[PDF] Devoir Maison n°7 12 jui. 2018 Dans la

Devoir Maison n°7 CORRIGE Option PC - à remettre le mardi 12 juin 2018 CHIMIE D.Lecorgne*PCSI*LycéeJeanDautet*2017-2018

PREMIEREXERCICEe3aPCDISTILLATIOND'UNMELANGEEAU-AMMONIAC:APPLICATIONAUDOSAGEDEL'AMMONIACDANSLEDestop® DONNEES A 25°C : § ������!(���!���⊕/���!���)=0 ������!(������!⊕/������!)=9,2 ������!(���!���/������⊝)=14,0 § Phénolphtaléine : teinte acide (������<10) : incolore teinte basique (������>10) : rose Le Des top® est utilisé afin de déboucher les canalisations. Il est c onsti tué d'une solution aqueuse concentrée d'hydroxyde de sodium ������⊕+������⊝(!") (à 20 % en masse) à laquelle on ajoute un colorant et de l'ammoniac dont l'odeur désagréable permet de ne pas le confondre avec de l'eau. On souhaite vérifier la concentration ���! en ammoniac indiquée par le fabricant : ���!=3,5.10!! ���������.���!!. Distiller sous hotte un volume ���!=10,0 ������ de Destop® à l'aide du montage ci-après ; le gaz formé - constitué d'eau et d'ammoniac - barbote et se dissout totalement dans un volume ���!=100 ������ d'acide chlorhydrique ���!���⊕+������⊝(!") de conc entration égale à ���!=5,00.10!! ���������.���!!. On note (���) la solution obtenue après barbotage. Au bout d'une heure, remplacer l'erlenmeyer collecteur par un barboteur rempli d'eau distillée contenant de la phénolphtaléine. La solution dans le barboteur reste incolore. Doser simultanément par ������-métrie et par conductimétrie la totalité de la solution (���) par une solut ion aqueus e d'hydroxyde de sod ium ������⊕+������⊝(!") de conc entration ���!. Repérer les deux équivalences ���é!! et ���é!!. DOCUMENT 1 - MODE OPERATOIRE Destop®

Simulation des courbes de dosages ������-métrique et conductimétrique (la conductivité est notée gamma ���) d'une solution aqueuse contenant un mélange de chlorure d'ammonium ������!⊕+������⊝(!") et d'acide chlorhydrique ���!���⊕+������⊝(!") par une solut ion aqueus e d'hydroxyde de sodium ������⊕+������⊝(!"). C6. Montrer en quoi le prot ocole expér imental permet de doser l' ammoniac dans le Destop®. Pour cela : Œ Expliquer qualitativement l a nécessité de distiller l'ammoniac au lieu de le doser directement. Aide 1 : si on dosai t l'ammoni ac directement, que doserait-o en même temps ? En quoi cela n'est pas du tout judicieux ? Laconcentrationdel'ammoniacestvoisinede0,35mol.L-1;celledelasoudeestvoisinede20%enmassesoit20gdans100mLd'eauou200gdans1litre,cequireprésenteuneconcentrationde(200/MNaOH)=200/40=5mol.L-1.5et0,35:laconcentrationdel'ammoniacestbeaucouptropfaiblepourquel'onpuisseladoserenmêmetempsquecettesoudetrèsconcentrée,lesconcentrationsnesontpasdutoutdumêmeordredegrandeur.  Indiquer l'intérêt de placer un barboteur contenant de la phénolphtaléine à la fin de la distillation. Laphénolphtaléineestroseenmilieubasique.Auboutd'uneheure,onpensequetoutl'ammoniacestpassédansleflacon.Ons'enassureencontinuantdefairebarbotercequis'échappeduballondansunbarboteurcontenantlaphénolphtaléine:silasolutionresteincolore,c'estdoncquelemilieun'estpasbasique,c'estdoncquetoutl'ammoniacabienétérécupéréavant! Ž Indiquer les espèces acido-basiques présentes dans la solution (���). Aide 2 : lisez bien l'énoncé : " l'ammoniac se dissout dans l'acide chlorhydrique » ; quelle DOCUMENT 2 - SIMULATION D'UNE COURBE DE DOSAGE

EnVéq1:findeH3O++HO-=2H2O(l)[H3O+].V2=C3.Véq1EnVéq2:findeNH4++HO-=NH3+H2O(l)[NH4+].V2=C3.(Véq2-Véq1)Or[NH4+].V2=n{NH4+}=n{NH3quiabarboté}=n{NH3présentdans10mLdeDestop}:[NH4+].V2=n{NH3présentdans10mLdeDestop}=C1.V1D'où:[NH4+].V2=C3.(Véq2-Véq1)s'écritaussi:C1.V1=C3.(Véq2-Véq1)CalculonsVéq1attendu:Véq1=Véq2-C1.V1/C3Véq1=20-0,35x10/0,25Véq1=6mL DEUXIEMEEXERCICECentraleMP2015L'ALUMINIUMDANSL'INDUSTRIEAÉRONAUTIQUELa croûte terrestre contient 7,5 % d'aluminium. C'est le métal le plus utilisé sur la planète après le fer. La production mondiale progresse chaque année, atteignant 100 tonnes par jour. Ce sujet a pour but d'illustrer quelques aspects de la chimie de ce métal familier. Les quatre parties sont indépendantes. Données Constantes : Constante d'Avogadro : NA = 6,02.1023 mol-1 Constante des gaz parfaits : R = 8,31 J.K-1.mol-1 Constante de Faraday : F = 96 500 C.mol-1

Utilisation de l'aluminium métallique dans l'industrie aéronautique L'aluminiumtientuneplace dechoixdansla fabrication despiècesmétalliquesdesavionsenparticuliersousformed'alliage.Danslesavionsrécentscommel'A380,lesalliagesd'aluminiumreprésentent75%delamassedel'avionvide.Lasensibilitédecesalliagesàlacorrosionjustifielenombreélevéd'étudesrécentesdansleslaboratoiresderecherche,publicsetprivés.Étudedel'alliage2024L'alliage"2024»aluminium-cuivreutilisédanslafabricationdesavions.L'alliage2024contientessentiellementdel'aluminiumetducuivreàhauteurd'environ4%.Lacomposi tionchimiquede cetalliagealuminium-cuivrepeut êtredéterminéepartitrageselonleprotocolesuivant.A)Premièrephase:Séparationducuivreetdel'aluminiumAprèsavoirréduitl'alliageàl'étatdepoudre,unemassem0=1,0gestintroduitedansunballon de250mL.100mLd'unesolution d'hydroxydedesodium (Na+,HO x)àenviron8mol.L-1sontverséssurl'alliage.Quandledégagementgazeuxdedihydrogènetendàdiminuer,lecontenuduballonestportéàébullitionpendant15minutes.Aprèsrefroidissement,lecontenuduballonestfiltré.Lesparticulessolidesrestéessurlefiltresontrincées,puisplacéesdansunbécherde200mL.1) Pourquoi utilise-t-on l'alliage sous forme de poudre ? Utilisétrèsfinementdivisé,lasurfaced'échangeaveclasoudedevienttrèsgrande,etcelaaugmenteconsidérablementlavitessedelaréaction.C'estdoncpourdesraisonscinétiquesquel'onaugmenteutilisel'alliagesousuneformetrèsdivisée.

Lesdiagrammespotentiel-pHdesélémentsaluminiumetcuivreontététracéspouruneconcentrationenespècesdissouteségaleà1,0.10x2mol.L-1surchaquefrontière(figures1et2).Lesfrontièresassociéesauxcouplesdel'eauontétéajoutéesentraitsplusfins.2) Attribuer un domaine à chacune des espèces suivantes : Al(s), AlO2-(aq), Al3+(aq) et Al(OH)3(s). Le mieux est de faire un petit tableau prévisionnel : EspèceDegréd'oxydationAl(s)0Al3+(aq)+IIIAl(OH)3(s)+IIIAlO2-(aq)+III Ecrivons aussi des " demi-équations protoniques » : Al3+(aq) + 3 H2O(l) = Al(OH)3(s) + 3 H+ Al3+(aq) est donc un acide car il fait céder 3 protons au solvant. (mais attention, il les fait céder sans les prendre, ce n'est donc pas du tout une base !). Al(OH)3(s) prend 3 protons, c'est une base dans ce couple. Al(OH)3(s) = AlO2-(aq) + H2O(l)+ H+(aq) Al(OH)3(s) est capable de céder un proton, c'est un acide. Al(OH)3(s) possédant à la fois des propriétés acides et des propriétés basiques est une espèce amphotère.NousvenonsderemarquerqueAl3+estunacide,dontlabaseconjuguéeestl'hydroxyded'aluminium,lui-mêmeacideconjuguédeAl(OH)4-.Parconséquent,nouspouvonsdresserlepetittableauprévisionneletattribuerensuitechaquedomaineàuneespèce: d.oIIIAl3+(aq)Al(OH)3(s)AlO2-0Al(s)pHAinsi,lesdomainespeuventêtrefacilementattribués:

3) Retrouver le pH d'apparition du solide Al(OH)3(s) dans une solution contenant les ions Al3+(aq) à la concentration C = 1,0.10-2 mol⋅L. Lorsque le premier cristal d'hydroxyde d'alumi nium apparaît, alors le quotient réactionnel est égal à Ks : ���������!������!������°���=������ Et quand le premier cristal apparait, on peut considérer que la concentration des ions aluminium est encore égale à C : ���.������!!���°!=������ Ainsi : 1,0.10!!.������!!���°!=1,0.10!!" Ce qui conduit à : !"!!!°!=1,0.10!!" [HO-] = 1,0.10-10 mol.L-1 Soit : pH = 4,0, et c'est bien la valeur du diagramme potentiel-pH. 4) Déterminer la valeur théorique de la pente de la frontière séparant les domaines de stabilité des espèces Cu2+(aq) et Cu2O(s). Ecrivons la demi-équation électronique du couple Cu2+(aq) et Cu2O(s) : 2 Cu2+(aq) + 2 e- + H2O(l) = Cu2O(s) + 2 H+ Relation de Nernst en utilisant RT/F Ln x : Al

Al(OH)

���=���°+ ������������������[���������!]���!��� soit : ���=���°+ ������������102������������[������!!]���!! ���=���°+ ������������10������������[������!!]°+ ������������10������������1���!! ���=���+ ������������102������������1���!! ���=���+ ������������10���.������ La pente vaut donc : + !"#$!"! ��� Soit pente = + 0,06 V à 298 K 5) Au moyen des deux diagrammes potentiel-pH, justifier l'utilisation du traitement par la soude pour séparer les éléments aluminium et cuivre. Écrire l'équation de la (ou des) réaction(s) qui ont lieu au cours de cette phase. Al et H2O n'ont aucun domaine de stabilité commun, et en particulier en milieu basique. Donc en milieu basique, Al va être oxydé en AlO2-, et l'eau est réduite en dihydrogène, ce que nous dit l'énoncé. La réaction observée est : [1] : Al(s) + 2 H2O(l) = AlO2- + 4 H+ + 3 e- [2] : 2 H+ + 2 e- = H2(g) Ainsi : 2x[1] + 3x[2] donne : Al

2 Al(s) + 4 H2O(l) = 2 AlO2- + 2 H+ + 3 H2(g) Mais le milieu est très basique, donc réécrivons cette équation avec des ions HO- plutôt qu'avec des ions H+ : 2 Al(s) + 2 HO- + 2 H2O(l) = 2 AlO2- + 3 H2(g) Qu'en est-il pour Cu ? On remarque que Cu(s) a un domaine de stabilité commun avec celui de l'eau, y compris en milieu basique. Il ne sera donc pas attaqué par l'eau en milieu basique. En conclusion : Al est oxydé en milieu très basique tandis que Cu n'est pas oxydé. Grâce à ce traitement en milieu très basique, on peut donc oxyder sélectivement Al, et donc séparer les deux éléments métalliques. 6) Pourquoi est-il judicieux de travailler en milieu très basique plutôt que neutre ? En milieu neutre, Al serait oxydé en un solide, Al(OH)3(s), ce qui rendrait difficile la séparation des deux solides Cu et Al(OH)3(s). En milieu très basique, Al est oxydé en une espèce soluble qui est donc facilement éliminé avec l'eau, par lavage par exemple. 7) Quel peut être l'intérêt de porter le mélange à ébullition quand le dégagement gazeux faiblit ? Le chauffage en fin de traitement est là pour augmenter la vitesse de la réaction, et donc pour achever rapidement l'oxydation, la température étant un facteur cinétique.

B)Deuxièmephase:DissolutionducuivreLecuivresolideCu(s)récupéréàl'issuedelapremièrephaseesttotalementdissoutaumoyende10mLd'unesolution d'acidenitriqueconcentr ée(H+(aq)+NO3x(aq)).Undégagementgazeuxdemonoxyded'azoteNOestobservé.8) Écrire l'équation (R1) de la réaction de dissolution du cuivre Cu (s) en présence d'acide nitrique. Proposons les deux demi-équations électroniques : Cu2+ + 2 e- = Cu(s) [1] NO3-(aq) + 4 H+(aq) + 3 e- = NO(g) + 2 H2O(l) [2] Effectuons 2x[2] - 3x[1] : 3 Cu(s) + 2 NO3-(aq) + 8 H+(aq) = 3 Cu2+(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) C)Troisièmephase:Dosageducuivredansl'alliageAprèsadditiond'unequantitéexcédentaired'ioduredepotassium(K+,Ix),lasolutionprendunecolorationbruneattribuableàlaformationdediiodeI2.Cedernierestensuitedoséparunesolutionaqueusedethiosulfatedesodium(2Na+,S2O32-)àC1=5,0quotesdbs_dbs46.pdfusesText_46