PCSI-Lycée Roosevelt -Reims Banque d'exercices de chimie PCSI · Banque d'exercices de chimie PCSI ... On prépare avec de l’eau déminéralisée 100,0 mL d’une solution S 0

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Banque d'exercices de chimie PCSI

Les professeurs de chimie de la classe de PCSI mettent à votre disposition des énoncésd'exercices qui vous permettront, si vous le souhaitez et l'estimez nécessaire, de préparer votrerentrée en révisant les notions qui constituent les pré requis pour la PCSI.

Les exercices qui sont proposés sont classés

par thèmes choix de l'exercice en fonction des besoins de révision. selon trois niveaux de difficulté, et permet :

(*) la révision des bases

(**) de se confronter à des exercices demandant plus de réflexion

(***) de mobiliser de multiples connaissances et compétences.

N'hésitez pas à aller consulter vos cours de chimie du secondaire si quelques connaissancesvous ont échappé et ont besoin d'être rafraichies !

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1

Conductimétrie

Rappels La conductance de la solution est reliée à la conductivité par

G = /k G en S conductivité en S.m-1 k constante de cellule caractéristique de la cellule conductimétrique (m-1)

Lorsque la solution est diluée =

iii c

0

ci concentration de l’espèce ionique Ai dans la solution (mol.m-3) i° conductivité ionique molaire limite de l'espèce ionique Ai (S. m2.mol-1)

**Exercice 1 : Saponification d’un ester On étudie la saponification de l’éthanoate d’éthyle CH3-COO-C2H5 noté E par la suite. L’équation de cette réaction s’écrit :

CH3-COO-C2H5 + HO- ⇌ CH3-CO2- + C2H5OH

A t = 0, on mélange dans un bêcher maintenu à température constante une quantité n1 = 10,0 mmol de soude et une quantité n2 d’ester E en excès. On note V le volume de solution obtenue. Le déroulement de cette réaction est suivi par conductimétrie, la conductance du mélange est mesurée régulièrement. Les résultats obtenus sont présentés dans le tableau ci-dessous.

t (s) 0 15 30 60 90 120 G (mS) 46,2 28,6 18,6 14,0 12,3 11,5 10,7

1. Pourquoi la conductance mesurée diminue-t-elle au cours de la transformation chimique ? 2. Exprimer la conductance G en notant k la constante de cellule et la conductivité de la solution. 3. Donner l’expression de la conductance initiale G0 en fonction de k, n1, V et des conductivités

ioniques molaires limites 0i.

4. On note l’avancement de la réaction à la date t. Etablir le tableau d’avancement à t = 0, t = ∞ , et t puis donner l’expression de la conductance G à la date t en fonction de .

5. La saponification d’un ester pouvant être considérée comme une réaction totale, exprimer la conductance finale G.

6. Exprimer alors l’avancement en fonction de n1, G(t), de G0 et G. Compléter ensuite le tableau ci-dessus avec les valeurs d’avancement.

Données

Conductivités ioniques molaires limites à 25°C 0 (mS.m2.mol-1) Na+ : 5,01 HO- : 19,9 CH3-CO2

- : 4,09

**Exercice 2 : Dissolution du phosphate de magnésium A 25°C, la conductivité d’une solution saturée de phosphate de magnésium obtenue par agitation dans de l’eau distillée d’une masse m de Mg3(PO4)2 vaut 105 mS.m-1. Le volume de solution est V = 100,0 mL. 1. Ecrire l’équation de dissolution de ce sel (composé ionique). Qu’est-ce qu’une solution saturée ? 2. Etablir une relation entre avancement à l'équilibre et conductivité de la solution.


2

3. Calculer l’avancement à l’équilibre et en déduire les concentrations des ions magnésium Mg2+ et phosphate PO4

3-. 4. En déduire la masse minimale de phosphate de magnésium utilisée pour préparer cette solution.

Données Conductivités ioniques molaires à 25°C (mS.m2.mol-1) Mg2+ : 10,6 PO4

3- : 28,0 Masse molaire du phosphate de magnésium 262,9 g.mol-1

**Exercice 3 : Cinétique de décomposition de l’acide nitreux Soit la réaction bilan en phase aqueuse : 3 HNO2aq NO3

-aq

+ 2NO(g) + H+aq + H2O

Initialement, on considérera que l’on a : [HNO2]0 = 1,00 10-2 mol.L-1 1. Après avoir donné le tableau d’avancement, exprimer la conductivité de la solution en fonction

de l’avancement. 2. La concentration du réactif suit une loi de type exponentielle : [HNO2] = [HNO2]0 exp(- kt) avec

t le temps et k une constante. Montrer que l’on a la relation :

ln( ) *

k t

avec la conductivité à t = l’infini et la conductivité à l’instant t.

***Exercice 4 : Dosage conductimétrique par étalonnage Pour compenser ses carences magnésiennes, un patient peut absorber des solutions buvables de Magnogène ®. Celles- ci sont des solutions aqueuses, vendues en flacons de volume V = 125,0 mL contenant chacun m g de chlorure de magnésium MgCl2. Afin de déterminer m, on réalise un dosage par étalonnage. Pour cela, on réalise une courbe d'étalonnage avec des solutions de concentrations massiques connues. Préparation des solutions On prépare avec de l’eau déminéralisée 100,0 mL d’une solution S0 de titre massique t0 = 8,00 g.L-1 de chlorure de magnésium. Par dilution, on prépare ensuite les solutions filles S1, S2, S3, S4 de concentrations massiques t1 = t0 /10 , t2 = t0 /20, t3 = t0 /50 et t4 = t0 /100 en chlorure de magnésium. Etalonnage A l’aide d’un conductimètre équipé d’une cellule conductimétrique, on mesure la conductance Gi des quatre solutions étalons, les résultats obtenus sont les suivants :

ti t1 t2 t3 t4 Gi (mS) 2,18 1,11 0,442 0,225

Dosage de la solution de Magnogène ® On dilue quatre cent fois la solution commerciale et on mesure avec le même dispositif expérimental, la conductance de la solution S’ ainsi obtenue. On trouve G’ = 0,848 mS. 1. Décrire la préparation de la solution mère S0. Pourquoi utilise-t-on de l’eau déminéralisée ? 2. Choisir dans la liste ci-après et en justifiant votre choix, la verrerie nécessaire à la préparation

des solutions filles sachant que l’on souhaite disposer de 50 mL de chacune des solutions. Fioles jaugées de 50 mL, pipettes jaugées de 1,0 mL, 2,0 mL, 5,0 mL, 10,0 mL, 20,0 mL et 25,0 mL.

3. A l’aide d’un graphe, établir la relation G = f( titre massique t) pour les solutions étudiées. 4. En déduire la concentration massique de S’ puis celle de la solution commerciale. L’étiquette du

flacon indique : « masse de chlorure de magnésium contenu dans le flacon : m = 15,625 g ». Conclure.

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Solution aqueuse, dissolution, solubilité *Exercice 1 : On introduit une masse m = 3,5 g de chlorure cuivrique solide CuCl2 dans une fiole jaugée de 250,0 mL. On ajoute de l'eau distillée. Après dissolution complète du solide, on ajuste au trait de jauge avec de l'eau distillée. 1. Calculer la concentration massique puis molaire de la solution en chlorure cuivrique. 2. Calculer la concentration molaire des ions cuivre Cu2+ et chlorure Cl-. On dispose d'une solution de chlorure cuivrique CuCl2 de concentration 0,10 mol.L-1 (en chlorure cuivrique). 3. Comment préparer à partir de cette solution 20,0 mL de solution à 0,050 mol.L-1? Masses molaires atomiques

Cu : 63,5 g.mol-1 Cl : 35,5 g.mol-1

*Exercice 2 : Quelle masse de sulfate de cuivre pentahydraté CuSO4, 5 H2O faut-il utiliser pour préparer 100,0 mL d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre de concentration 0,10 mol.L-1 ? Masses molaires atomiques (g.mol-1)

Cu 63,5 S 32,0 O 16,0 H 1,0

*Exercice 3 : On veut préparer une solution de concentration 1,00 10-3 mol.L-1 de sel de Glauber, nom que l'on donne au sulfate de sodium décahydraté Na2SO4, 10 H2O solide. 1. Quelle est la concentration des ions sulfate SO4

2- et sodium en solution ? 2. Quelle masse de solide doit être dissoute dans une fiole jaugée de 100,0 mL ? 3. Quelle est alors la concentration massique de la solution en Na2SO4, 10 H2O ? 4. Quelle est la concentration massique en sulfate de sodium ? Masses molaires atomiques g.mol-1 H : 1,0 O : 16,0 Na : 23,0 S : 32,0 *Exercice 4 : Dilution 1. Déterminer le volume de solution A à prélever pour obtenir 100,0 mL d’une solution de

concentration 0,010 mol.L-1 par ajout d’eau : a. CA = 1,0 mol.L-1 b. CA = 0,50 mol.L-1 c. CA = 50,0 mol.m-3

d. CA = 0,020 mol.L-1 Indiquer le matériel employé pour obtenir la meilleure précision. 2. Déterminer le volume des deux solutions A et B à prélever pour obtenir 100,0 mL de

solution à CA = CB = 0,010 mol.L-1 par ajout d’eau, avec initialement deux solutions distinctes A et B pour lesquelles on a : a. CA = 1,0 mol.L-1 et CB = 1,0 mol.L-1 b. CA = 0,50 mol.L-1 et CB = 1,0 mol.L-1 c. CA = 50,0 mol.m-3 et CB = 0,02 mol.L-1


**Exercice 5 : Le chlorure de sodium NaCl solide se dissout dans l’eau pour donner une solution aqueuse de même concentration en ions Na+ et Cl-. La solubilité du chlorure de sodium dans l’eau à température ambiante est de 357 g.L-1 c’est à dire que l’on peut dissoudre 357 g de chlorure de sodium NaCl dans un litre d’eau. On observe un effet volumique c'est-à-dire que le volume obtenu n'est pas d'un litre.

1. Calculer la fraction massique du chlorure de sodium dans la solution obtenue (masse de chlorure de sodium /masse totale). La masse volumique de l’eau est de 1000 g.L-1.

2. Calculer la fraction massique de chacun des ions du chlorure de sodium dans la solution obtenue.

Masses molaires atomiques (g.mol-1)

Na 23,0 Cl 35,5

*Exercice 6 : Une boisson alcoolisée correspond à un mélange eau-éthanol à 44,7° c’est à dire qu’un litre de cette boisson renferme 447 mL d’éthanol pur. 1. Quelle est la masse d’éthanol dans un litre de cette boisson ? 2. En déduire la concentration massique d’éthanol dans la boisson. Densité de l’éthanol = 0,7904 Masse volumique de l’eau 1,0 kg.L-1 **Exercice 7 : On dissout 31,2 g de chlorure de baryum solide dans 100,0 g d’eau distillée. La densité de la solution obtenue est de 1,24. Masse molaire atomique (g.mol-1)

Cl 35,5 Ba 137

1. Calculer la fraction massique du chlorure de baryum (composé d'ions Ba2+ et Cl-) dans la

solution obtenue. 2. Calculer la masse de la solution obtenue et en déduire le volume de la solution obtenue. 3. Déterminer la concentration molaire des ions Ba2+ et Cl- dans cette solution. ***Exercice 8 : Une solution aqueuse d'acide sulfurique fumant a un titre massique en H2SO4 de 95 %. Cela signifie que pour 1000 g de solution aqueuse, il y a 950 g d'acide sulfurique. Déduire sa densité sachant que sa concentration molaire est de 17,8 mol.L-1. Masses molaires g.mol-1 H2SO4 : 98 ***Exercice 9 : Solution aqueuse d'acide phosphorique 1. Les solutions aqueuses commerciales d'acide phosphorique de qualité alimentaire ont une

densité de 1,6. Indiquer comment préparer (matériel, précautions …) 1,00 L d'une solution d'acide phosphorique à 0,10 mol.L–1 à partir d'une solution commerciale.


2. En fait, l’acide étant très hygroscopique, on ne peut l’avoir pur. Indiquer alors le volume à prélever pour obtenir la solution précédente si le pourcentage massique d'acide phosphorique est de 75 % dans la solution commerciale.

M(acide phosphorique) = M(H3PO4) = 98 g.mol-1

***Exercice 10 : Une solution aqueuse de chlorure de sodium à 20 % est une solution préparée à partir de 20 g de chlorure de sodium pour 100 g de solution obtenue. Elle a une densité d = 1,148 à 20°C. Déterminer la fraction massique, la fraction molaire, la concentration en masse, la concentration molaire en chlorure de sodium de cette solution. MNaCl = 58.44 g.mol-1 Etats de la matière *Exercice 1 : La masse volumique du plomb solide vaut = 11,34 g.cm-3. Calculer le volume molaire du plomb sachant que sa masse molaire est de 207,2 g.mol-1. *Exercice 2 : Quel volume occupera 1,0 L d’eau liquide lorsqu’elle aura gelé ? Donnée : la densité de la glace vaut 0,91 **Exercice 3 : 1. Déterminer parmi les matériaux suivants, le plus dense : v(Ni) = 6.59 10-3 L.mol-1 (Fe) = 7.86 kg.L-1 (Al) = 2.70 106 g.m-3 densité(Pb) = 11.3 2. Pour les quatre composés précédents, lequel possède la densité moléculaire la plus forte ? (densité moléculaire = quantité de molécules par unité de volume) 3. Les prix des métaux sont toujours donnés en masse. Le chimiste préfère utiliser des

quantités de matière ... Lequel de ces métaux est le moins cher (en quantité de matière) ?

Données

Ni Fe Al Pb

M (g.mol-1) 58,69 55,85 26,98 207,20

prix en €/tonne 18485 83 2001 2245 ***Exercice 4 : 1. On considère 1 kg d’un alliage fer/nickel pour lequel le pourcentage massique de fer vaut

85%. Déterminer le pourcentage molaire de fer dans cet alliage. 2. Déterminer le pourcentage massique de fer dans 1 mole d’un alliage à 60% de fer en

quantité de matière. Données : voir exercice précédent


Réactions *Exercice 1 : 1. Equilibrer les équations de réaction suivantes : N2(g) + H2 (g) = NH3(g) C2H6 (g) + O2 (g) = CO2 (g) +H2O (g) CxHy (g) + O2 (g) = CO2 (g) +H2O (g) 2. Equilibrer les demi-équations d’oxydoréduction : Cu2+

(aq) = Cu(s) IO3

- (aq) + H+

(aq) = I2 (aq) + H2O MnO4

- (aq) + H+

(aq) = Mn2+ (aq) + H2O

En déduire : (H+ (aq) et H2O pouvant intervenir)

IO3- (aq) + Cu(s) = I2 (aq) + Cu2+

(aq) MnO4

- (aq) + I2 (aq) = Mn2+

(aq) + IO3- (aq)

***Exercice 2 : L’électrolyse de l’eau salée permet la production industrielle du dihydrogène (à l’anode) et du dichlore (à la cathode). Cependant, il faut absolument éviter le mélange de ces deux gaz car on observe la réaction explosive suivante : H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) 1. Donner le tableau d’avancement en fonction de l’avancement x.

On notera a et b respectivement les quantités de matière initiales en H2(g) et Cl2(g). 2. En déduire l’expression de la quantité totale de matière en phase gaz dans le système ntotale

gaz en fonction de a, b et de l'avancement. La loi des gaz parfait est la suivante :

Ptotale Vgaz = ntotale gaz RT avec P la pression dans le système en Pa V volume de la phase gaz en m3 R constante des gaz parfait = 8,314 J.mol-1.K-1 ntotale gaz quantité totale de matière en phase gaz en mole T température en K

3. Que peut-on en déduire sur l'évolution de la pression au cours du temps si la température et le volume sont constants ?

4. La réaction est exothermique (produit de la chaleur), ce qui explique sont caractère dangereux. Des études montrent que l’on peut modéliser la relation entre l’avancement x et la température T par :

- 0.60 *x*184,6 103+[(a - x)*28,8 + (b - x)*33,9 + x*29,1]*(T - 298) = 0 avec a et b définis en 1. En déduire la pression observée dans une enceinte fermée, à volume constant, pour un avancement de 1 mole si V = 120 L, a = 2 mole et b = 3 mole.


Spectrophotométrie UV-visible * Exercice 1 :

Cercle chromatique et couleurs complémentaires.

1. Quelle est la couleur complémentaire du jaune ? 2. L'éthène gazeux absorbe les radiations lumineuses de longueur d'onde 170 nm. Quelle est

la couleur de l'éthène ? 3. Le bleu de méthylène est un indicateur coloré de couleur bleue en solution aqueuse.

Quelle longueur d'onde absorbe-t-il ? 4. La solution aqueuse de diiode présente un maximum d'absorption vers 480 nm. Quelle est

la couleur de cette solution ? * Exercice 2 : Spectre d'absorption du carotène.

Quelle est la couleur de cette molécule ?


** Exercice 3 : Le spectre d'absorption d'une solution de permanganate de potassium présente un maximum d'absorption vers 530 nm. 1. Quelle est la couleur de cette solution ? 2. Calculer l'énergie du photon absorbé à l'origine de cette couleur. Donner la valeur en J et

en eV. Constante de Planck h = 6,63 10-34 J.s Célérité c = 3,0 108 m.s-1 1 eV = 1,6 10-19 J ** Exercice 4 : A 666 nm, le coefficient d'absorption molaire ou coefficient d'extinction molaire du bleu de méthylène est de 5,6 104 L.mol-1.cm-1 dans l'eau. 1. Rappeler la loi de Beer Lambert. 2. Calculer l'absorbance d'une solution de bleu de méthylène de concentration 1,0 10-3 mol.L-

1 placée dans une cuve de 2 cm de largeur (trajet optique). ** Exercice 5 : La curcumine est un colorant dont le maximum d'absorption se situe à 410 nm. Dans une cuve de 1 cm de coté, sa courbe d'étalonnage à 25°C dans l'éthanol est déterminée. Elle a pour équation A = 55c avec c la concentration en mol.L-1. 1. Comment détermine-t-on la longueur d'onde au maximum d'absorption ? Quelle est la

couleur de la curcumine ? Quel type de transition engendre ce phénomène d'absorption ? 2. Que vaut le coefficient d'absorption molaire (410 nm, 25°C, EtOH) de la curcumine ?

Quelle est son unité ? 3. Une solution de curcumine dans l'éthanol présente une absorbance de 0,2. Déterminer sa

concentration. *** Exercice 6 : L’azulène est un composé organique de formule topologique donnée ci-dessous.

Le spectre d’absorption de l’azulène dissous dans le cyclohexane est donné ci-dessus. 1. Quelle est la longueur d’onde à la quelle l’absorption de l’azulène est maximale ? Prévoir

la couleur de la solution d’azulène dans le cyclohexane. Commenter. 2. Le cyclohexane n’absorbe que dans l’U.V. et dans l’IR . Pourquoi le cyclohexane a-t-il été

choisi comme solvant pour réaliser cette expérience ?

azulène


On réalise des solutions d’azulène dans le cyclohexane à différentes concentrations c. En utilisant toujours la même cuve d’épaisseur l = 10 cm et en travaillant à la longueur d’onde du maximum d’absorption de l’azulène, on a mesuré l’absorbance A de différentes solutions.

104c (mol.L-1) 1.0 2.0 3.0 5.0 A 0.271 0.545 0.807 1.353

3. Tracer le graphe A = f(c). Que peut-on conclure ? 4. En déduire le coefficient d’extinction molaire de l’azulène. *** Exercice 7 : Une solution S contient les cations Cu2+ hydratés Cu2+

aq (donnent en solution une coloration bleue) et Ni2+ hydratés Ni2+

aq (coloration verte) comme seules espèces colorées. Cette solution a été préparée par dissolution de sulfate de cuivre (II) et sulfate de nickel (II) dans l’eau distillée. Afin de déterminer les concentrations [Cu2+] et [Ni2+] des ions de la solution S, on compare à deux longueurs d’onde et ’ les absorbances de S à celles de deux solutions, l’une S1 de sulfate de cuivre de concentration [Cu2+]0 = 0,100 mol.L-1, l’autre S2 de sulfate de nickel de concentration [Ni2+]0 = 0,100 mol.L-1. Les résultats des mesures réalisées sont regroupés dans le tableau ci-dessous.

Absorbance Solution S1 Solution S2 Solution S = 670 nm AS1 = 0,729 AS2 = 0,428 AS = 0,575 ’ = 710 nm A’S1 = 1,157 A’S2 = 0,459 A’S = 0,848

1. Rappeler la loi de Beer Lambert et l’appliquer aux solutions S1, S2 et S à chaque longueur

d’onde. 2. En déduire les concentrations des ions Cu2+ et Ni2+ dans la solution S.

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Stéréochimie *Exercice 1 : Relier les couples de molécules suivantes par une relation d’isomérie de constitution, les stéréoisomères.

O

O

H

a. b.Cl

Cl

OH

Cl

OH

Cl

c.d.

O

OH

e. OH OH

f .

Cl OHOH

Cl

g.O

NH

NH

O

*Exercice 2 : Caractériser la stéréochimie des liaisons doubles C=C (nomenclature Z/E) et représenter si possible un diastéréoisomère.


*Exercice 3 : Relier les couples de molécules suivantes par une relation d’isomérie d'énantiomères, de diatéréoisomères, les isomères de conformation.

**Exercice 4 : Donner la formule moléculaire des composés suivants. Indiquer si la molécule est chirale et si possible, représenter l'énantiomère de ce composé. Identifier les carbones stéréogènes (ou asymétriques). Identifier les fonctions chimiques éventuellement présentes.


***Exercice 5 : Identifier les centres stéréogènes (carbones asymétriques) dans les molécules suivantes. Représenter tous les stéréoisomères de configuration des composés suivants. Indiquer les liens de stéréoisomérie entre les différents stéréoisomères.

Cl

a. b.

2-chloropent-3-ène

c.

O

OH

O

HO

OH

Cl

O

OH

O

HO

OH

OHd. e.

OH

f .

pent-2-ène

g.hexa-2,4-diène

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Chimie organique – Mécanismes réactionnels, synthèse

*Exercice 1 :Identifier les atomes de carbone donneurs (sites nucléophiles) et accepteurs (sitesélectrophiles) de doublets d'électrons. Indiquer les polarisations de liaison.

Electronégativité de PaulingLi : 0,98 Mg : 1,31 C : 2,55 N : 3,11 O : 3,44 Cl : 3,16Br : 2,96

**Exercice 2 :Compléter les mécanismes suivants avec les flèches courbes représentant les mouvements dedoublets (flèches courbes) expliquant la formation des différents intermédiaires et produits.

Exemple 1 Elimination bimoléculaire

Exemple 2 CrotonisationCatalyse basique


Catalyse acide

Vérifier qu’il s’agit bien de réactions catalysées.

Exemple 3 Mécanisme de la réaction d’acétalisation

H

H3C

O H+H

H3C

OH

H

H3C

OH

H

H3C

OH

O R

H

H

H3C O

O

R

H

H

H3C O

OH

R+ H+

H

H+

H

H3C O

O

R+ H+

H H

H3C O

O

R

H

HH

H3C O R

O R

H

H

H3C O R

O RH

H

H3C O R

O R

+H

O H


Exemple 4 Mécanisme de la réaction d’estérification

**Exercice 3 :Pour chaque exemple, on indique les flèches courbes permettant de modéliser la formation del'espèce chimique considérée.

1. Indiquer les polarisations de liaison. Identifier atome donneur et accepteur de doubletd'électron.

2. Donner la formule de l'espèce chimique obtenue en précisant la liaison formée.

***Exercice 4 :Identifier quel mécanisme permet de modéliser la réaction de saponification, en le validantpar toutes les constatations expérimentales.

Document 1 : Saponification des esters.La réaction de saponification est l'hydrolyse basique des esters, cetteréaction permet la synthèse des savons. Le savon, produitdomestique utilisé depuis des milliers d’années est à l’origine unmélange de graisse animale fondue et de cendres. En 1823, EugèneChevreul, chimiste français, découvre que les triesters présents dansles corps gras, réagissent avec la soude (base jouant le rôle descendres) pour former le savon. Un savon

(http://www.savon-de-marseille.com/)

O

Cl + O H

MgBr +


Equation de la réaction d’hydrolyse basique d’un ester

C2H5COOC2H5 + HO- ⇌ C2H5COO- + C2H5OH

Propanoate d’éthyle ion propanoate éthanol

Saponification, obtention d’un savon

Document 2 : un modèle de description de la transformation chimique au niveaumicroscopique, le mécanisme réactionnel

Un mécanisme réactionnel modélise le déroulement d’une transformation chimique àl’échelle moléculaire. Il décrit les étapes successives de ruptures et de formations deliaisons au sein des entités qui interviennent dans le processus. Les formations de liaisonspeuvent s’expliquer par l’attraction électrostatique qui existe entre un site donneurd’électrons et un site accepteur d’électrons.La flèche courbe représente le mouvement du doublet d’électrons : elle part du sitedonneur et pointe vers le site accepteur. Le site donneur est la partie de l’entité qui fournitle doublet d’électrons. Le site accepteur est la partie de l’entité qui capte le doubletd’électrons.

L'ion iodure porteur d’une charge négative (site donneur) interagit (flèche courbe) avecl'atome de carbone (site accepteur) porteur d'une charge partielle positive

Document 3 : Traçage isotopiqueEn 1934, Polanyi et Szabo, chimistes hongrois, publient un article dans lequel ils décriventl’une des premières expériences de marquage isotopique. Cette technique consiste àremplacer, dans un des réactifs, un atome ou un groupe d’atomes par des isotopes demanière à pouvoir les utiliser comme « traceurs ». A la fin de la transformation, la positiondes traceurs dans une chaîne carbonée est repérée grâce à des techniques de spectroscopiecomme la résonance magnétique nucléaire (RMN) par exemple.

O

O

O

COR1

COR2

O

R

+ 3

OH

OH

OH

+ O

O

R

O

O

R2

O

O

R1

(Na+ + HO-) + Na+

+ Na+

+ Na+

triester d'acides gras glycerol

carboxylates de sodium










O

O

O

COR1

COR2

O

R

+ 3

OH

OH

OH

+ O

O

R

O

O

R2

O

O

R1

(Na+ + HO-) + Na+

+ Na+

+ Na+












O

O

O

COR1

COR2

O

R

+ 3

OH

OH

OH

+ O

O

R

O

O

R2

O

O

R1

(Na+ + HO-) + Na+

+ Na+

+ Na+




Document 4 : Résultats expérimentauxPour la réaction de saponification, la bibliographie donne les constatations expérimentalessuivantes :

L'utilisation de 18 - (hydroxyde contenant un oxygène marqué, 18O comme basedans l’hydrolyse de l’ester, conduit à retrouver l'oxygène 18O dans l'anion éthanoateformé et non dans l'alcool.

La saponification des esters contenant un atome de carbone asymétrique dans legroupe noté R et lié à l'atome d'oxygène se fait avec conservation de la configurationabsolue de l’atome de carbone stéréogène (ou asymétrique) (rétention deconfiguration).

L'ordre global de la réaction est 2 (ordre partiel égal à 1 pour l'ester, et 1 pour la base),c'est-à-dire que l'étape cinétiquement déterminante (qui impose sa vitesse) faitintervenir l'ester et la base.

Document 5 : Mécanismes envisagés pour la saponificationOn peut envisager trois mécanismes réactionnels pour interpréter la saponification d’un ester.On admet que pour chaque mécanisme, la première étape est l'étape cinétiquementdéterminante.

Mécanisme 1

Mécanisme 2


Mécanisme 3

Sources : sujet concours AGRO 2012 – sujet Bac 2005 – Livre de TS, édition Belin

*Exercice 5 :

1. Relever les fonctions chimiques présentes dans le réactif.2. On s'intéresse à la réaction de réduction par un hydrure métallique NaBH4 ou LiAlH4.

Quelle fonction chimique est obtenue par réduction des deux fonctions citéesprécédemment ? Préciser la classe du composé fonctionnel obtenu.

3. NaBH4 est-il un réactif chimiosélectif ? Même question pour LiAlH4.4. Que peut-on obtenir par oxydation de l'éthanol ?

*Exercice 6 :

On considère dans cette partie la molécule A ci-contre.1. Nommer A.2. Une solution de A dans un mélange eau/acétone est

traitée par la soude (Na+ ; HO-) à températureambiante. Initialement, on a introduit 0,10 g de A et1,0 g de soude dans 100 mL de solvant .Déterminer le rendement de cette réaction, sachantque l’on obtient 0,069 g de produit B (C7H14O2).

HO Cl


*Exercice 7 : Obtention d'un alcool

Un volume V = 50 mL de la solution magnésienne (contenant C6H5MgBr à la concentration c= 0,42 mol.L-1) sont versés dans un ballon contenant 100 mL d'éther anhydre (solvant) et 1,9g de para méthoxybenzoate d'éthyle (noté A) de formule ci-dessous :

Après avoir fixé un réfrigérant, le milieu est porté à ébullition pendant 1 heure. La solutionrefroidie est alors versée sur 100 mL de solution aqueuse molaire (concentration de 1 mol.L-1)d'acide chlorhydrique HCl contenant de la glace pilée. La phase éthérée (contenant le produitorganique) est recueillie, puis lavée avec une solution de soude et enfin avec de l'eau. Aprèsséchage par le sulfate de sodium anhydre, la phase éthérée est évaporée. On obtient 2,6 g d'unalcool C de formule brute C20H18O2.Les réactions ayant lieu sont les suivantes :

2 C6H5MgBr + A C20H17O2- + C2H5O

- + 2 MgBr+

puis les hydrolysesC20H17O2

- + H+ C20H18O2

C2H5O- + H+ C2H6O

1. Décrire le montage de chauffage à reflux.2. Quelle verrerie est employée pour le lavage de la phase organique ?3. Le produit C est un solide que l’on recristallise pour le purifier. Décrire cette méthode

de purification.4. Calculer le rendement de cette préparation.

**Exercice 8 :1. Proposer un spectre RMN du proton pour les 4 premiers alcanes linéaires (méthane,

éthane , propane ,butane).2. Proposer un spectre RMN du proton pour les molécules suivantes :

a. la propanone b. l’éther

c. le fumarate de diéthyle

d. le THF

O

O

O

O

O

OO

O

O

O


**Exercice 9 :Déterminer la structure du produit de formule brute C4H8O2, dont le spectre 1H du proton estprésenté ci-dessous.

***Exercice 10 : Etude de la réaction de synthèse du paracétamol

Equation de la réaction

Protocole Réaliser un montage de chauffage à reflux. Ne pas oublier de graisser les rodages et

faire vérifier par le professeur. Dans le ballon bicol de 250 mL, introduire successivement par le col latéral

- environ 2,8 g de 4-aminophénol pesés exactement- 25 mL d'eau distillée prélevés à l'éprouvette graduée (solvant)- 2 mL d'acide éthanoïque prélevés sous hotte à l’aide d’une éprouvette graduée

(solvant) Placer un bain-marie sur l’agitateur magnétique chauffant, lui-même disposé sur un

support élévateur. Chauffer l’eau à 90°C environ. Placer le ballon dans le bain – marie. Agiter le mélange réactionnel au moyen d'un barreau aimanté et chauffer jusqu'à

dissolution complète du solide. Ramener la solution à température ambiante. Poursuivre l’agitation.

NH2

OH

O

OO

4-aminophénol anhydride éthanoïque

OH

HN

O

paracétamolN-(4-hydroxyphényl)éthanamide

O

OH

acide éthanoïque

++


Ajouter alors lentement 3,5 mL d'anhydride éthanoïque (densité 1,08) et maintenirl'agitation durant quelques minutes.

Refroidir dans un bain d'eau glacée et attendre la cristallisation. Essorer les cristaux à l'aide de la fiole à vide et du verre fritté ou du Büchner, en tirant

sous vide à la trompe à eau. Laver le solide avec un peu d'eau glacée. Sécher le solide. Peser. Mesurer la température de fusion au banc Köfler préalablement étalonné. Purifier le solide. Conserver une petite pointe de spatule du solide pour la C.C.M.

Etude de la réactionOn donne les équations des réactions suivantes.

Synthèse de l’aspirine

Réaction de substitution électrophile aromatique

1. La réaction de synthèse du paracétamol est-elle sélective ? Préciser.

Rendement2. Calculer la quantité de matière de tous les réactifs introduits dans le ballon.3. Déterminer, parmi les deux réactifs intervenant dans la réaction de synthèse, celui qui est

en excès.4. Quelle masse de paracétamol peut-on théoriquement obtenir ? On obtient m = 3,0 g de

produit recristallisé. Définir le rendement de la réaction. Calculer le rendement de lasynthèse.


Caractérisation5. Interpréter le chromatogramme obtenu.

1 2 3 4

1 – dépôt de 4-aminophénol2 – dépôt de produit brut3 – dépôt de paracétamol purifié3 – dépôt de paracétamol commercial

6. Faire le lien entre structure du paracétamol et spectre RMN. Quelle serait la différenceentre le spectre du paracétamol et du 4-aminophénol ?

7. Même question pour le spectre IR.

Spectre RMN du paracétamol


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Atomistique – Radioactivité Constante de Planck h = 6,62 10-34 J.s Vitesse de propagation de la lumière dans le vide c = 2,99792458 108 m.s-1 Unité de masse atomique 1u = 1,66054 10-27 kg Utiliser si nécessaire une classification périodique pour répondre aux questions. Conversion : 1 J = 1.6 10-19 eV Nombre d’Avogadro : NA = 6.03 1023 mol-1

*Exercice 1 : L'iode possède un seul isotope stable . 1. Donner la composition d'un atome d'iode pour cet isotope. Préciser la composition du

noyau. 2. Faire de même pour l'ion iodure I-. **Exercice 2 : L'atome de sodium 11Na possède 11 électrons. Le spectre d'absorption de cet élément présente un doublet de raies noires correspondant aux longueurs d'onde 589,592 nm et 588,995 nm. 1. Calculer la fréquence des radiations électromagnétiques absorbées. Donner les nombres

d'onde correspondants en m-1. 2. Calculer l'énergie des photons absorbés en J puis en eV . En déduire l’énergie d’une mole

de photon en J.mol-1. 3. Que dire des spectres d'émission et d'absorption d'un atome ? 4. Dans une lampe à vapeurs de sodium, des atomes de sodium sont excités puis se

désexcitent en émettant de la lumière. Quelle est la couleur de la lumière émise ? **Exercice 3 : 1. Un des isotopes artificiels du sélénium Se a pour numéro atomique Z = 34 et un nombre

de neutrons N = 45. Donner la composition du noyau de sélénium et indiquer la notation correspondante pour cet isotope.

2. Le sélénium est en fait composé à l'état naturel de plusieurs isotopes, présentés ci-dessous avec leurs pourcentages isotopiques. Il y a cinq isotopes stables et le dernier est un isotope à durée de vie longue. A partir des pourcentages isotopiques des différents isotopes présents dans la nature, calculer la masse molaire du mélange naturel de sélénium.

Isotopes Pourcentage isotopique

0,89 % 9,37 % 7,63 % 23,77 % 49,61 % 8,73 %

Masse molaire (g.mol-1)

73,9225 75,9192 76,9199 77,9173 79,9165 81,9167

**Exercice 4 : La masse molaire atomique de l'oxygène est 15,9994 g.mol-1. Sachant que le pourcentage de l'isotope 17O est de 0,037%, déterminer les pourcentages des isotopes 16O et 18O dans l'oxygène. On ne considèrera pour répondre à cette question que ces trois isotopes de l'oxygène. Données : masse molaire : M(16O ) = 15,9949 g.mol-1 M(18O ) = 17,99916 g.mol-1 M(17O ) = 16,9991 g.mol-1

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*Exercice 5 : Radioactivité Donner les équations des désintégrations suivantes ou les compléter. Indiquer le type de radioactivité dont il est question.

+ + +

+ + Fission nucléaire

+ + + + + + …

Retrouver dans la classification périodique le symbole chimique de X. Fusion thermonucléaire

+ + Fusion

+ Préciser le symbole chimique de X. **Exercice 6 : Le sodium est situé dans la première colonne et dans la troisième période de la classification périodique. Il possède une vingtaine d’isotopes identifiés. Seul le noyau du sodium 23Na est stable, ce qui en fait un élément monoisotopique, la plupart des autres radioisotopes du sodium ayant une demi-vie inférieure à une minute, voire une seconde. Le sodium 22Na et le sodium 24Na, dont les abondances naturelles sont très faibles, ont respectivement une demi-vie de 2,6 ans et de 15 heures. Le sodium 22Na, émetteur +, est utilisé comme source de positrons 0

1e . Le sodium 24Na, émetteur - d’électrons 01e , est utilisé en médecine nucléaire

pour mesurer notamment le volume sanguin d’un patient. 1. Écrire la configuration électronique du sodium dans son état fondamental et nommer la

famille à laquelle appartient cet élément. Préciser la composition du noyau du sodium 23Na.

2. Écrire les équations de réaction modélisant les transformations nucléaires des isotopes du sodium 22Na et 24Na. Ces éléments sont radioactifs : s'agit-il de radioactivité naturelle ou artificielle ?

3. Définir la « demi-vie » notée T d’un radionucléide. 4. Quel isotope utiliser en médecine nucléaire et pourquoi ? **Exercice 7 : 1. Ecrire l'équation de la réaction de désintégration de l'oxygène 15 radioactif +. 2. Le noyau fils est émis dans un état excité. Quelle est la nature du rayonnement émis

lorsqu'il se désexcite ? 3. La demi-vie de l'oxygène 15 est de 2 minutes. L'activité d'un échantillon d'oxygène 15 est

de 2,30 10-1 Bq. Quelle sera cette activité après 10 minutes ?


Nomenclature, formules des composés organiques *Exercice 1 : Identifier les fonctions chimiques et donner les noms des composés suivants.

*Exercice 2 :

OHOH

OH

Br

A

B

C

D

E

1. Donner la formule brute de ces molécules. Donner leur nom en nomenclature officielle. 2. Indiquer les carbones asymétriques dans ces molécules. 3. Quelles sont les molécules chirales ? **Exercice 3 : Donner la formule topologique des composés suivants :

1. 3-éthyl-2-méthylpentane 2. 3-méthylcyclohexène 3. 2-méthylcyclohexanol 4. 1,2-diméthylcyclohexane 5. 1,2-dibromocyclohexane 6. 2,3-diméthyloct-4-ène 7. 3,6-diméthyloct-4-ène


**Exercice 4 : Déterminer la formule brute et toutes les formules développées (topologiques/Cram) de l’hydrocarbure oxygéné CxHyOz ayant les caractéristiques suivantes :

masse molaire : 58 g.mol-1 % massique : C : 62,0 H : 10,3

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PCSI-Lycée Roosevelt -Reims Banque d'exercices de chimie PCSI · Banque d'exercices de chimie PCSI ... On prépare avec de l’eau déminéralisée 100,0 mL d’une solution S 0