minuscules gouttes
d'encre colorées. Les encres utilisées, de couleurs jaune, magenta et cyan se comportent comme des filtres. Elles
sont superposées sur la feuille dans un ordre déterminé qui dépend de l'imprimante utilisée.
1. Avant d'être imprimée, la feuille blanche absorbe-t-elle des radiations visibles ?
2. Si l’imprimante projette de l'encre magenta puis de l'encre jaune, quelle est la couleur imprimée ? Réaliser un
schéma en indiquant le rôle de chaque encre sur la lumière blanche.
3. Peut-on imprimer un rectangle magenta sur une feuille de papier jaune ?
Profil spectral de la lumière transmise par la solution de permanganate de potassium
Spectre d’absorption de la solution de permanganate de potassium
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AP03 – Loi de Wien
DONNEES :
La loi de Wien : max = 2,898.10
–3
T avec T en K et max en m
T (en K) = θ (en °C) + 273
EXERCICE 1 :
Les étoiles sont réparties en différentes classes selon la température de leur
surface. La classe F correspond à des étoiles chaudes (température de l'ordre de
7,6.103 K) alors que la classe K correspond à des étoiles plus froides (température de
l'ordre de 5,1.103 K). À une température T donnée, le maximum d'intensité lumineuse
émise existe pour une longueur d'onde m vérifiant la loi de Wien (fig 1) :
1. Calculer la longueur d'onde correspondant au maximum d'émission des étoiles de
classes F et K.
2. Quelle est la « couleur » dominante d'une étoile de classe F ? de classe K ?
3. Quelle est la température de surface d'une étoile émettant un maximum de
radiations dans le bleu = 500 nm ?
4. À quelle température le maximum de rayonnement est-il à la limite de l'infrarouge ?
Et à la limite de l'ultraviolet ?
EXERCICE 2 :
Certains satellites équipés de spectromètres ont permis d'obtenir le spectre du rayonnement émis par le Soleil. La
représentation graphique de l'intensité lumineuse en fonction de la longueur d'onde est proche de celle du modèle
imaginé par Max Planck et passe par un maximum pour la valeur de la longueur d'onde max = 480 nm.
1. Dessiner l'allure de la courbe correspondante, et situer les valeurs des longueurs d'onde qui délimitent le spectre visible.
2. Quelle est la couleur qui correspond à la longueur d'onde max = 480 nm ?
3. Comment peut-on expliquer que la couleur perçue par un observateur soit blanche ?
4. Calculer la température de surface du Soleil en kelvin, puis en degrés Celsius.
5. La Terre reçoit une partie du rayonnement solaire. Elle est dans un état d'équilibre, et la température moyenne
de sa surface est de 15 °C.
En admettant que la surface de la Terre obéisse à la loi de Wien, calculer la longueur d'onde du maximum de
rayonnement émis par la Terre. La radiation est-elle visible ? Sinon, dans quel domaine se situe-t-elle ?
EXERCICE 3 :
Le graphique ci-contre montre les variations de l’intensité du
rayonnement émis par un corps chauffé à différentes
températures T en fonction de la longueur d’onde . On notera
max la valeur de la longueur d’onde pour laquelle l’intensité est
maximale.
1. Compléter le tableau ci-dessous en tenant compte de
l’échelle utilisée pour l’axe des abscisses.
2. Faire le graphique de max (en m) en fonction de 1T (en K–1).
Echelle horizontale : 5 cm pour 1,0.10 4 K–1
Echelle verticale : 2 cm pour 1,0.107 m
3. Quelle est l’équation numérique de la droite obtenue ? Comparer cette relation avec la loi de Wien.
Température T (en K) 4500 5000 5500 6000 7000
max (en nm)
max (en m)
1
T (en K -1)
0 200 400 600 800 1000
(nm)
7 000 K 6 000 K 5 500 K 5 000 K 4 500 K
400 500 600
Intensité
Spectre de la lumière blanche
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AP04 - Interaction lumière matière Données :
Célérité de la lumière dans le vide : c = 2,998.10 8 m.s
–1
Constante de Planck : h = 6,626.10 –34
J.s
Conversion : 1 eV = 1,602.10 –19 J
EXERCICE 1 :
La figure ci-contre représente deux niveaux du diagramme d’énergie d’un atome :
1. L’atome absorbe une radiation de longueur d’onde = 500 nm.
Quelle est la fréquence de cette radiation dans le vide ?
2. L’électron occupe alors le niveau d’énergie E2.
Calculer la différence d’énergie (en eV) E = E2 – E1 .
EXERCICE 2 :
Le diagramme d'énergie ci-contre représente les différents niveaux accessibles pour
les électrons d'un atome d'hydrogène.
Ces niveaux sont représentés par des lignes horizontales.
1. Quelle énergie faut-il apporter à l'atome pour que son électron passe de la couche
(K) à la couche (M) ? Exprimer cette énergie en eV puis en J.
2. Quelle doit être la fréquence de la radiation qui permet cette transition ?
3. Une radiation de fréquence ’ = 2 peut-elle être absorbée par cet atome ?
4. Quelles transitions sont envisageables lorsque l'électron est sur la couche (M) et
se désexcite ?
5. Déterminer la différence d'énergie entre la couche (L) et la couche (K).
6. En déduire la valeur de la longueur d'onde (en m puis en nm), dans le vide, du
photon émis lors de la transition de la couche (L) à la couche (K). La radiation
associée à ce photon appartient-elle au domaine du visible ?
EXERCICE 3 :
Le spectre de la lumière émise par une lampe à vapeur de sodium fait surtout apparaître deux raies jaunes, très
voisines, de longueurs d'onde 1 = 589,0 nm et 2 = 589,6 nm.
1.
1.1. Expliquer quelle modification subit un atome de sodium lorsqu'il émet de la lumière.
1.2. Un atome de sodium initialement dans son état fondamental peut-il contribuer à l'émission de lumière?
2. Les transitions associées aux deux raies jaunes du spectre d'émission du sodium font intervenir toutes les deux
le niveau fondamental de l'atome.
En attribuant la valeur 0 à l'énergie du niveau fondamental, calculer en joule et en électronvolt les énergies des
deux autres niveaux intervenant dans ces transitions.
3. Représenter (sans souci d'échelle) la partie du diagramme des niveaux d'énergie de l'atome de sodium qui
intervient dans les transitions précédentes. Représenter ces transitions sur la figure ainsi que l'émission de
rayonnement.
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Représentation simplifié du spectre de la lampe à vapeur de sodium
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AP05 - Quelques techniques usuelles en chimie – Apprendre à schématiser EXERCICE 1 :
L'anéthol peut être extrait à froid de l'anis étoilé, fruit séché de la badiane. C'est un précurseur chimique de
l'anétholtrithione, principe actif d'un médicament utilisé dans le traitement de la sécheresse de la bouche et des yeux.
L'anéthol est très faiblement soluble dans l'eau ; il est soluble dans le dichlorométhane et dans l'éthanol.
1. Proposer un protocole d'extraction à froid, à partir d'anis étoilé.
2. Faire un schéma. dichlorométhane éthanol
Mentions de danger H 351 – Susceptible de provoquer le cancer H 225 – Liquide et vapeur très inflammables
EXERCICE 2
L'acide benzoïque est utilisé comme conservateur alimentaire dans des boissons. Le benjoin, une résine végétale, en
contient. L'acide benzoïque est également obtenu par réaction de l'alcool benzylique avec des ions permanganate en
milieu basique.
Voici le protocole, malheureusement dans le désordre...
Ce solide blanc est filtré sur Büchner, lavé avec un peu d'eau glacée puis essoré et mis à l'étuve.
Sa température de fusion est Tf. = 121 °C. Une C.C.M. permet de compléter son identification.
Un chauffage à reflux est maintenu pendant 30 minutes.
Le chauffage est arrêté et le contenu du ballon est refroidi à température ambiante.
Le solide marron formé lors de cette transformation est séparé par filtration sur Büchner.
Le filtrat est transvasé dans un bécher. On y ajoute de l'acide chlorhydrique: un solide blanc précipite.
Dans un ballon, on introduit 100 mL de solution de permanganate de potassium, 2,5 mL d'acide benzylique, 2 g de
carbonate de sodium et quelques grains de pierre ponce. On y adapte un réfrigérant à eau et on le place dans un chauffe-ballon posé sur un support élévateur. Données :
Acide benzoïque: Chromatogramme obtenu
- solide blanc; - température de fusion Tf = 122 °C ; - très peu soluble dans l'eau glacée.
Permanganate de potassium : solide violet. Dioxyde de manganèse: solide marron.
1. Remettre les phrases du protocole dans le bon ordre et préciser les 3 étapes de cette synthèse.
2. Schématiser et légender le montage du chauffage à reflux en précisant le sens de circulation de l'eau dans le
réfrigérant.
3. A partir de la vidéo de la filtration sur Büchner, proposer un schéma de cette technique et expliquer son principe.
4. A partir de la vidéo sur l’utilisation d’un banc de Kofler et vos connaissances, citer 2 techniques d’identification
d’une espèce chimique.
5. Faire un schéma du dispositif expérimental de la CCM, puis calculer le rapport frontal de l’acide benzoïque.
6. Le produit synthétisé est-il pur ? Contient-il de l'acide benzoïque ? Justifier.
EXERCICE 3
L'eugénol est une espèce chimique présente dans l'essence de clou de girofle ou dans les feuilles de laurier de
Californie. Il est très utilisé pour ses propriétés analgésiques et antiseptiques. On souhaite extraire l'eugénol d'une
solution aqueuse.
DONNEES :
Miscibilité avec l’eau.
Pictogramme observé sur la bouteille d’éther
1. Donner deux critères à prendre en compte dans le choix du solvant extracteur. Quel solvant sera utilisé ?
2. Quelle précaution doit-on prendre pour manipuler le solvant choisi ?
3. Quelle verrerie utilise-t-on lors de cette opération ? Réaliser un schéma légendé en justifiant où se trouve la
phase organique.
Eau Ethanol Ether
Solubilité de l’eugénol Peu soluble soluble soluble
Densité 1,0 0,79 0,71
Ethanol Ether
Miscible Non miscible
Produits inflammables
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AP06 - Equations chimiques
1. Quelles lois doit-on utiliser pour ajuster les nombres stœchiométriques d’une équation chimique ?
2. L’équation chimique associée à la combustion de l’éthanol est la suivante :
Ethanol + 3 O2 (g 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
Déterminer la formule chimique de l’éthanol sachant qu’une mole d’éthanol réagit avec trois moles de dioxygène
pour former deux moles de dioxyde de carbone et trois moles de molécules d’eau.
3. L’équation chimique associée à la formation du précipité d’iodure de plomb est la suivante :
Pb 2+(aq) + …I –
(aq) iodure de plomb
a. Sachant qu’un précipité est toujours électriquement neutre, écrire la formule de l’iodure de plomb.
b. Ecrire l'équation chimique avec les nombres stœchiométriques corrects.
4. Recopier et ajuster les nombres stœchiométriques des équations chimiques suivantes. L’absence de pointillés
devant le symbole d’une espèce chimique signifie que le nombre stœchiométrique est égal à 1.
a. … C3H8 (g) +… O2 (g) … CO2 (g) + … H2O (l)
b. 2 NO (g) + ….. O2 (g) … NO2 (g)
c. … Al (s) + … H2O (l) … H2 (g) + … Al2O3 (s)
d. … NaOH (s) … Na (s) + … O2 (g) + … H2 (g)
e. … SiCl4 (l) + … H2 (g) … Si (s) + … HCl (g)
f. 4 Fe(OH)2 (s) + O2 (g) + … H2O (l) … Fe(OH)3 (s)
g. … Al (s) + … H +(aq) … Al 3+
(aq) + … H2 (g)
h. … Zn(OH)2 (s) + … H +(aq) … Zn 2+
(aq) + … H2O (l)
i. … Fe 2+(aq) + … OH
(aq) …Fe(OH)2 (s)
j. … Al (s) + … Hg 2+(aq) … Al 3+
(aq) + …Hg (l)
k. … Fe 2+(aq) + … CN
(aq) … Fe(CN)64
(aq)
l. … Al (s) + … H2O (l) … Al2O3 (s) + … H2 (g)
m. …CuO (s) + … H +(aq) … Cu 2+
(aq) + … H2O (l)
n. … Al2O3 (s) + … C (s) … CO (g) + … Al4C3
o. … C3H8 (g) + … Cl2 (g) … C (s) + … HCl (g)
p. … As4O6 + … HO (aq) … AsO2
(aq) + 2 H2O (l)
q. … AsO2(aq) + … I2 (s) + … H2O (l) … I (aq) + … AsO4
3(aq) + … H +
(aq)
5. Dans les équations chimiques proposées, retrouver, parmi les espèces chimiques suivantes, celles qui manquent:
C (s) ; CO2 (g) ; H2O (l) ; H2 (g) ; Ca (s) ; Ca 2+ (aq).
a. … FeO (s) + … CO (g) … Fe (s) + …….
b. … Cu (s) + … H +(aq) … Cu 2+
(aq) + ……..
c. … F2 (g) + ……… … Ca 2+(aq) + … F
(aq)
d. … Al2O3 (s) + … Cl2 (g) + ……... … AlCl3 (s) + … CO (g)
e. … H2SO4 (l) + … Cu (s) + … H+(aq) …Cu 2+
(aq) + … SO2 (g) + …
f. … CaCO3 (s) + … CO2 (g) + … H2O (l) … HCO3(aq) + …
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AP07 - Bilan de matière
DONNEES :
- si aucun des réactifs n’est limitant, c’est qu’ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.
- masses molaires (en g.mol –1
) : M(H) = 1,0 ; M(C) = 12,0 ; M(N) = 14,0 ; M(O) = 16,0 ; M(Na) = 23,0 ; M(Cr) = 52,0 ; M(Hg) = 200,6
- la masse volumique d’une espèce chimique est définie par : = m
V où
m est la masse et V le volume de l’espèce chimique.
EXERCICE 1 :
1. On fait réagir du sodium Na (s) avec du dioxygène O2 (g) et il se forme de
l'oxyde de sodium Na2O (s) .
Écrire l'équation associée à cette réaction chimique.
Remarque : l’oxyde de sodium est utilisé dans la fabrication du verre.
2. La quantité de sodium utilisé est de 0,20 mol et la quantité de dioxygène est de 0,12 mol
2.1. Compléter le tableau d'avancement.
Equation chimique
Etat du système Avancement (en mol)
Quantités de matière (en mol)
Etat initial
Etat intermédiaire
Etat final
2.2. Rechercher le réactif limitant et quelle est la valeur de l'avancement maximal ?
2.3. En déduire la quantité d'oxyde de sodium puis calculer sa masse formée à l'état final.
3. Avec d'autres conditions initiales que dans de la question 2, l'avancement final est xmax = 0,030 mol.
Déterminer les quantités initiales des deux réactifs en considérant le mélange initialement dans les proportions stœchiométriques. On notera n0(Na) et n0(O2) respectivement les quantités de matière initiales du sodium et du dioxygène.
Aide : compléter à nouveau le tableau d’avancement en utilisant les notations précédemment définies et en tenant compte du fait que le mélange est initialement dans les proportions stœchiométriques.
Equation chimique
Etat du système Avancement (en mol)
Quantités de matière (en mol)
Etat initial
Etat intermédiaire
Etat final
vert jaune-vert
jaune
orange
rouge
rouge-rosé magenta
bleu-vert
cyan
bleu roi
bleu
violet
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EXERCICE 2 :
En 1775, Antoine-Laurent Lavoisier montra par une expérience que le dioxygène est l'un des constituants de l'air.
Pour réaliser cette expérience, il utilisa une masse de 122,0 g de mercure Hg (l) et un volume d'air qui comprenait une
masse de 0,18 g de dioxygène O2 (g) . Il obtint une masse de 2,38 g de « matière rouge » appelée oxyde de mercure
(II) HgO (s) .
1. Écrire l'équation de la réaction qui s'est produite.
2. Calculer les quantités de matière initiales de mercure et de dioxygène.
3. Compléter le tableau d'évolution.
Equation chimique
Etat du système Avancement (en mol)
Quantités de matière (en mol)
Etat initial
Etat intermédiaire
Etat final
4. Calculer la valeur xmax de l'avancement maximal et déterminer le réactif limitant.
5. Décrire le système à l'état final.
6. Calculer la masse d'oxyde de mercure à l'état final, et comparer cette valeur à celle obtenue par Lavoisier.
EXERCICE 3 :
On verse 1,0.10 –4 mol d’éthanol C2H6O (l) dans un volume V1 = 10,0 mL d’une solution de dichromate de potassium dont
la concentration en ions dichromate Cr2O2–
7 (aq) est C1 = 2,0.10 –2 mol.L–1.
L’équation de la réaction s’écrit :
3 C2H6O (l) + 2 Cr2O2–
7 (aq) + 16 H+
(aq) 3 C2H4O2 (aq) + 4 Cr 3+(aq) + 11 H2O (l)
DONNEES : Cette réaction est utilisée dans les alcootests chimiques. Les ions H+ sont présents en excès. L’eau est le solvant donc il n’est pas nécessaire de calculer la quantité formée.
Toutes les espèces chimiques intervenant dans cette réaction sont incolores sauf l’ion dichromate Cr2O2–
7 (aq) de
couleur jaune orangé et l’ion chrome (III) Cr 3+
(aq) de couleur verte en solution.
1. Calculer la quantité d’ions dichromate présents initialement dans le mélange réactionnel.
2. Compléter le tableau d'évolution.
Equation chimique 3 C2H6O (l) + 2 Cr2O2–
7 (aq) + 16 H+
(aq) 3 C2H4O2 (aq) + 4 Cr 3+
(aq) + 11 H2O (l)
Etat du système Avancement (en mol)
Quantités de matière (en mol)
Etat initial excès solvant
Etat intermédiaire excès solvant
Etat final
excès solvant
3. Calculer la valeur xmax de l'avancement maximal et déterminer le réactif limitant.
4. Effectuer le bilan de matière à l’état final des espèces chimiques contenues dans le tableau d’avancement.
5. Indiquer la couleur de la solution finale en le justifiant.
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EXERCICE 4 : Propulsion de la fusée Ariane 4
Le premier étage de la fusée Ariane IV est équipé de moteurs qui utilisent la diméthylhydrazine (DMHA), de formule
brute C2H8N2, comme combustible, et le tétraoxyde de diazote, de formule brute N2O4, comme carburant. Ces
espèces chimiques réagissent entre elles à l'état gazeux. Les produits de cette réaction sont du diazote, de l'eau et
du dioxyde de carbone, tous à l'état gazeux. La fusée emporte une masse de 50,0 tonnes de DMHA et une masse
« m » de N2O4.
1. Écrire l'équation de la réaction.
2. Calculer la masse molaire de DMHA.
3. Calculer la quantité de matière initiale de DMHA.
4. On note n0(N2O4) la quantité de matière initiale de N2O4. Compléter le tableau d’avancement (cf. ci–dessous).
5. En déduire la valeur de n0(N2O4) pour que le mélange soit stœchiométrique.
6. Décrire, dans ces conditions, le système à l'état final.
EXERCICE 5 : Synthèse de l’éthanoate de linalyle
Dans un ballon, on introduit un volume V = 10,0 mL d'anhydride éthanoïque (de formule brute C4H6O3), un volume
V' = 5,0 mL de linalol (C10H18O) et quelques grains de pierre ponce. On chauffe à reflux pendant 30 minutes.
On obtient de l'éthanoate de linalyle (C12H2OO2) et de l'acide éthanoïque (C2H4O2).
1. Écrire l'équation de la réaction.
2. Calculer les quantités de matière initiales.
3. Recopier et compléter le tableau d'avancement (voir ci–dessous).
4. Calculer l'avancement maximal xmax et déterminer le réactif limitant.
5. Déterminer la quantité de matière d'éthanoate de linalyle à l'état final.
6. En déduire le volume d'éthanoate de linalyle obtenu.
DONNEES : Masses volumiques (en g.L–1
) : anhydride éthanoïque : A = 1,08.10 3 g.L
–1; linalol : L = 0,87.10
3 g.L
–1 ;
éthanoate de linalyle : E = 0,89.10 3 g.L
–1
Equation chimique
Etat initial
Etat intermédiaire
Etat final
Equation chimique
Etat initial
Etat intermédiaire
Etat final
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AP08 – Absorbance – Dosage de solutions colorées par étalonnage
DONNEES :
- L’absorbance, notée A, d’une solution est une grandeur sans unité qui mesure la proportion de lumière absorbée par la
solution lorsqu’elle est éclairée par une radiation de longueur d’onde donnée.
- Loi de Beer-Lambert : l’absorbance A d’une solution est proportionnelle à la concentration molaire c de l’espèce absorbant la lumière.
- Masses molaires (en g.mol 1
) :
M(K) = 39,1 ; M(Mn) = 55,0 ; M(O) = 16,0 - Cercle chromatique.
- Domaine de longueur d’onde du visible :
Sur le cercle chromatique, deux
couleurs complémentaires sont
diamétralement opposées.
EXERCICE 1 :
Les sirops de grenadine contiennent un colorant rouge (E124). Après avoir fabriqué
une gamme de solutions étalons contenant ce colorant, on mesure leur absorbance à la
longueur d’onde = 520 nm.
Concentration C (en mg.L–1 ) 0 2,0 4,0 6,0 8,0
Absorbance A 0 0,29 0,55 0,88 1,18
On prépare ensuite une solution S de sirop dilué 10 fois, puis on mesure l'absorbance de cette solution de sirop dans
les mêmes conditions expérimentales que pour les solutions étalons : A = 0,35.
1. Tracer la représentation graphique de A en fonction de C et justifier que la loi de Beer-Lambert est vérifiée ici.
2. Par une méthode graphique, déterminer la concentration CS en colorant rouge de la solution S.
3. En déduire la concentration de colorant dans le sirop.
EXERCICE 2 : DOSAGE DE L’EAU DE DAKIN.
L'eau de Dakin est un antiseptique utilisé pour le lavage des plaies et des muqueuses.
L'étiquette du flacon mentionne, pour un volume V = 100 mL : masse de permanganate de potassium : m(KMnO4 ) = 0,0010 g
On se propose de vérifier cette indication.
À partir d'une solution-mère S0 de permanganate de potassium à la concentration molaire c0 = 1,0.10–2 mol.L –1, on
prépare une échelle de teintes constituée de cinq solutions dont on mesure l'absorbance A à la longueur d'onde 530 nm.
Solution S1 S2 S3 S4 S5
Concentration (en 10 -5 mol.L –1 ) 10 8,0 6,0 4,0 2,0
Absorbance A 0,221 0,179 0,131 0,088 0,044
Les valeurs sont regroupées sur le graphe ci-dessous.
1. Préparation de la solution S2 :
1.1. Calculer le volume de la solution-mère à prélever pour préparer 1,0 L de solution S2 .
1.2. Lister la verrerie à utiliser parmi la verrerie suivante :
bécher de 1 L ; erlenmeyer de 1 L ; fiole jaugée de 1,0 L ; pipette jaugée de 5,0 mL ; pipette jaugée de
10,0 mL ; pipette graduée de 10 mL, éprouvette graduée de 10 mL.
1.3. Donner les principales étapes de la préparation de la solution S2.
couleur Violet Bleu Vert Jaune Orangé Rouge
( nm) 400 424 491 575 585 647 750
0,05
1.10
5
mol.L –1
vert
jaune-vert
jaune
orange
rouge rouge-rosé
magenta
bleu-vert
cyan
bleu roi
bleu
violet
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2. Le spectre d’absorption réalisé à partir d’une solution d’eau de Dakin est le suivant :
2.1. Quelle est la couleur de la lumière absorbée par la solution ?
2.2. Quelle est la couleur de la solution de Dakin ?
3. L’absorbance de l’eau de Dakin à la longueur d’onde
= 530 nm est 0,14.
3.1. En déduire la valeur expérimentale cexp de la concentration molaire en permanganate de potassium de l’eau de Dakin.
3.2. A partir de l’étiquette, calculer la concentration molaire c en permanganate de potassium de l’eau de Dakin.
3.3. Calculer l’écart relatif c
ccexp (en %).
EXERCICE 3 :
On réalise une gamme d'étalonnage de cinq solutions
aqueuses contenant l'ion thiocyanatofer (III) [Fe(SCN)]2+
de couleur rouge. L'absorbance de chaque solution est
mesurée à la longueur d'onde = 490 nm et pour une cuve
de largeur L = 1,0 cm. Les résultats sont reportés dans le
graphique ci-contre.
Un volume V = 250 mL de salive humaine est ajouté dans une
solution contenant des ions fer (III) de manière à obtenir
un volume V' = 10 mL de solution S.
Dans ces conditions, la totalité des ions thiocyanate
incolores SCN contenus dans la salive sont transformés en
ion [Fe(SCN)]2+ selon l’équation :
Fe 3+(aq) + SCN
(aq) [Fe(SCN)]2+(aq)
On mesure alors une absorbance A’490 = 0,65 de la solution S
dans une cuve de largeur L.
1. Calculer le coefficient directeur « a » de la droite d'étalonnage et donner son équation en précisant les unités.
2. En utilisant la loi de Beer-Lambert, déterminer la concentration molaire « c' » en ions thiocynatofer (III)
[Fe(SCN)]2+ de la solution S.
3. Lorsque la salive est ajoutée dans la solution contenant les ions fer (III), que peut-on dire de la quantité d’ions
thiocyanate initialement contenus dans la salive comparée à la quantité d’ions thiocyanatofer (III) formés ?
4. Calculer la concentration molaire csalive en ions thiocyanate contenus dans la salive.
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HO O
N+ NO2
N
AP09 – Molécules organiques et couleur
DONNEES : Cercle chromatique
EXERCICE 1 : Couleur de la phénolphtaléine
La phénolphtaléine est un indicateur acido-basique qui existe principalement sous les deux formes et
représentées ci-dessous.
L’une des formes est incolore, l’autre de couleur fuchsia.
1. Pour chacune des deux molécules, entourer les doubles liaisons
conjuguées.
2. A quelle condition structurale une molécule organique confère-
t-elle un caractère coloré au matériau qui la contient ?
3. Associer sa couleur à chacun des formes de la molécule.
4. La phénolphtaléine est incolore dans le jus de citron alors
qu’elle prend une teinte fuchsia dans l’eau de Javel. De quel
paramètre dépend sa couleur ?
forme
forme
EXERCICE 2 : Rhodamine B
La rhodamine B existe sous deux formes. Dans l’eau, il s’agit de la forme qui est rose. Dans un solvant comme le
DMSO, elle est sous sa forme , incolore.
forme
forme
1. La forme est-elle organique ? Et la forme ?
2. Pourquoi la rhodamine est-elle colorée dans l'eau et pourquoi ne l'est-elle pas dans le DMSO ?
3. Comment les deux formes de la rhodamine interagissent-elles avec une lumière blanche incidente ? S’il y a absorption dans le visible, indiquer la couleur des radiations absorbées.
4. Les données de cet exercice permettent-elles d'affirmer que la rhodamine B est un indicateur coloré de pH ?
5. Proposer une expérience qui permettrait de tester cette proposition.
Remarque : Le diméthylsulfoxyde noté aussi DMSO est un solvant organique de formule brute C2H6OS.
EXERCICE 3 : Des cristaux qui bronzent !
Les cristaux de 2-(2,4-dinitrobenzyl)pyridine possèdent une coloration jaune pâle. Lorsqu'ils sont exposés au
soleil, leur couleur vire au bleu foncé rapidement. La molécule alors présente dans les cristaux est la molécule .
Replacés dans l’obscurité, ils retrouvent leur couleur jaune pâle.
Expliquer le phénomène.
Donnée : Le groupement d’atome NO2 (noté ) est chromophore : il donne une couleur particulière à la
molécule qui le possède.
O
OH
OH
O
O
O
O
O
O
O
N+
O– O
N+ NO2
N
OH
O
N+
O
N
O
O
N+
O
N
vert jaune-vert jaune orange rouge rouge-rosé magenta
bleu-vert
cyan
bleu roi
bleu
violet
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AP10 - Géométrie des molécules.
DONNEES :
Symboles de quelques atomes : hydrogène 1H ; oxygène 8O ; carbone 6C ; soufre 16S; azote 7N ; Phosphore 15P;
EXERCICE 1 :
Répondre par vrai ou faux aux affirmations suivantes en justifiant les réponses.
1. La formule de Lewis permet de montrer la manière dont les atomes sont liés entre eux.
2. La formule de Lewis permet de visualiser directement la disposition spatiale des liaisons.
3. La répartition des doublets autour d'un atome s'effectue de façon à minimiser la répulsion électrique entre ces doublets.
4. Un atome formant 4 liaisons simples présente une structure plane inscrite dans un carré.
EXERCICE 2 :
Au début du XIXème siècle, le chimiste allemand Friedrich Wöhler réalise la première synthèse artificielle d'une
molécule produite par les organismes biologiques : l'urée. L'urée est obtenue par action de l'acide cyanique sur le
composé A selon la réaction d'équation : HOCN + A H2N O NH2
1. Écrire la formule brute de la molécule A.
2. Combien de liaisons les atomes d'hydrogène, de carbone, d'azote et d'oxygène établissent-ils ?
3. Proposer une formule de Lewis pour la molécule A.
4. Les enchaînements des atomes dans les molécules d'acide cyanique et d'urée sont donnés ci-dessous.
Recopier et compléter les schémas ci-dessus avec des doublets liants (doubles ou triples liaisons) et non liants
pour établir les formules de Lewis des molécules d’acide cyanique et de l’urée.
EXERCICE 3 :
Le soufre est un élément chimique connu depuis l'Antiquité. Il est notamment présent dans les amas solides de
couleur jaune qui se déposent près des cratères volcaniques (ci-dessous). Le soufre a la remarquable propriété de
former des composés analogues à ceux que forme l'oxygène. L'oxygène s'associe par exemple à deux atomes
d'hydrogène pour donner la molécule d'eau H2O, tandis que le soufre donne le sulfure d'hydrogène H2S. De même, le
carbone s'oxyde en dioxyde de carbone CO2, tandis que le soufre conduit au disulfure de carbone CS2.
Voici la structure de Lewis de la molécule de disulfure de carbone CS2 :
1. Interpréter la représentation de Lewis ci-dessus.
2. Déterminer la géométrie de la molécule de disulfure de carbone.
3. Par analogie avec la molécule d'eau, déterminer la géométrie de la molécule de sulfure d'hydrogène H2S.
4. Quelle géométrie adopte la molécule de peroxyde d'hydrogène H2O2 ? En déduire celle du disulfure
d'hydrogène H2S2
EXERCICE 4 :
1. Le modèle moléculaire de l’hydroxylamine NOH3 est représenté ci-dessous
1.1. Déterminer la représentation de Lewis de l’hydroxylamine.
1.2. Justifier la géométrie de la molécule observée sur le modèle moléculaire.
2. Mêmes questions avec la phosphine PH3 (ou hydrure de phosphore), gaz incolore utilisé pour le traitement des
denrées alimentaires stockées (céréales…). Il détruit les insectes et les acariens.
hydroxylamine
phosphine
H N C N H
H O
H H O C N
S C S
rouge
bleu jaune
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AP11 – Isomérie Z/E
EXERCICE 1 : Arôme de muscat
L’arôme des raisins muscat provient de la présence de diverses
molécules, dont le citronellol.
1. Ecrire la formule semi-développée de la molécule de citronellol
représentée ci-contre.
2. Le citronellol peut-il présenter une isomérie Z/E ? Justifier la réponse.
Modèle moléculaire du citronellol
EXERCICE 2 : isomères du dichloroéthylène
Le dichloroéthylène a pour formule brute C2H2Cl2.
1. Combien de liaisons covalentes établit un atome Cl17 de chlore dans une molécule.
2. Donner la représentation de Lewis de toutes les molécules répondant à la formule brute ci-dessus.
3. Prévoir la géométrie de ces molécules au niveau des atomes de carbone.
4. Peut-on prévoir l’existence d’isomères Z/E parmi les isomères trouvés ? Si oui, dessiner ces isomères.
EXERCICE 3 : Anéthole anisé
L'anéthole représenté ci-dessous est une molécule organique qui présente une isomérie Z/E.
L'isomère E est présent dans le fenouil et l'anis. Sous l'action de la lumière, il s'isomérise en (Z)-anéthole, un
composé à l'odeur désagréable.
1. Comment appelle-t-on ce type de réaction ? Connaissez-vous un autre exemple ?
2.
2.1. La double liaison située hors du cycle est-elle responsable de l'isomérie Z/E ?
2.2. Représenter le (Z)-anéthle.
3. De l'anéthole a été extrait du fenouil. Proposer le principe d'une manipulation pour identifier la présence de l'iso-
mère Z ou E dans cet échantillon, à l'aide d'une lampe et d'un matériel à CCM (chromatographie sur couche mince).
4. Pourquoi les boissons anisées sont-elles stockées dans des récipients opaques ou teintés ?
EXERCICE 4 : Piège à papillons
La chenille processionnaire du pin est une espèce généralement considérée comme invasive.
Pour endiguer l'infestation d'une forêt, des pièges à phéromones sont installés pendant la période
de reproduction des insectes adultes, alors papillons. Un piège (ci-contre) imite l'odeur des
papillons femelles en diffusant des phéromones sexuelles : les papillons mâles tournent autour du
piège jusqu'à épuisement et finissent par tomber dans le réceptacle où ils meurent.
La molécule ci-dessus représente une phéromone sexuelle de processionnaire du pin.
1. Combien de liaisons doubles possède cette molécule ?
2. Quelles liaisons doubles présentent une isomérie Z/E ?
3. Ces liaisons doubles sont-elles du type Z ou E ?
CH3 CH CH C
CH CH
C
CH CH
C O CH3
rouge
H
C2H5
H
H
H
O
CH3
C
O
(CH2)6
C
C
C
C
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AP12 - Les interactions fondamentales
DONNEES :
- Constante de gravitation universelle : G = 6,67.10 –11 S.I.
- Masse approchée de la Terre mT = 6,0.1024
kg
-Valeur de la force électrostatique s’exerçant entre 2 charges
qA et qB séparées de la distance d :
- Constante de Coulomb dans l’air ou le vide : k = 9,00.109 S.I.
- Valeur de la charge élémentaire : e = 1,60.10 –19 C
- Intensité de la pesanteur terrestre g = 10 N.kg –1
(valeur arrondie)
EXERCICE 1 :
Quel est l’ordre de grandeur du diamètre d’un atome ? De son noyau ?
EXERCICE 2 :
1. Quelle est la composition de l’ion ?
2. Calculer sa charge et sa masse.
EXERCICE 3 : 1. Pourquoi l’interaction électromagnétique n’intervient-elle pas à l’échelle astronomique ?
2. En quoi la présence de neutrons assure-t-elle la stabilité d’un noyau ?
3. Pourquoi l’interaction faible ne peut-elle jamais être prédominante ?
EXERCICE 4 :
L’atome d’hydrogène contient un proton et un électron et a un rayon approximatif r = 0,5.10 10 m.
1. Pourquoi l’interaction forte n’est-elle pas à prendre en compte dans la cohésion de ce noyau ?
2. Quelles sont les interactions à considérer ?
3. Calculer la valeur de la force de gravitation entre le proton et l’électron.
4. Calculer la valeur de la force électrostatique entre ces mêmes particules.
5. Quelle est l’interaction prédominante ?
EXERCICE 5 :
Au début du XXe siècle, E. Rutherford détermine la structure d'un atome en bombardant une feuille d'or par des
noyaux d’hélium , appelés aussi particules (alpha).
Il observe que certaines de ces particules sont déviées lorsqu'elles traversent la feuille constituée d'atomes d'or
de représentation symbolique .
1. En fonction de la charge élémentaire e, exprimer : 1.1. la charge du noyau d'un atome d'or;
1.2. la charge de la particule.
2.
2.1. -ils soumis lorsqu'ils sont à proximité l'un de l'autre ?
2.2. À cette échelle, quelle est l'interaction prépondérante?
3. Quelle conclusion Rutherford a-t-il tiré de son observation ?
EXERCICE 6 :
Si vous vous teniez à un bras de distance de quelqu'un et que chacun de vous ait un pour cent d'électrons de plus que de protons, la force de répulsion serait incroyable. De quelle grandeur ? Suffisante pour soulever l'Empire State Building ? Non ! Pour soulever le Mont Everest ? Non ! La répulsion serait suffisante pour soulever une masse égale à celle de la Terre entière ! D’après Richard Feynman
1. Quelle est l'interaction évoquée par Feynman ?
2. La situation décrite par Feynman peut être modélisée par deux corps ponctuels, de charge q1 = q2 = 6,7.107 C,
distants de d = 60 cm.
Calculer la valeur des forces électrostatiques qu'exerceraient l'un sur l'autre les deux corps ponctuels dans la
situation décrite par Feynman.
3. Calculer le poids qu'aurait un objet si sa masse était égale à celle de la Terre.
4. Comparer les ordres de grandeur des valeurs de ces deux forces. La dernière phrase du texte ci-dessus est-elle
justifiée ?
Page 19
AP13 – Radioactivité DONNEES :
- Représentations symboliques de quelques éléments chimiques : berkélium 97Bk ; einsteinium 99Es ; astate 85At ; xénon 54Xe ; polonium 84Po ; radon 86Rn ; californium 98Cf ; iode 53I ; 7N
- Radioactivité : émission d’un noyau d’hélium 4 ( )
- Radioactivité + : émission d’un positon (
)
- Radioactivité – : émission d’un électron (
)
- Constante d’Avogadro : NA = 6,02.10 23
mol–1
- L’activité A est le nombre de désintégrations radioactives par seconde (en Becquerel Bq)
EXERCICE 1 :
1. Une mesure de laboratoire montre qu’un échantillon d’uranium 238 émet 738 particules par minute. Calculer son
activité.
2. Dix grammes d'eau minérale sont placés dans un compteur Geiger. Quelle est l'activité d'un gramme de cet échantillon si le compteur enregistre 181 désintégrations en une heure ?
EXERCICE 2 :
Recopier et compléter les réactions nucléaires suivantes : …… +
+
…… +
+ ……
+ 5
+
+ + ……
+……
EXERCICE 3 : Le radiophosphore des époux Joliot-Curie
Irène et Frédéric Joliot-Curie ont transformé de l'aluminium en radiophosphore . Celui-ci est radioactif et donne
naissance au silicium 30 ( ).
1. Quel est le type de radioactivité du radiophosphore ? 2. Écrire l'équation de la désintégration.
EXERCICE 4 : Le carbone 14.
1. Le carbone 14 est un isotope radioactif du carbone 12 ( ).
Combien de protons et de neutrons contient un noyau de carbone 14 ? Comment s'écrit-il sous la forme ?
2. Le carbone 14 est continuellement formé dans la haute atmosphère, lors de l'absorption de neutrons d'origine
cosmique par des noyaux présents dans l'air, suivant l'équation :
+
+
Déterminer A et Z. Quels sont ces noyaux ?
3. Le carbone 14 subit une réaction dont l'équation est :
+
De quel type de réaction s'agit-il ? Quelle est la particule émise ? Comment l'appelle-t-on ?
EXERCICE 5 : Activité d’échantillons de zirconium.
Le zirconium présente deux isotopes radioactifs créés par synthèse, le 93Zr et le 95Zr.
Deux échantillons de masses identiques de ces isotopes sont placés dans un compteur, qui en 5,0 s enregistre
4,7.104 désintégrations pour le 93Zr et 4,0.1011 pour le 95Zr.
1. Calculer l'activité de chacun des échantillons.
2. Un an après, l'activité de l'échantillon de 93Zr est de 9,4 kBq et celle de l'échantillon de 95Zr est de 1,2 GBq. Les
comparer aux activités initiales. Sachant que l'activité d'un échantillon de noyaux donné est proportionnelle au nombre de noyaux radioactifs qu'il contient, interpréter les variations de l'activité.
EXERCICE 6 : Iode 131 et thyroïde.
Le rôle de la thyroïde, située à la base du cou, est de synthétiser des hormones, dont certaines contiennent de l'iode. Elle
dispose de récepteurs capables de fixer l’iode apporté par l’alimentation et circulants dans le sang.
L'élément chimique iode possède un seul isotope stable, l'iode 127 ( ). L'isotope 131, radioactif , est un déchet
radioactif pouvant être rejeté dans l'atmosphère lors d'incidents nucléaires ; les pouvoirs publics distribuent alors
préventivement à la population des "pastilles d'iode", contenant l'élément iode non radioactif, destiné à saturer la thyroïde.
L'iode 131 est aussi utilisé lors du traitement des cancers de la thyroïde. D'une part, certaines métastases fixent l'iode et
sont mises en évidence par scintigraphie après ingestion d'iode 131 d'activité voisine de 140 MBq. D'autre part, des doses
vingt fois plus fortes tuent spécifiquement des cellules thyroïdiennes. Une telle radiothérapie impose au patient d'être
isolé plusieurs jours. 1. Écrire l'équation de la désintégration radioactive de l'iode 131. Justifier.
2. Expliquer pourquoi l'iode 131 présente plus de danger pour une thyroïde saine que l'iode 127. En déduire l'utilité des « pastilles d'iodes ».
3. Pourquoi la dose utilisée est-elle plus faible en scintigraphie qu'en radiothérapie ?
4. Déterminer le nombre de désintégrations subies en une heure par un patient lors d'une radiothérapie (l'activité sera supposée constante).
5. Justifier les précautions imposées aux patients après une radiothérapie
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AP14 – Réactions nucléaires
DONNEES : - Unité de masse atomique : 1 u = 1,660 54.10
–27 kg - Unité d’énergie : 1 eV = 1,60.10
–19 J
- Constante d’Avogadro : NA = 6,02.10 23
mol –1
- Représentations symboliques de quelques éléments chimiques : 54Xe ; 86Rn ; 51Sb ; 53I ; 52Te ; 38Sr Xe ; xénon ; Rn : radon ; Sb : antimoine ; I : iode ; Te : tellure : Sr : strontium
Nom du noyau ou de la particule radon radium Hélium neptunium électron uranium 239
Symbole
Masse (en u) 221,970 225,977 4,001 5 239,052 94 5,49.10 –4
239,054 29
- Célérité de la lumière dans le vide : c = 3,00.10 8 m.s
–1
EXERCICE 1 :
Le noyau de plutonium a une masse de 240 u, soit :
a. 240 kg b. 3,99.10 25 kg c. 2,24.10 5 kg d. 2,16.10 19 kg
Choisir (en justifiant) la(les) affirmation(s)s correcte(s).
EXERCICE 2 :
Le plutonium 239 est utilisé dans les bombes "A" : 1 g de plutonium 239 libère alors une énergie équivalente à celle de
20 tonnes de TNT. Il peut être impliqué dans la réaction modélisée par l'équation :
+
+
+ 3
1. Déterminer le noyau inconnu impliqué.
2. Préciser le type de réaction nucléaire dont il s'agit.
EXERCICE 3 :
Un noyau de radium 226 se désintègre en radon 222 en émettant une particule , selon l'équation :
+
1. Calculer la variation de masse de la réaction (en kg) donnée par : m = m(produits) – m(réactifs)
2. Calculer l'énergie libérée par cette désintégration en joule puis en MeV.
EXERCICE 4 :
Dans le cœur des réacteurs nucléaires, quand un noyau d'uranium 238 capture un neutron, il se transforme en
uranium 239 ( ). En libérant un électron, l'uranium 239 se transforme alors en neptunium (
).
1. Écrire l'équation de cette seconde réaction nucléaire.
2. Calculer l'énergie libérée correspondante. Exprimer le résultat en eV.
3. En déduire l'énergie libérée par 1,0 g d'uranium 239.
4. Comparer à l'énergie libérée par la combustion d'une tonne de charbon, qui est de 28 MJ.
EXERCICE 5 :
La transformation nucléaire produisant l'énergie des centrales nucléaires est la fission d'un noyau d'uranium 235 sous
l'effet d'un neutron. Parmi les réactions possibles, cet exercice étudie celle qui produit du strontium 94, un autre
noyau noté X de nombre de masse 139, ainsi que des neutrons.
Données : - énergie libérée en moyenne par la combustion d'une tonne de pétrole (tonne équivalent pétrole) : 1 tep = 4,2.1010 J - masses des particules et des noyaux rencontrés :
Neutron Uranium 235 Strontium 94 Xénon 139
1,674 93.1027 kg 3,902 996.1025 kg 1,559 501.1025 kg 2,306 801.1025 kg
1. Écrire l'équation de la réaction nucléaire de fission étudiée. Le numéro atomique de X sera noté Z, le nombre de
neutrons produits sera noté k.
2. Déterminer Z et k, puis écrire l'équation de la réaction.
3. Calculer l'énergie libérée par cette réaction.
4. Une tonne de combustible nucléaire contient 0,88 t d'uranium, dont 3,5 % est de l'uranium 235.
4.1. Calculer l'énergie qu'une tonne de combustible peut libérer par la fission de tout l'uranium 235 par cette réaction.
4.2. Exprimer cette énergie en tonne équivalent pétrole. Conclure.
Page 21
AP15 – Electrisation de la matière DONNEES : - Loi de Coulomb : deux corps ponctuels A et B, séparés d’une distance d et portant les charges électriques
respectives qA et qB , exercent l’un sur l’autre des forces de valeur FA/B (ou FB/A ) donnée par : FA/B = FB/A =
avec k = 9,0.109 N.m
2.C
2, valeur valable dans le vide et dans l’air.
- valeur de la charge élémentaire : e = 1,60.10 19
C- les différents types d’électrisation :
Type d’électrisation Par frottement Par contact Par influence
Devenir des électrons Arrachés à un corps Transmis d’un corps à
l’autre Se déplacent dans un
même corps.
EXERCICE 1 :
On frotte un bâton de PVC à l’aide d’un morceau de laine. A l’issue de cette opération, la charge électrique portée par
le bâton est q = – 30 nC.
1. Quelles particules élémentaires ont été échangées entre le morceau de laine et le bâton ? Dans quel sens a eu lieu
le transfert ?
2. Quel est le nombre x de particules échangées ?
3. La laine a-t-elle été électrisée lors du frottement ? Si oui, préciser la charge qu’elle porte.
EXERCICE 2 :
Initialement, la boule métallique du pendule est électriquement neutre. On réalise l’expérience suivante :
Etape 1 : une baguette de verre est chargée positivement par frottement.
Etape 2 : on approche la baguette de la boule métallique du pendule : elle est attirée.
Etape 3 : après contact entre la baguette et la boule, cette dernière est repoussée.
étape 1 étape 2 étape 3
1. Pour chacune des étapes :
- placer les charges électriques aux niveaux de la boule et de la baguette.
- Interpréter le phénomène au niveau microscopique
2. Comment peut-on expliquer que la boule est attirée par la baguette lors de l’étape 2.
EXERCICE 3 :
Les électroscopes simples sont constitués par un plateau métallique relié par un
conducteur à deux feuilles conductrices de masse très faible. Pour protéger les
feuilles conductrices des courants d'air, on les place dans une enceinte en verre.
Chacune des réponses devra être justifiée à l’aide de phrases brèves et d’un schéma
dans lequel figureront les charges électriques.
1. Une paille frottée avec un mouchoir en papier est approchée du plateau sans aucun contact. Expliquer pourquoi les
feuilles s’écartent.
2. Le plateau est déchargé puis touché avec la même paille électrisée : les deux feuilles s'écartent. Expliquer.
3. Sans décharger l'électroscope, une règle électrisée est approchée du plateau sans aucun contact : les deux
feuilles se rapprochent sans se toucher. Quel est le signe de la charge de cette règle ?
4. Si le signe de la charge de la règle était le contraire de celui de la question précédente, que devrait-on observer ?
Indication : la paille frottée avec un mouchoir en papier se charge négativement.
EXERCICE 4 : Carillon électrostatique
Une machine de Wimshurst permet de charger deux plateaux métalliques, l’un avec une
charge positive et l’autre avec une charge négative. On place entre les deux plateaux un
pendule électrostatique isolé, initialement non chargé. A l’aide d’un bâton isolant, on
pousse la boule du pendule vers le plateau chargé positivement.
1. La boule touche le plateau : quel est alors le signe de la charge de la boule ? Expliquer
cette électrisation au niveau microscopique.
2. Décrire ce qui se passe ensuite. On appelle ce montage le « carillon électrostatique » : justifier ce terme.
Sphère
métallique
Plateau métallique
Enceinte en verre
Feuilles métalliques
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AP16 – Cohésion des solides DONNEES :
- Loi de Coulomb : FA/B = FB/A =
avec k = 9,00.10
9 N.m
2.C
–2, valeur valable dans le vide et dans l’air.
constante de gravitation universelle : G = 6,67.10 –11
S.I. - valeur de la charge élémentaire : e = 1,60.10
–19 C - masse d’un nucléon : mnucl = 1,67.10
–27 kg
- Classement de quelques atomes par électronégativité croissante : H C < N < Cℓ < O < F
EXERCICE 1. VRAI ou FAUX ?
Indiquer si les affirmations suivantes sont vraies ou fausses. Corriger celles qui sont fausses.
1. Les interactions de Van der Waals concernent les liaisons entre ions.
2. Les interactions de Van der Waals ont une intensité similaire à celle d'une liaison hydrogène.
3. La valeur de la force électrostatique qui s’exerce entre deux charges ponctuelles est proportionnelle au carré de
la distance séparant ces charges.
EXERCICE 2.
Le marbre contient des cristaux de carbonate de calcium, de formule CaCO3 (s).
1. Quelle est la formule de l'ion calcium, sachant que sa charge électrique est q = +2e ?
2. En déduire la formule de l'ion carbonate.
3. Expliquer la cohésion de ce cristal.
4. L'ion calcium peut former un autre solide ionique avec les ions chlorure Cℓ . Quelle est sa formule et son nom ?
EXERCICE 3 :
Considérons les liaisons covalentes suivantes : a. Cℓ — Cℓ b. H — F c. C — H d. H — N
1. Ranger ces liaisons par polarisation croissante.
2. Représenter les liaisons et placer les charges partielles sur les atomes des liaisons polarisées.
EXERCICE 4 : Le chlorure de sodium et l’eau
Le chlorure de sodium est constitué de cations Na + et d'anions Cℓ. Ces ions forment une structure
régulière comme indiqué sur la figure ci-contre. La distance séparant un cation et un anion voisin est
278 pm, tandis que celle séparant deux cations voisins ou deux anions voisins est 393 pm.
1. Calculer la valeur de la force de gravitation qui s’exerce entre un cation et un anion voisin. On
considère que la masse de chaque ion correspond à la masse des noyaux constitués de 23 nucléons pour
l’élément sodium (Na) et de 35 pour le chlore (Cℓ).
2.
2.1. Calculer l’intensité de la force électrique qui s’exerce entre un cation et un anion voisin et la
comparer sans calcul à l’intensité de la force électrique qui s’exerce entre deux ions voisins de même
charge électrique.
2.2. Ces forces sont-elles attractives ou répulsives ?
3. Positionner un cation et un anion voisin (supposés ponctuels) sur un schéma et représenter, à l’échelle, les forces
électriques qui s’exercent l’un sur l’autre.
4. Quelle est l’interaction qui permet donc la cohésion du solide ionique ?
5. Le chlorure de sodium est placé dans l'eau.
Les ions peuvent alors se déplacer librement dans la solution. Pourquoi la cohésion du solide a-t-elle disparu ? Quelle
est la conséquence de ce déplacement des ions sur le caractère conducteur ou non de la solution par rapport au solide ?
6. L'eau peut aussi exister à l'état solide à une température inférieure à 0 °C. Ceci s'explique-t-il par l'existence,
entre les molécules d'eau, d'un même type de force que pour le chlorure de sodium ? Préciser la nature des
interactions en jeu.
EXERCICE 5 : Mélange d’alcools
L'alcool à brûler contient de l'éthanol. Afin de le rendre impropre à la consommation, on le dénature en ajoutant du
méthanol, représenté ci-contre, qui est toxique.
1. Donner la formule de Lewis de cette molécule.
2. Quelles sont les liaisons polarisées de la molécule ?
3. Ce solvant est-il polaire ?
4. Justifier le fait qu'une liaison hydrogène peut se former entre une molécule de méthanol et une molécule
d'éthanol CH3CH2OH, et représenter cette liaison.
EXERCICE 6 :
Parmi les molécules suivantes, indiquer celles qui peuvent former des
liaisons hydrogène avec l’eau et dans un corps pur constitué de ces
mêmes molécules.
CH3 CH3
O
C
OH CH3
O
C
CH3 CH2 CH2 CH2 CH3
a b
c
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AP17 - Les solutions ioniques
DONNEES : Noms et formules de quelques ions : ion hydroxyde OH –; ion thiosulfate S2O
2–
3 ; ion bromure Br
–
ion nitrate NO
–
3; ion plomb Pb
2+ ; ion carbonate CO
2–
3 ; ion potassium K
+
ion phosphate PO
3–
4 ; ion ammonium NH
+
4 ; ion sulfate SO
2–
4
Masses molaires (en g.mol –1
) : M(O) = 16,0 ; M(P) = 31,0 ; M(N) = 14,0 ; M(H) = 1,0 ; M(Fe) = 55,8 ; M(S) = 32,1 ; M(Cl) = 35,5
EXERCICE 1 :
Ecrire l’équation de dissolution dans l’eau des cristaux ioniques suivants :
a. hydroxyde de sodium
b. bromure de fer (III)
c. thiosulfate de sodium
d. bromure de cuivre (II)
e. nitrate de plomb (II)
f. carbonate de potassium
EXERCICE 2 :
Pour lutter contre les incendies de forêt, il est possible de larguer sur la végétation qui ne s'est pas encore enflammée
un produit ignifugeant comme une solution de phosphate d'ammonium à la concentration massique Cm = 65 g.L1.
1. Trouver la formule du cristal de phosphate d'ammonium. En déduire sa masse molaire.
2. Calculer la concentration molaire C de la solution de phosphate d'ammonium
3. Écrire l’équation de dissolution du phosphate d’ammonium solide dans l'eau.
4. Déterminer la concentration molaire en ions ammonium de la solution utilisée pour combattre le feu.
5. Déterminer la concentration massique en ions ammonium de cette solution.
EXERCICE 3 :
L'étiquette d'un flacon de sel de Mohr, solide cristallisé verdâtre, est donnée ci-dessous.
Ammonium-fer (II) sulfate à six molécules d’eau: (NH4)2Fe(SO4)2, 6 H2O ; M = 392,1 g.mol 1
1. Écrire l'équation de dissolution du sel de Mohr dans l'eau, sachant qu'il contient des ions ferreux Fe 2+, des ions
ammonium et des ions sulfate.
2. On désire préparer un volume V = 100,0 mL d'une solution de concentration molaire en ions ammonium :
[NH4 + ] = 0,020 mol.L1.
Quelle masse de sel de Mohr doit-on dissoudre ?
3. Quelles sont les concentrations molaires en ions ferreux et en ions sulfate de la solution ainsi obtenue ?
EXERCICE 4 :
Pour soigner les anémies, des médicaments contenant du fer sous forme d'ions fer Fe 2+ sont prescrits. C'est le cas du
FER UCB® qui se présente sous forme d'ampoules à boire de V = 5,0 mL, contenant chacune la masse m = 50,0 mg
d'ions Fe 2+ apportés sous la forme de chlorure de fer (II) de formule FeCl2 (s).
1. Écrire l'équation de dissolution du chlorure de fer dans l'eau.
2. Donner les concentrations massique notée Cm(Fe 2+ ) et molaire notée [Fe 2+ ] des ions Fe 2+ de la solution contenue
dans les ampoules.
3. Donner le protocole utilisé au laboratoire pour préparer Vsol = 100 mL de cette solution.
4. Donner les concentrations massique Cm(Cl ) et molaire [Cl ] en ions chlorure dans ces ampoules.
EXERCICE 5 :
Les solutions de chlorure de fer (III) sont souvent utilisées pour l'attaque des métaux. Dans l'industrie des circuits
imprimés, par exemple, elles sont employées pour attaquer le cuivre métallique.
On désire en préparer une solution concentrée. Le volume à obtenir est V = 250 mL d'une solution de chlorure de fer
(III) ayant une concentration en soluté apporté c = 2,50 mol.L 1.
1. Quelle masse de chlorure de fer (III) anhydre FeCl3 (s) doit être pesée pour réaliser cette solution ?
2. Écrire l'équation de dissolution du sel. Calculer alors la concentration réelle des ions présents.
3. La solution étant trop corrosive, on doit la diluer.
On veut obtenir un volume V2 = 100 mL d'une solution fille de concentration effective [Cl ]2 = 1,50 mol.L 1. Détailler
le mode opératoire, la verrerie et le volume nécessaire de la solution à prélever pour réaliser la dilution.
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AP17bis - Extraction
Données :
Classement de quelques atomes par électronégativité croissante : H C < N < Cℓ < O < F
Densité de l'eau : 1,0
Densité du cyclohexane : 0,78
EXERCICE 6 :
L'eau de dibrome est obtenue par dissolution de vapeurs de dibrome (de couleur rouge) dans de l'eau. La solution
obtenue est orangée et permet la mise en évidence de la présence de doubles liaisons carbone-carbone C=C dans une
molécule.
1. Les pictogrammes suivants concernent le dibrome liquide Br2 (l) et les vapeurs de dibrome.
La préparation de la solution de dibrome nécessite-t-elle des conditions particulières de sécurité ?
2. Lors du mélange de 20 mL d'eau de dibrome fraîchement préparée et de 20 mL de cyclohexane, on obtient après
agitation et décantation deux phases homogènes.
2.1. Quelles sont les précautions expérimentales nécessaires lors de l'utilisation d'une ampoule à décanter ?
2.2. Quels critères le cyclohexane doit-il vérifier pour être un bon choix de solvant pour cette extraction ?
2.3. Quelle est la phase supérieure : la phase aqueuse ou la phase contenant le cyclohexane ?
2.4. Pourquoi la phase supérieure est-elle colorée alors que la phase inférieure est incolore ?
3. Pourquoi les molécules de dibrome sont-elles plus solubles dans le cyclohexane que dans l’eau ?
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AP17ter - Dissolution, solvant polaire et solvant apolaire
EXERCICE 0 :
1. Expliquer pourquoi les cristaux de sulfate de cuivre anhydre CuSO4 (s) ne sont pas solubles dans le pentane de
formule CH3 (CH2)3 CH3 . 2. Expliquer pourquoi des cristaux de sulfate de cuivre anhydre CuSO4 (s) peuvent se dissoudre dans l’eau.
EXERCICE 1 : Identifier un solvant polaire ou apolaire
Le toluène et le dichlorométhane sont deux solvants liquides à température
ambiante. Leurs modèles moléculaires sont respectivement :
Identifier, en justifiant, le solvant polaire et le solvant apolaire. On pourra
s’aider de schémas, si nécessaire.
EXERCICE 2 : Comment expliquer la dissolution d’un composé ionique dans un solvant polaire
Le permanganate de potassium est un solide ionique violet de formule KMnO4 (s) . Une paillette de permanganate de
potassium est introduite dans un bécher rempli d'eau, sans agitation (photographie).
1. Quelles sont, schématiquement, les trois étapes de la dissolution d'un solide ionique dans l'eau ?
2. Lors de la dissolution, les ions potassium K+ (aq) et les ions permanganate MnO–
4 (aq) sont « hydratés ». Qu'est-ce
que cela signifie ?
3. En représentant les ions par des sphères, schématiser l'hydratation de ces ions par les molécules d'eau.
4. Écrire l'équation de dissolution de ce solide.
EXERCICE 3 : Ecrire des équations de dissolution.
Recopier, puis compléter les équations de dissolution suivantes :
MgCl2 (s) eau Mg 2+
(aq) + ……… …………… (s) eau K +
(aq) + HO (aq) K2CO3 (s)
eau ………… + CO2–3 (aq)
………… (s) eau Al 3+
(aq) + … Cl (aq) ………… (s) eau 2 Fe 3+
(aq) + … SO2–4 (aq)
EXERCICE 4 : Etudier des solutions ioniques
Le chlorure de calcium CaCl2 (s) et le sulfate de potassium K2SO4 (s) sont des solides ioniques.
1. Préciser le nom et la formule des ions constituant ces solides.
2. Quelles sont les espèces chimiques présentes dans chacune des solutions, supposées non saturées ?
3. Pourquoi dit-on que les ions présents en solution sont « hydratés »?
4. Écrire les équations des réactions associées aux dissolutions correspondantes.
EXERCICE 5 : Expliquer la dissolution de l’acétone dans l’éther.
L'acétone et l'éthoxyéthane (ou éther) sont deux solvants couramment utilisés en chimie.
Leurs modèles moléculaires sont respectivement :
1. Ces deux solvants sont-ils polaires ?
2. Justifier que l'acétone et l'éthoxyéthane soient miscibles en toutes proportions.
3. Quelle interaction est responsable de cette miscibilité ?
EXERCICE 6 : Expliquer la dissolution de l’acide méthanoïque dans l’eau
Le modèle moléculaire de la molécule d'acide méthanoïque est donné ci-contre.
1. Cette molécule est-elle polaire ?
2. Justifier que l'eau et l'acide méthanoïque sont miscibles en toutes proportions.
3. Quelles interactions sont responsables de cette miscibilité ?
EXERCICE 7 : Etudier la solubilité du diiode
Des petits cristaux de diiode solide I2 (s) sont placés dans un tube à essais contenant 3 mL d'eau. Après une
agitation vigoureuse, la solution prend une légère teinte orangée (a). La solution orangée est versée dans un
autre tube à essais, en évitant de verser le diiode solide.
On ajoute 0,5 mL de cyclohexane incolore : deux phases apparaissent. Après agitation et décantation, le
contenu du tube présente l'aspect b.
1. Expliquer pourquoi le diiode n'est que faiblement soluble dans l'eau.
2. Le cyclohexane C6H12 est-il un solvant polaire ou apolaire ?
3. Quelle information peut-on tirer du contenu du tube b à propos de la solubilité du diiode ? Était-ce prévisible ?
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AP18 – Les alcanes et les alcools
EXERCICE 1 :
1. Pourquoi le 3-méthylpropane est-il un nom incorrect ?
2. Même question pour le : 4-méthylpentane
2-méthylpropan-3-ol
1,1-diméthylbutane
3-méthylbutane
2-méthylpentan-4-ol
3. Pourquoi le nom de 2,2-diméthylbutan-2-ol ne peut-il être rencontré ?
EXERCICE 2 :
1. Nommer les molécules suivantes.
CH3 CH3 | | CH2 CH2 | | CH2 – C – CH3 | CH3
CH3 – CH – CH3 | CH3 – COH – CH3
CH3 | CH2 | CH3 – CH – CH – CH3 | CH2 – CH3
CH3
| CH3 – C – CH2 – CH – CH3
| | CH2OH CH2 – CH3
EXERCICE 3 :
Le propan-1-ol est un alcool qui se forme en même temps que l'éthanol lorsqu'une fermentation ne se déroule pas
correctement. Peu toxique, il est laissé dans des boissons comme le whisky. Dans d'autres circonstances, il est
éliminé.
1. Donner la formule semi-développée du propan-1-ol.
2. Représenter l'alcool isomère du propan-1-ol.
3. Quel est le nom de l'alcane qui possède autant d'atomes de carbone ?
Possède-t-il des isomères ?
4. De cet alcane et du propan-1-ol, lequel possède la température d'ébul-
lition la plus basse ? Justifier en évoquant des interactions
intermoléculaires.
Alcool Température
d’ébullition (en °C)
Ethanol 78
Propan-1-ol 97
Propan-2-ol 82
Pentan-1-ol 137
5. Le propan-1-ol est-il plus ou moins soluble dans l'eau que le pentan-1-ol ? Justifier.
6. Pour séparer de grandes quantités de propan-1-ol et d'éthanol, quelle technique peut être utilisée ?
Schématiser le procédé et expliquer son fonctionnement.
EXERCICE 4 :
L’octane, le 2-méthylheptane et le 2,3-diméthylhexane sont trois alcanes de formule brute C8H18.
A chacun de ces alcanes, attribuer la température d’ébullition qui lui correspond parmi les températures suivantes :
117°C, 106°C ou 126°C.
Justifier
EXERCICE 5 :
L'hexan-1-ol est utilisé dans l'industrie de la parfumerie en raison de son odeur d'herbe coupée.
1. Écrire la formule semi-développée de l'hexan-1-ol, ainsi que sa formule brute. Comment qualifier la nature de sa
chaîne carbonée ?
2. Écrire les formules semi-développées et topologiques, ainsi que les noms des deux alcools isomères de l'hexan-1-ol
ayant une chaîne carbonée linéaire.
3. Écrire les formules semi-développées et topologiques, ainsi que les noms des trois alcools isomères de l'hexan-1-ol
dans lesquels le carbone lié au groupe hydroxyle est lié à 3 autres atomes de carbone. Comment qualifier la nature
de leurs chaînes carbonées ?
4. La solubilité du pentan-1-ol dans l’eau est de 22 g.L1 à 25 °C. Celle de l'hexan-1-ol est-elle plus grande ou plus
petite? Justifier.
5. On réalise la distillation fractionnée d'un mélange de pentan-1-ol et d'hexan-1-ol.
Quelle est la première espèce chimique distillée ?
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EXERCICE 6 :
1. Donner les noms des composés correspondant aux formules semi-développées suivantes. Pour chacun des composés,
indiquer (en justifiant) si la chaîne carbonée est linéaire, ramifiée et/ou cyclique.
a. b.
c.
2. Ecrire les formules semi-développées et topologiques des composés correspondant aux noms suivants.
a. 2,3-diméthylpentane
b. 3-éthyl-2-méthylhexane
c. 3-méthylhexan-2-ol
EXERCICE 7 :
1. Comment peut-on qualifier les chaînes carbonées de
chacune de ces molécules ?
2. Nommer les molécules a, b, c et d ci-contre.
3. Donner la formule semi-développée et le nom d’une
molécule isomère de la molécule c.
EXERCICE 8 :
1. Au laboratoire, les étiquettes de deux bouteilles A et B d’alcanes sont partiellement déchirées. On peut lire sur la
bouteille A ; « éb = 69 °C », et sur la bouteille B : « éb = 36 °C » (sous la pression atmosphérique). D’autre part, on
lit les noms « pentane » et « hexane » sur les morceaux d’étiquettes arrachés.
Que contient la bouteille A ? La bouteille B ? Justifier en évoquant des interactions intermoléculaires.
2. Le propan-1-ol et le propane (un des deux principaux constituants du GPL ou gaz de pétrole liquéfié) sont deux
molécules possédant une chaîne carbonée identique.
A température et pression ambiantes, l’une de ces espèces chimiques est sous forme gazeuse, l’autre sous forme
liquide.
Laquelle est sous forme gazeuse ? Justifier.
3. La solubilité du pentan-1-ol dans l’eau est de 22 g.L–1 à 25 °C.
Celle de l'hexan-1-ol est-elle plus grande ou plus petite? Justifier.
4. Considérons les alcanes suivants : l’heptane, le 2,2-diméthylpentane et le 3-éthylpentane.
Associer les températures d’ébullition suivantes aux alcanes ci-dessus :
a. 93 °C b. 98 °C c. 79 °C
OH
CH3 CH H3C
CH3
CH3 CH2 CH2 CH H3C CH3 OH
CH3 CH CH2 CH H3C
Page 28
AP19 – Les réactions d’oxydoréduction EXERCICE 1.
Pour chacune des demi-réactions électroniques (ou rédox) suivantes, reconnaître l’oxydant (ou le réducteur) puis
écrire le couple oxydant / réducteur associé.
a. Zn (s) = Zn 2+(aq) + 2 e b. O2 (g) + 4 H +
(aq) + 4 e = 2 H2O (l) a. Al (s) = Al 3+(aq) + 3 e
EXERCICE 2 :
Ecrire les demi-équations rédox (en milieu acide) mettant en jeu les couples suivants :
a. Cd 2+(aq) / Cd(s) (Cd : cadmium)
b. Cℓ2 (g) / Cℓ (aq)
c. Fe 3+ (aq) / Fe 2+ (aq)
d. C2H4O2 (aq) / C2H6O (aq)
e. BrO–3 (aq) / Br2 (l)
f. SO2–4 (aq) / S2O
2–3 (aq)
g. S2O2–3
(aq) / S (s)
h. SO2–4
(aq) / S2O2–6
(aq)
i. BrO–4
(aq) / BrO–3
(aq)
j. HCℓ O (aq) / Cℓ 2 (aq)
k. NO–3(aq) / NO (g)
EXERCICE 3 :
On réalise l’oxydation en milieu acide du propan-2-ol par les ions permanganate MnO–4 (aq) . On observe la formation de
propanone de formule C3H6O (aq).
1. Ecrire la demi-équation électronique (ou rédox) en milieu acide du couple MnO–4 (aq) / Mn 2+ (aq).
2. 2.1. Donner la formule brute du propan-2-ol de formule semi-développée
2.2. Donner le couple oxydant / réducteur mettant en jeu le propan-2-ol et la propanone.
2.3. Ecrire la demi-équation rédox en milieu acide associée au couple précédent.
3. Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction de l’alcool avec les ions permanganate.
EXERCICE 4 :
La formule topologique de l’acide lactique, responsable des crampes musculaires, est présentée ci-contre.
1. Ecrire sa formule brute.
2. L’acide lactique est mis en présence d’ions dichromate Cr2O2–7
(aq) en milieu acide. Il se forme ainsi l’acide pyruvique de
formule C3H4O3 (aq) .
2.1. Ecrire la demi-équation rédox en milieu acide du couple acide pyruvique / acide lactique.
2.2. Ecrire la demi-équation rédox en milieu acide du couple Cr2O2–7 (aq) / Cr 3+ (aq).
2.3. En déduire l’équation de la réaction de transformation de l’acide lactique par les ions dichromate en milieu acide.
EXERCICE 5 : Le traitement de déchets industriels consiste parfois à oxyder des déchets polluants afin de les rendre moins nocifs. Par exemple, les ions cyanure CN
(aq) , toxiques, sont transformés en ions cyanate CNO(aq) , moins toxiques, grâce à
de l'eau oxygénée, contenant du peroxyde d'hydrogène H2O2 (aq).
1. Quelle particule est échangée entre l’oxydant et le réducteur lors d’une réaction d’oxydoréduction ?
2. Etablir la demi-équation (en milieu acide) associée au couple CNO(aq) /CN
(aq)
3. Le peroxyde d'hydrogène intervient dans deux couples oxydant/réducteur : H2O2 (aq) /H2O (l) et O2 (g) / H2O2 (aq). 3.1. Pourquoi H2O2 (aq) doit-il jouer le rôle d’oxydant pour être susceptible de traiter les ions cyanure ?
3.2. Parmi les deux couples ci-dessus, lequel doit donc être retenu ?
3.3. Etablir la demi-équation (en milieu acide) associée à ce couple.
4. En déduire l'équation d’oxydoréduction entre les ions cyanure et l'eau oxygénée. A simplifier au maximum.
EXERCICE 6 :
1. Pour chacune des demi-réactions électroniques suivantes, reconnaître l’oxydant (ou le réducteur) puis écrire le
couple oxydant/réducteur associé : Fe 2+(aq) = Fe 3+
(aq) + e 2 ClO (aq) + 4 H +
(aq) + 2 e = Cl2 (g) + 2 H2O (l)
2. Ecrire les demi-équations électroniques en milieu acide associées aux couples suivants :
S2O2–8 (aq) / SO2–
4 (aq) HCrO–4(aq) / Cr3+
(aq)
3. Lors d’un contrôle d’alcoolémie, un automobiliste souffle dans un ballon afin de vérifier la présence d’éthanol (de formule
brute C2H6O) dans l’air expiré. On fait ensuite passer l’air expiré dans un tube contenant des ions dichromate Cr2O2–7 (aq) .
3.1. Pourquoi l’éthanol est-il susceptible de réagir avec les ions dichromate ?
3.2. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu dans le tube d’alcootest. A simplifier au maximum.
3.3. Comment les forces de l’ordre peuvent-elles apprécier le taux d’alcoolémie du conducteur ? Données : C2H4O2 (aq / C2H6O (aq) C2H4O2 (aq) + 4 H
+(aq) + 4 e
= C2H6O (aq) + H2O (l)
Cr2O2–7 (aq) / Cr
3+(aq) Cr2O
2–7 (aq) + 14 H
+(aq) + 6 e = 2 Cr
3+(aq) + 7 H2O (l)
jaune vert
OH
O
OH
CH3
OH
CH CH3
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AP20 - Changements d’état - molécules polaires.
Données :
Classement de quelques atomes par électronégativité croissante : H C < N < Cℓ < O < F
EXERCICE 1 :
La molécule de dioxyde de carbone CO2 de géométrie linéaire est-elle polaire ? Justifier la réponse.
Idem pour la molécule de dioxyde de soufre SO2 de géométrie coudée.
Données :
L’atome d’oxygène est plus électronégatif que les atomes de carbone et de soufre. L’atome de soufre est entouré de 4 doublets liants dans la molécule de dioxyde de soufre
EXERCICE 2 :
Les températures de fusion de molécules soumises à des forces intermoléculaires de natures ou d'intensités
différentes sont présentées dans le tableau ci-dessous :
Espèces chimiques CH4 HCℓ
Température de
fusion (°C) – 182 – 114
Expliquer pourquoi le chlorure d'hydrogène (HCℓ) a une température de fusion plus élevée que le méthane (CH4).
EXERCICE 3 :
Faire fondre de grandes quantités de zinc solide se pratique dans les usines de galvanisation du fer, par exemple pour
élaborer des pièces de voiture. Il s'agit d'obtenir un bain de zinc liquide à 450 °C pour y tremper les pièces en fer à
partir de zinc solide à 20 °C.
1. Sur un axe de température, placer les changements d'état du zinc ainsi que les températures initiale et finale de
la préparation du bain de galvanisation.
2. Décrire du point de vue macroscopique les trois phénomènes successifs lorsqu'un apport d'énergie thermique
porte du zinc solide à 20 °C à l'état liquide à 450 °C.
3. Que se passe-t-il du point de vue microscopique entre 20 °C et 450 °C ?
Données :
Température de fusion du zinc : fusion = 420°C
Température d’ébullition du zinc : ébullition = 907°C
EXERCICE 4 :
1. À pression atmosphérique, à 25 °C, le propane CH3 CH2 CH3 est gazeux alors que l'éthanol CH3 CH2 OH
est liquide.
1.1. Quel composé présente les plus faibles températures de changement d'état ?
1.2. Quel(s) type(s) d'interaction(s) assure(nt) la cohésion de chacune de ces espèces chimiques à l'état liquide ?
1.3. Interpréter la différence de températures de changement d'état entre ces deux espèces chimiques.
2. À pression atmosphérique, à 25 °C, le diiode (I2) est solide alors que le difluor (F2) est gazeux.
2.1. Quel(s) type(s) d'interaction(s) assure(nt) la cohésion pour le diiode et le difluor dans l’état solide ou liquide ?
2.2. Interpréter la différence de températures de changement d'état entre le diiode et le difluor.
Données : Numéros atomiques: Z(F) = 9; Z(I) = 53. L'iode et le fluor sont deux éléments de la même colonne de la classification périodique (famille des halogènes)
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AP21 - Composés organiques oxygénés
EXERCICE 1 :
Donner le nom des molécules suivantes.
EXERCICE 2 :
Nommer les molécules suivantes. Dans le cas d’un alcool, indiquer sa classe.
a.b. c.
d. e. f.
EXERCICE 3 :
Donner la formule topologique des molécules suivantes.
a. acide 3-éthyl-3-méthylpentanoïque
b. 2,4-diméthylhexan-3-one
c. 3-éthylhexanal
EXERCICE 4 :
L’oxydation du 2-méthylpropan-1-ol peut conduire à la formation de cet aldéhyde de formule
1. Quelle est la classe du 2-méthylpropan-1-ol (à justifier) et donner sa formule brute.
2. Donner la formule brute de l’aldéhyde formé ci-dessus et de l’acide 2-méthylpropanoïque.
3. Ecrire les demi-équations d’oxydoréduction relatives à :
3.1. la réduction de l’ion dichromate Cr2O2–7
(aq) en ion chrome (III) Cr 3+(aq).
3.2.l’oxydation du 2-méthylpropan-1-ol en acide 2-méthylpropanoïque.
4. En déduire l’équation de réaction d’oxydation du 2-méthylpropan-1-ol par l’ion dichromate.
EXERCICE 5 :
On réalise l'oxydation en milieu acide d'un alcool A, de formule brute C3H8O, par les ions permanganate MnO–4
(aq).
On observe la formation de la molécule de formule CH3 CO CH3. 1. Écrire les formules semi-développées des deux alcools isomères de formule brute C3H8O et donner la classe de
chacun de ces deux alcools.
2. Nommer la molécule de formule CH3 CO CH3 . A quelle famille appartient-elle ?
3. Ecrire les demi-équations d’oxydoréduction relatives à :
3.1. la réduction de l’ion permanganate MnO–4 (aq) en ion Mn 2+
(aq).
3.2. l’oxydation du propan-2-ol de formule brute C3H8O en propanone.
4. En déduire l’équation de réaction d’oxydation du propan-2-ol par l’ion permanganate.
a. b. c.
C2H5
CH3 CH CH2 CO
CH3
CH3
CH2
COOH
CH CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
C
OH
CH CH2
CH3
OH
CH3 CH2
CH3 C CH2 CH3 CH3
CHO
CH
CH3
CH CH3 CH3 CH2
CHO CH CH2 CH2 H3C
H
O
C
CH3
CH H3C
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AP22 - La conservation de l’énergie
Donnée : Intensité de pesanteur : g = 9,81 N.kg –1
EXERCICE 1 :
1. Calculer la variation d’énergie cinétique d’une voiture d’une tonne assimilée à un solide en translation qui, freinant,
passe de la vitesse vi = 130 km.h 1 à la vitesse vf = 50,0 km.h 1.
2. Un nageur de masse M = 70 kg saute d’un plongeoir culminant à 7,5 m au-dessus du sol. Il touche la surface de l’eau
de la piscine, à 30 cm sous le niveau du sol.
Calculer la variation d’énergie potentielle de pesanteur du plongeur.
EXERCICE 2 :
La légende dit qu'une pomme tombant en chute libre sur la tête d'Isaac Newton (1642-1727) révéla au grand
physicien anglais sa théorie sur la gravitation.
Si cette pomme était située à 2,6 m au-dessus de la tête de Newton, à quelle vitesse l'a-t-elle frappé ? Les
frottements sont négligés.
EXERCICE 3 :
Un skieur de masse m= 87,0 kg (avec son équipement) se laisse glisser après s'être donné une vitesse initiale
v0 = 5,4 m.s1. Le dénivelé de la piste est h = 110 m.
1. Calculer l'énergie cinétique initiale du skieur. Calculer également son énergie potentielle de pesanteur en précisant la
référence utilisée.
2. En bas de la piste, le skieur a une vitesse v' = 12,7 m.s1. Calculer son énergie cinétique et son énergie potentielle de
pesanteur en bas de la piste.
3. Calculer la variation d'énergie mécanique du skieur entre le haut et le bas de la piste.
4. Quels facteurs expliquent cette variation ? Comment réduire leur influence ?
5. Si l'énergie mécanique restait constante, quelle serait la vitesse v ’’ du skieur à l'arrivée en bas de la piste ?
EXERCICE 4 :
Une bille de masse m = 30 g est suspendue à l’extrémité d’un fil inextensible de masse négligeable.
L’autre extrémité du fil est fixée en un point O fixe dans le référentiel terrestre.
La bille est écartée, fil tendu, de sa position d’équilibre et lâchée sans vitesse initiale. Le traitement
avec un logiciel de pointage a permis d’obtenir les courbes ci-après.
1. Attribuer à chaque courbe l’énergie dont elle traduit les variations. Justifier.
2. Pour quel angle l'énergie potentielle de pesanteur de la bille est-elle nulle ?
3. D'après les courbes, comment varie l'énergie mécanique de la bille ? Que
peut-on en conclure sur les frottements que l'air exerce sur la bille ?
4. Quelle est la valeur maximale de l'énergie cinétique de la bille ?
5. En déduire la valeur de la vitesse maximale de la bille.
6. Calculer la hauteur maximale atteinte par la bille.
EXERCICE 5 :
Un jeu d'enfant contient un personnage pirate et son canon. Ce dernier est constitué d'un tube
cylindrique à l'intérieur duquel un ressort pousse un petit boulet de canon. L'enfant s'amuse à tirer
un boulet verticalement vers le haut. Données : - L'énergie potentielle élastique emmagasinée par un ressort est définie par l'expression : Epe = ½.k.x
2
où k caractérise la raideur du ressort. Pour ce jouet : k = 35,0 N.m . x est la variation de longueur du ressort au cours de la compression et vaut ici x = 1,20 cm.
- Les boulets fournis avec le jouet ont une masse m = 0,200 g.
1. Calculer la valeur de l'énergie emmagasinée par le ressort.
2. Sous quelle forme est stockée l'énergie par le ressort ? Sous quelle forme est celle reçue par le boulet de canon
lors de la détente du ressort ?
3. Que devient l'énergie reçue par le boulet au cours du mouvement vertical ?
4. En appliquant le principe de conservation de l'énergie, calculer la hauteur à laquelle le boulet devrait monter.
5. Comment expliquer qu'en réalité, le boulet ne monte qu'à 1,0 m de haut ?
Energie (en mJ)
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AP23 – Champs magnétiques
EXERCICE 1 :
1. En un point P d’une région où règne un champ magnétique, une aiguille
aimantée mobile s’oriente comme indiqué sur la photographie ci-contre.
Dessiner le vecteur champ magnétique en ce point.
2. Une aiguille de boussole occupe la position de repos représentée ci-contre.
On approche de cette aiguille un aimant, face Nord devant la boussole, représenté en trait
continu sur la figure ci-contre :
Reproduire le dessin en représentant la nouvelle position d'équilibre de l'aiguille.
3. On fait tourner l'aimant d'un angle , comme indiqué en pointillés sur la figure ci-dessus.
Qu'observera-t-on ?
4. Le schéma ci-dessous représente l'allure des lignes du champ magnétique à proximité d'un aimant en U.
4.1. Les lignes de champ à l'extérieur de l'aimant forment-elles des courbes fermées ?
4.2. Deux lignes de champ du champ magnétique peuvent-elles se croiser ?
4.3. Quelle est la particularité des lignes de champ dans l'« entrefer » de l'aimant (à l'intérieur du U).
4.4. Comment qualifie-t-on un tel champ dans cette zone ?
EXERCICE 2 : Champ magnétique terrestre.
Le champ magnétique terrestre peut être modélisé par celui créé par un aimant
droit. Le schéma ci-contre représente les lignes de champ correspondantes.
1. En utilisant l'orientation des lignes de champ, déterminer si la zone rouge de
l'aimant correspond à un pôle nord ou sud.
2. Reproduire le schéma ci-dessus, puis : - indiquer les pôles magnétiques nord et sud ;
- représenter, sans souci d'échelle, les vecteurs champ magnétique aux points figurés.
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EXERCICE 3 : Vent solaire.
Le champ magnétique de la Terre est très important : tout se passe comme si, au cœur de la Terre, se trouvait un
gigantesque aimant, légèrement incliné par rapport à l'axe de rotation.
Les lignes du champ produit par la Terre convergent en deux points de la surface terrestre, appelés pôles
magnétiques. Le champ magnétique terrestre s'étend bien au-delà de la surface terrestre, déviant les flux de
particules électriquement chargées envoyées très rapidement par le Soleil, et qui constituent le « vent solaire ».
On appelle « front de choc » la surface imaginaire au niveau de laquelle le vent solaire et le champ magnétique qui le
dévie entrent en contact.
De l'autre côté de ce front se situe la magnétosphère, une zone où le champ magnétique terrestre domine, c'est-à-
dire qu'il empêche les particules apportées par le vent solaire d'entrer.
Questions :
1. D'après le texte, à quoi le champ magnétique terrestre peut-il être comparé ?
2.
2.1. Représenter sur le dessin ci-contre quelques lignes de
champ conformément aux indications du texte.
2.2. Localiser la zone appelée «front de choc»
3.
3.1. Qu'appelle-t-on «magnétosphère»?
3.2. Est-elle symétrique par rapport à l'axe magnétique de la Terre ?
EXERCICE 4 : Expérience d’Oersted
L'expérience d'Oersted consiste à placer une aiguille aimantée à proximité d'un fil conducteur. Lorsque le fil est
parcouru par un courant électrique, l'orientation de l'aiguille est modifiée.
1. En recherchant éventuellement sur Internet, déterminer à quelle époque cette expérience célèbre a été réalisée
et pourquoi elle porte ce nom.
2.
2.1. Pourquoi cette expérience montre-t-elle qu'un fil parcouru par un courant électrique est une source de champ
magnétique ?
2.2. Si l'on change le sens du courant, le sens de l'aiguille aimantée s'inverse. Comment interpréter cette
observation ?
3. La photographie ci-dessous représente la réalisation de cette expérience.
Représenter ci-contre le vecteur champ magnétique au point où
se situe l'aiguille aimantée.
EXERCICE 5 : Inclinaison du champ magnétique terrestre.
On considère, en tout point du globe, une aiguille aimantée libre de se déplacer dans toutes les directions. Elle adopte
une position d'équilibre en s'orientant dans une direction donnée. Le schéma ci-dessous représente ce type d'aiguille
en différents points du globe.
1. Que représentent les courbes orientées autour du globe ?
2. Selon vous, est-ce le pôle nord ou sud des aiguilles qui s'oriente vers le centre de la Terre ?
3. Quel lien observe-t-on entre les directions des aiguilles et celles des courbes orientées ?
4. On appelle angle d'inclinaison l'angle formé par la direction de l'aiguille et la verticale du lieu considéré.
4.1. Quelles sont les valeurs de l'angle d'inclinaison au pôle nord magnétique et au niveau de l'équateur ?
4.2. Est-il possible de connaître sa position par rapport au pôle magnétique en mesurant l'angle d'inclinaison ?
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EXERCICE 6 : Champ magnétique créé par un solénoïde
1. Un solénoïde est un bobinage cylindrique de fil parcouru par un courant
électrique continu d'intensité I. Il crée, dans toute sa partie intérieure, un
champ magnétique uniforme parallèle à l'axe du cylindre.
Le champ magnétique est représenté en un point M situé à l'intérieur du
solénoïde (ci-contre).
1.1. On place une petite aiguille aimantée au point M. Reproduire le schéma du
solénoïde et dessiner l'aiguille aimantée au point M en précisant
clairement son orientation et ses pôles nord et sud.
1.2. Définir ce qu'est un champ magnétique uniforme.
1.3. On place ensuite cette aiguille aimantée au point P. Son orientation va-t-elle changer ? Justifier.
2. Une sonde permet de mesurer la norme du champ magnétique, notée B, lorsque le solénoïde est parcouru par un
courant d'intensité I. Le graphe représentant les variations de B en fonction de I est proposé ci-dessous.
2.1. Quel est le nom de l'unité correspondant à la lettre T ?
2.2. Dans les unités du système international, I.L
N.10.4B 7 où N est le nombre de spires du solénoïde et L sa
longueur exprimée en mètre.
Déduire N du graphique, sachant que la longueur du solénoïde est L = 0,30 m.
3. Le champ magnétique terrestre est la somme de deux composantes, l'une verticale, l'autre horizontale, de normes
à peu près égales à Paris.
3.1. Faire un schéma où seront représentés trois vecteurs : le champ magnétique, et ses deux composantes,
verticale et horizontale.
3.2. La norme de la composante horizontale du champ magnétique terrestre à Paris est BTh = 20 µT. Comparé à
BTh, la norme du champ magnétique créé par le solénoïde pour une intensité I = 3 A est-elle environ :
a. 10 fois plus intense ;
b. 1 000 fois plus intense ;
c. 10 fois moins intense ;
d. 1 000 fois moins intense ?
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AP24 – Champs et forces
DONNEES - Constante de gravitation universelle : G = 6,67.10
–11 m
3.kg
–1.s
–2.
- Rayon de la Terre : RT = 6,37.10 3 km.
- Masse de la Terre : MT = 5,97.10 24
kg. - Entre les armatures d’un condensateur plan, la valeur E du champ électrique dépend de la tension U appliquée
entre les plaques et de la distance « d » entre celles-ci : E = U / d U en volt, d en mètre et E en V.m –1
.
EXERCICE 1 :
Une particule de charge q = - 4,5.10 5 C est placée en un point M où règne un champ électrostatique. Elle ressent une
force horizontale, vers la droite, de norme F = 9,0.10 4 N.
Déterminer les caractéristiques du champ électrostatique qui règne au point où se trouve la particule et le
représenter à l’échelle 1,0 cm pour 5,0 N.C 1.
EXERCICE 2 :
Une charge électrique de valeur q = 5,5.108 C est placée au centre de l’espace entre les armatures d’un
condensateur plan. Il y règne un champ électrostatique de norme E = 1,1.10 3 N.C 1.
1. Faire un schéma et représenter les lignes de champ en les orientant.
2. Représenter le vecteur champ électrostatique au centre du condensateur, à l’échelle 4,0.10 2 N.C 1 1,0 cm.
3. Calculer la valeur de la force subie par la charge et représenter cette force à l’échelle 2,0.10 5 N 1,0 cm.
EXERCICE 3 :
Une petite sphère d’un pendule portant une charge électrique « q » est placée entre les plaques A et B d’un
condensateur plan entre lesquelles est appliquée une tension UAB = 24 V.
1. Quelles sont les caractéristiques du champ électrostatique régnant entre les plaques ?
Représenter ce champ sur le schéma à l’échelle 40 V.m 1 1,0 cm.
2. De cette expérience, déduire le signe de la charge « q ».
EXERCICE 4 :
Un objet de masse 80 kg est placé en M au voisinage de la Lune, son poids P
a pour valeur 130 N.
1. Définir le champ de pesanteur à la surface de la Lune.
2. Donner les caractéristiques de ce champ au point M.
3. Représenter la Lune et quelques lignes de champ du champ de pesanteur.
EXERCICE 5 :
On souhaite étudier les variations en fonction de l’altitude du champ gravitationnel créé par la Terre. On considère
notre planète comme une boule à répartition de masse homogène, de masse totale MT .
Calculer la valeur du champ de gravitation :
- à la surface de la Terre, au niveau de la mer ;
- au sommet de l’Everest, d’altitude h = 8 848 m.
A B + - + - + - + - + -
20 cm
