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Spécialité Physique,Chimie , Terminale , Nouveaux programmes

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Publié par
Date de parution 01 juillet 2020
Nombre de lectures 2
EAN13 9782340046511
Langue Français
Poids de l'ouvrage 21 Mo

Informations légales : prix de location à la page 0,0500€. Cette information est donnée uniquement à titre indicatif conformément à la législation en vigueur.

INTERRO SURPRISE
PHYSIQUE-CHIMIE
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SURPRISE
Je révise, je m’entraîne, je me teste
en quelques minutes par jour
Spécialité
PHYSIQUE
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X TOUTLECOURSENQUESTIONS/RÉPONSES
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Spécialité
PHYSIQUECHIMIE
▶ TOUT LE COURS EN QUESTIONS / RÉPONSES
▶ EXERCICES CHRONOMÉTRÉS ET CORRIGÉS
Éric Delande
9782340-038325_001_224.indd 1 18/06/2020 11:19Retrouvez tous les titres de la collection
et des extraits sur www.editions-ellipses.fr
ISBN 9782340-038325
© Ellipses Édition Marketing S.A., 2020
32, rue Bargue 75740 Paris cedex 15






TABLE DES MATIÈRES
DÉTERMINER LA COMPOSITION D’UN SYSTÈME
1 Comment écrire un couple acide‑base ? 6
2 Qu’est‑ce qu’une espèce amphotère ? 8
3 Comment écrire une réaction acide‑base ? 10
4 Comment représenter et nommer un acide carboxylique et un ion carboxylate ? 12
+5 Comment trouver la concentration en ion oxonium H O d’une solution à partir
3
de son pH et inversement ? 14
6 Comment calculer une concentration à l’aide de la loi de Beer‑Lambert ? 16
7 Comment calculer une concentration à l’aide de la loi de Kolhrausch ? 18
8 Comment calculer une quantité de matière en exploitant l’équation d’état
d’un gaz parfait ? 20
9 Comment trouver un groupe caractéristique à l’aide d’un spectre IR ? 22
10 Comment calculer la concentration d’une solution commerciale ? 24
11 Comment calculer la concentration d’un acide
ou d’une base à l’aide d’un dosage pH‑métrique ? 26
12 Comment déterminer graphiquement le volume
à l’équivalence lors d’un dosage pH‑métrique ? 28
13 ion d’un acide
ou d’une base à l’aide d’un dosage conductimétrique ? 30
14 Comment expliquer l’évolution de la pente de la courbe
lors d’un dosage conductimétrique ? 32
MODÉLISER L’ÉVOLUTION TEMPORELLE D’UN SYSTÈME
15 Quels sont les facteurs qui influencent la vitesse d’une réaction ? 34
16 Comment identifier un catalyseur à partir de données expérimentales ? 36
17 Comment déterminer graphiquement une vitesse volumique d’apparition
d’un produit ou de disparition d’un réactif ? 38
18 Comment trouver graphiquement le temps de demi‑réaction ? 40
19 Comment savoir si l’évolution d’une concentration de réactif
suit une loi de vitesse d’ordre 1 ? 42
20 Comment déterminer à partir d’un diagramme (N, Z)
les isotopes radioactifs d’un élément ? 44
21 Comment écrire l’équation d’une réaction nucléaire ? 46
22 Comment établir l’expression de l’évolution temporelle de la population
de noyaux radioactifs et en déduire la loi de décroissance radioactive ? 48
23 Qu’est‑ce que l’activité d’un échantillon radioactif
et comment sert‑elle à dater un échantillon radioactif ? 50PRÉVOIR L’ÉTAT FINAL D’UN SYSTÈME
24 Comment déterminer le sens d’évolution spontanée d’un système ? 52
25 Comment déterminer le taux d’avancement final d’une réaction τ
pour savoir si une réaction est totale ou non ? 54
26 Comment fonctionne une pile ? 56
27 Qu’est‑ce que la capacité électrique d’une pile et comment la déterminer ? 58
28 Quels sont les oxydants et réducteurs usuels et comment justifier
le caractère réducteur des métaux du bloc s ? 60
29 Qu’est‑ce que K le produit ionique de l’eau ? 62
e
30 Que signifie qu’un acide ou une base est fort ou faible ? 64
31 Qu’est‑ce que K la constante d’acidité et comment la calculer en fonction du pH ? 66
A
32 Comment montrer qu’un acide ou une base est fort ou faible ? 68
33 Comment savoir entre deux acides faibles ou deux bases faibles,
lequel est le plus fort des deux ? 70
34 Comment tracer et utiliser un diagramme de prédominance et de distribution ? 72
35 Qu’est‑ce qu’un indicateur coloré et comment le choisir lors d’un titrage ? 74
36 Qu’est‑ce qu’un acide α‑aminé et comment trouver
quelle est l’espèce prédominante en solution ? 76
37 Qu’est‑ce qu’une solution tampon et quelles sont ses propriétés ? 78
38 Comment fonctionne une électrolyse ? 80
39 Comment identifier le type d’une réaction lors d’une synthèse ? 82
40 Qu’est‑ce qu’un polymère et comment déterminer le motif d’un polymère ? 84
41 Comment optimiser la vitesse de formation d’un produit
et le rendement d’une synthèse ? 86
42 Comment identifier des étapes de protection et de déprotection
lors d’une synthèse multi‑étapes ? 88
MOUVEMENT ET INTERACTIONS
43 Comment définir et exprimer les coordonnées cartésiennes
des vecteurs vitesse et accélération ? 90
44 Qu’est‑ce que la base de Frenet et comment l’exploiter
pour un mouvement circulaire ? 92
45 Que peut‑on dire du vecteur accélération dans les différents types
de mouvement ? 94
46 Comment appliquer la deuxième loi de Newton ? 96
47 Comment établir l’équation de la trajectoire parabolique
d’un projectile en chute libre dans le champ de pesanteur uniforme ? 98
48 Comment exploiter l’équation de la trajectoire d’un projectile
dans le champ de pesanteur uniforme ? 100
49 Comment accélérer des particules chargées ? 10250 À quoi servent les 3 lois de Kepler ? 104
51 Comment déterminer la vitesse et la période d’un satellite
eet comment montrer que sa trajectoire vérifie la 3 loi de Kepler ? 106
52 Qu’est‑ce qu’un satellite géostationnaire et comment déterminer son altitude ? 108
53 Qu’est‑ce que la poussée d’Archimède et comment l’utiliser ? 110
54 Comment exploiter la conservation du débit volumique
pour déterminer la vitesse d’un fluide incompressible ? 112
55 Comment utiliser la relation de Bernoulli pour étudier l’écoulement
d’un fluide incompressible en régime permanent ? 114
ENERGIE : CONVERSIONS ET TRANSFERTS
56 Comment définit‑on l’énergie interne U d’un système
et que dit le premier principe de la thermodynamique ? 116
57 Comment varie l’énergie interne U en fonction de la température ? 118
58 Quels sont les trois modes de transferts thermiques
et comment les reconnaître ? 120
59 Comment utiliser la relation entre flux thermique Φ,
résistance thermique R et écart de température ? 122th
60 Comment estimer la température terrestre moyenne à l’aide
de la loi de Stefan‑Boltzmann ? 124
61 Comment décrire l’évolution de la température d’un système
à l’aide de la loi phénoménologique de Newton ? 126
ONDES ET SIGNAUX
62 Quelle est la différence entre intensité sonore I et niveau d’intensité sonore L ? 128
63 Comment exploiter le phénomène de diffraction ? 130
64 Comment savoir si des interférences sont constructives ou destructives ? 132
65 Qu’est‑ce que l’interfrange i et comment établir son expression ? 134
66 Qu’est‑ce que l’effet Doppler et comment permet‑il de calculer une vitesse ? 136
67 Quel est le principe d’une lunette astronomique ? 138
68 Qu’est‑ce que l’effet photoélectrique et à quoi sert‑il ? 140
69 Comment fonctionne un condensateur ? 142
70 Comment établir l’équation différentielle de charge d’un condensateur
et comment la résoudre ? 144
71 équation différentielle de décharge d’un condensateur
dans une résistance et comment la résoudre ? 146
CORRIGÉS 149COMMENT ÉCRIRE
1 UN COUPLE ACIDE‑BASE ?
En 1923, Joannes Brönsted, chimiste danois (1879‑1947), publie une théorie sur
les acides et les bases basée sur le transfert de protons.
» Définitions
Un acide selon Brönsted est une espèce chimique capable de céder un
+proton H .
Une base selon Brönsted est une espèce chimique capable de capter un
+proton H .
Quand un acide cède un proton, il se transforme en sa base conjuguée.
Quand une base capte un proton, elle se transforme en son acide conjugué.
Les deux forment un couple acide‑base.
» Écriture
Un couple acide‑base s’écrit de la façon suivante :
ACIDE / BASE avec l’acide toujours à gauche et la base toujours à droite.
Exemples
+L’acide éthanoïque CH COOH peut céder un proton H et se transformer en
3
–CH COO , l’ion éthanoate, qui est sa base conjuguée.
3
–Le couple s’écrit CH COOH/CH COO .
3 3
+L’ammoniac NH qui est une base peut capter un proton H et se transformer en
3
+NH , l’ion ammonium, qui est son acide conjugué.
4
+Le couple s’écrit NH /NH .
4 3
+» Pourquoi un proton s’écrit-il H  ?
1Un noyau d’hydrogène H est composé d’un proton et de zéro neutron.
1
Un atome d’hydrogène H est donc composé d’un proton et d’un électron.
+Un ion hydrogène H , qui a perdu un électron, ne sera donc plus composé que
+d’un proton d’où l’écriture H pour un proton.
+Les ions H ne peuvent exister seuls en solution aqueuse : on ne les trouve donc
+que combinés à des molécules d’eau, sous forme d’ions oxonium H O .
3‑

TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 1.1 (5 points) 5 min
Parmi les espèces chimiques suivantes, écrire les couples acidebase conjugués
que l’on peut former :
– + + – – – +HNO , N0 , Na , NH , H O, H O , NO , Cl , OH , NH .
3 2 3 2 3 3 4
Exercice 1.2 (5 points) 10 min
Vrai Faux
Les affirmations suivantes sont‑elles vraies ou fausses ?
– +1. L’acide conjugué de OH est H O .
3
–2. La base conjuguée de HS est H S.
2
–3. L’acide conjugué de HSO est H SO .
4 2 4
–4. La base conjuguée de H CO est HCO .
2 3 3
3–5. H PO /PO est un couple acide‑base.
3 4 4
Exercice 1.3 (5 points) 10 min
1. Écrire la base conjuguée des espèces suivantes puis écrire les couples
acide‑base correspondants :
+a. C H NH .
6 5 3
–b. HCO .
3
–c. HS .
2. Écrire l’acide conjugué des espèces suivantes puis écrire les couples acide
base correspondants :
–a. C H O .
2 5
–b. H PO .
2 4
7‑
QU’EST‑CE QU’UNE ESPÈCE 
2 AMPHOTÈRE ?
» Définition
Un ampholyte (nom) ou une espèce amphotère (adjectif) est une espèce
chimique pouvant se comporter soit comme un acide soit comme une base.
» Conséquence
Il appartient à deux couples acidebase : dans un couple sous forme d’acide et
dans l’autre couple sous forme de base.
Exemples
Il y a deux espèces amphotères à connaître :
• L’eau H O qui appartient aux deux couples acide‑base :
2
+ – H O /HO et H O/OH
3 2 2
Acide BaseAcide Base
–• L’ion hydrogénocarbonate HCO qui appartient aux deux couples acide‑base :
3
– – 2– CO , H O/HCO et HCO /CO
2 2 3 3 3
Acide Base Acide Base
Il en existe beaucoup d’autres. Pour qu’une espèce soit amphotère, il faut qu’elle
+puisse soit capter soit céder un proton H .
» ATTENTION : Nomenclature à connaître
+H O : ion oxonium ou hydronium.
3
– –HO ou OH : ion hydroxyde.
CO , H O ou H CO : dioxyde de carbone dissous ou acide carbonique.
2 2 2 3
–HCO : ion hydrogénocarbonate.
3
2–CO : ion carbonate.
3
H O : eau.
2‑

TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 2.1 (5 points) 5 min
Parmi les espèces écrites cidessous, indiquer les espèces amphotères en précisant
les couples acide‑base correspondants :
– – –HS ; C H NH ; HCO ; C H OH ; H PO .
6 5 3 3 2 5 2 4
Exercice 2.2 (4 points) 5 min
Les acides αaminés existent majoritairement en solution sous forme d’amphions
ou zwitterions qui sont des espèces amphotères. Ainsi la glycine NH CH COOH
2 2
+ –existe majoritairement sous la forme NH CH COO .
3 2
Écrire les deux couples correspondant à l’espèce amphotère en précisant à chaque
fois quel est l’acide et quelle est la base.
Exercice 2.3 (6 points) 10 min
L’acide phosphorique est un triacide. C’est un antioxydant de code E338. Il est
+présent dans le Coca‑Cola®. Il peut perdre successivement trois protons H .
1. Donner les formules des trois produits obtenus par perte successive de
proton.
2. Écrire les couples acide‑base correspondants.
3. Parmi toutes les espèces obtenues successivement, lesquelles sont des
espèces amphotères ; justifier.
9COMMENT ÉCRIRE
3 UNE RÉACTION ACIDE‑BASE ?
Deux acides ne peuvent pas réagir ensemble.
Deux bases ne peuvent pas réagir ensemble.
+Une réaction acide-base correspond à un transfert de proton H entre l’acide
d’un couple et la base d’un autre couple.
+L’acide va céder un proton H et se transformer en sa base conjuguée.
+Ce proton H va être récupéré par la base qui, elle, va se transformer en son acide
conjugué.
Exemples
• Réaction entre l’acide éthanoïque CH COOH et l’eau H O.
3 2
Couples :
–CH COOH/CH COO
3 3
+H O /H O
3 2
• Réaction entre l’ammoniac NH et l’acide méthanoïque HCOOH.
3
Couples :
+NH /NH
4 3
–HCOOH/HCOO
+ –• Réaction entre une solution d’acide chlorhydrique (H O + Cl ) et une solution
3
+ –d’hydroxyde de sodium (Na +OH ).
Couples :
+H O /H O
3 2
–H O/OH
2‑
TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 3.1 (5 points) 10 min
Compléter les réactions acide‑base suivantes :
+1. NH (acide) + H O  ......................................................................................
4 2
– 2. C H COOH (acide) + OH  ............................................................................
6 5
– + 3. HCOO (base) + H O  ..................................................................................
3
–4. CH COO HCOOH  .........................................................................
3
5. CH NH (base) + C H OH 
3 2 2 5
Exercice 3.2 (5 points) 10 min
Écrire les réactions acide‑base suivantes :
1. Acide propanoïque CH CH COOH et ammoniac NH .
3 2 3
+ – –2. Solution d’acide chlorhydrique (H O + Cl ) et ion butanoate CH CH CH COO .
3 3 2 2
3. Acide phosphorique H PO et eau H O.
3 4 2
–4. Acide ascorbique C H O et ion hydrogénocarbonate HCO .
6 8 6 3
2–5. Acide lactique C H O et ion carbonate CO .
3 6 3 3
Exercice 3.3 (5 points) 5 min
Écrire les réactions acidebase éventuelles correspondant aux expériences
suivantes :
+ –1. On réalise le titrage entre une solution d’acide nitrique (H O + NO ) et
3 3
+ –une solution de soude (Na + OH ).
2. On mélange deux solutions : une d’acide méthanoïque HCOOH et une
+ –solution d’acide chlorhydrique (H O + Cl ).
3
3. On dissout un comprimé d’aspirine constitué d’acide acétylsalicylique
C H O dans de l’eau.
9 8 4
11




COMMENT REPRÉSENTER ET
NOMMER UN ACIDE CARBOXYLIQUE 4 ET UN ION CARBOXYLATE ?
1. Un acide carboxylique est caractérisé par un groupe carboxyle :
–COOH ou –CO H ou
2
Pour nommer un acide carboxylique, on remplace la terminaison e de l’alcane
correspondant par la terminaison oïque, le tout précédé du mot acide, le carbone
du groupe carboxyle étant toujours numéroté 1.
Exemple : HCOOH : acide méthanoïque.
CH ‑CH ‑CH ‑COOH : acide butanoïque.
3 2 2
Acide 2‑méthylpentanoïque :
2. Un ion carboxylate, qui est la base conjuguée de l’acide carboxylique, est carac‑
térisé par la forme ionisée du groupe carboxyle :
– ––COO ou –CO ou
2
Pour nommer un ion carboxylate, on remplace la terminaison e de l’alcane corres ‑
pondant par la terminaison oate, le tout précédé du mot ion, le carbone du groupe
carboxyle étant toujours numéroté 1.
–Exemple : CH COO : ion éthanoate.
3
–OOC‑CH ‑CH ‑CH ‑CH ‑CH : ion hexanoate.
2 2 2 2 3
Ion 2,2‑diméthylpropanoate : TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 4.1 (5 points) 10 min
Donner le nom des entités suivantes :
Exercice 4.2 (5 points) 10 min
Représenter en formules semi‑développées les entités suivantes :
1. Acide 2‑éthyl‑3‑méthylhexanoïque.
2. Ion 2,2‑diméthylbutanoate.
3. Ion octanoate.
4. Acide 2,3,4‑triméthylpentanoïque.
13COMMENT TROUVER LA CONCENTRATION
+EN ION OXONIUM H O D’UNE SOLUTION
35 À PARTIR DE SON PH ET INVERSEMENT ?
+Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H O : le fait qu’une solution soit
3
+ +acide ou basique dépend de sa concentration en ions H O ; plus il y a d’ions H O
3 3
et plus la solution est acide. Or la concentration d’une solution diluée peut varier
–1 –14 –1de 10 (0,1) à 10 mol.L (0,00000000000001). Pour faciliter les calculs, en 1893,
le chimiste danois Sorensen a introduit la notion de pH (potentiel Hydrogène),
grandeur sans unité, qui permet de ramener ces valeurs de 1 à 14.
Exemple
+ –2 –1[H O ] = 10 mol.L  pH = 2.
3
+ –4 –1pH = 4  [H O ] = 10 mol.L .
3
On en déduit les formules suivantes :
+⎡ ⎤H O3+ –pH ⎣ ⎦[H O ] = 10  pH = –log .
3 oc
–1 avec c° = 1 mol.L , concentration standard.
+  pH = –log[H O ].
3
log signifie logarithme décimal ; sur la calculatrice, elle est représentée par la
touche log .
» Conséquences
+1. À cause du signe (–), le pH et [H O ] varient en sens inverse :
3
plus une solution est acide, plus le pH est petit ;ڀ
plus une solution est basique, plus le pH est grand.ڀ
+2. Les variations du pH sont une fonction logarithmique de [H O ] :
3
+si le pH diminue de 1, cela signifie que [H O ] a été multipliée par 10 ;ڀ 3
+ 2 si le pH diminue de 2, cela signifie que [H O = 100.ڀ 3
» Il existe deux façons de mesurer le pH :
le papier pH (peu précis) qui est un mélange d’indicateurs colorés et qui change ڀ
de couleur en fonction du pH ;
le pH‑mètre (plus précis) qui mesure une différence de potentiel électrochi‑ڀ
mique, fonction du pH.‑


TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 5.1 (5 points) 5 min
1. On mesure le pH d’une solution à l’aide d’un pHmètre. On trouve pH = 3,6.
Calculer la concentration en ions oxonium présents dans cette solution.
2. Calculer le pH d’une solution dont la concentration en ions oxonium est
+ –4 –1[H O ] = 2,7 × 10 mol.L .
3
Exercice 5.2 (5 points) 10 min
Compléter le tableau suivant :
+ –1 –5 –7 –12[H O ] en mol.L 1,8 × 10 9,3 × 10 4,7 × 103
pH 3,9 11,7
Exercice 5.3 (5 points) 10 min
On mesure le pH d’une solution d’ammoniac. On trouve un pH de 8,6.
1. Calculer la concentration en ions oxonium présents dans cette solution.
2. On dilue cette solution dix fois. Calculer le pH de la solution diluée dix fois.
3. Que remarque‑t‑on ?
Exercice 5.4 (5 points) 10 min
La plupart des pH‑mètres ont une incertitude de mesure de 0,05 unité de pH.
1. La mesure du pH d’une solution donne 4,4. En déduire un encadrement
du pH.
+2. Déterminer un encadrement de la concentration en ions oxonium [H O ].
3
+⎡ ⎤Δ H O
3⎣ ⎦3. L’incertitude relative de mesure étant donnée par la formule ,
+⎡ H O ⎤
3⎣ ⎦
un pHmètre permetil une mesure précise de la concentration en ions
+oxonium [H O ] ?
3
15COMMENT CALCULER UNE CONCENTRATION
À L’AIDE DE LA LOI DE BEER‑LAMBERT ?6
Lorsqu’on envoie de la lumière sur une solution colorée, on s’aperçoit que cette
lumière ressort avec une intensité lumineuse plus faible : la solution a absorbé
une partie de la puissance que transportait cette lumière.
On définit donc une grandeur A appelée absorbance pour traduire ce phénomène
d’absorption.
Celle‑ci est définie pour une longueur d’onde donnée λ par :
I λ( )eA(λ) = log
I λ( )s
avec : I : intensité lumineuse due à la radiation de longueur d’onde λ à l’entrée
e
de la solution et I : intensité lumineuse due à la radiation de longueur d’onde λ
s
à la sortie de la solution.
» L’absorbance A est liée à la concentration de l’espèce colorée par la loi de
Beer-Lambert (Jean-Henri Lambert en 1760 et August Beer en 1852) :
A = εε(λ).l.c
avec : A : absorbance sans unité.
2 –1ε(λ) : coefficient d’extinction molaire en m .mol .
l : épaisseur de solution traversée en m.
–3c : concentration de l’espèce colorée en mol.m .
» Conversion
–1 –3 3Pour passer des mol.L au mol.m , on doit multiplier par 10 .ڀ
–3 –1 –3Pour passer des mol.m au mol.L .ڀ
» Limites de la loi de Beer-Lambert
La lumière doit être monochromatique.ڀ
La concentration de la solution doit être faible (concentration inférieure ou ڀ
–2 –1égale à 10 mol.L ).
La solution ne doit pas contenir de précipité, de suspension, d’émulsion ni ڀ
être fluorescente.
» Loi d’additivité des absorbances
S’il y a plusieurs espèces colorées : A = A + A + ……. = ε .c .l + ε c l + …
1 2 1 1 2. 2.‑
TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 6.1 (5 points) 5 min
Une solution de permanganate de potassium de coefficient d’extinction molaire
2 –1221 m .mol , contenue dans une cuve d’épaisseur 1 cm, présente une absorbance
maximale de 0,53 à la longueur d’onde de 525 nm.
–1Calculer la concentration molaire de la solution en mol.L .
Exercice 6.2 (5 points) 10 min
–2 –1Soit une solution de concentration c = 1,0 × 10 mol.L ayant une absorbance
1
A pour une épaisseur de l = 2 cm. Une solution de même nature, traversée sous
1 1
l 1une épaisseur l = , a une absorbance A = 3A .
2 2 1
4
Calculer la concentration molaire c de cette solution.
2
Exercice 6.3 (10 points) 20 min
On prépare une gamme de solutions étalons de permanganate de potassium selon
le tableau cidessous. La cuve fait 1 cm d’épaisseur et la longueur d’onde avec
laquelle ont été faites les mesures est de 525 nm.
Étalon n° 0 1 2 3 4 5
–1 –4 –4 –4 –4 –4C en mol.L 0 0,8 × 10 1,6 × 10 2,4 × 10 3,2 × 10 4,0 × 10
A 0 0,18 0,36 0,53 0,71 0,89
Une prise d’essai de V = 20 mL d’une solution X de concentration inconnue est
transvasée dans une fiole jaugée de 100 mL que l’on complète avec de l’eau
distillée. Un blanc ayant été parallèlement préparé, on mesure l’absorbance de
X soit A = 0,65.
1. Comment faut‑il préparer le blanc ? Quel est son rôle ?
2. Tracer la courbe A = f(C). Quel est son nom ?
3. La loi de Beer‑Lambert est‑elle vérifiée ?
–4. Déterminer la concentration molaire de X en ions MnO ?
4
17COMMENT CALCULER UNE CONCENTRATION
À L’AIDE DE LA LOI DE KOLHRAUSCH ?7
Une solution ionique, aussi appelée électrolyte, est conductrice d’électricité grâce
à la présence des ions qui assurent le caractère conducteur de la solution. La
conductimétrie est une méthode qui permet de mesurer les propriétés conduc‑
trices d’une telle solution.
» On définit donc une grandeur σ appelée conductivité de la solution. Cette
grandeur est caractéristique de la solution. Elle dépend :
de la concentration des ions ;ڀ
de la nature des ions qui la composent ;ڀ
de la température de la solution.ڀ
» La conductivité σ est liée à la concentration des ions présents dans la
solution par la loi de Kohlrausch (Fiedrich Kohlrausch 1874) :
σ = Σ λ . [X ]
i i
avec :
–1σ : conductivité en siemens par mètre (S.m ).
λ : conductivité molaire ionique des ions qui composent la solution en
i
2 –1S.m .mol .
–3[X ] : concentration molaire des ions qui composent la solution en mol.m .
i
» Conversion
–1 –3 3Pour passer des mol.L au mol.m on doit multiplier par 10 .ڀ
–3 –1 –3Pour passer des mol.m au mol.L .ڀ
–1 –1 –1Pour passer des mS.cm au S.m .ڀ
» Limites de la loi de Kohlrausch
La température doit être constante.ڀ
La concentration des espèces solvatées doit être faible (concentration inférieure ڀ
–2 –1ou égale à 10 mol.L ).‑
TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 7.1 (5 points) 5 min
On mesure la conductivité d’une solution de chlorure de magnésium de concen‑
–1tration inconnue ; le conductimètre affiche la valeur σ = 0,13 S.m .
1. Donner la formule de la solution de chlorure de magnésium.
2. Calculer la concentration molaire de cette solution.
2 –1 2 –1Données : λ = 7,63 mS.m .mol ; λ = 11,00 mS.m .mol .
cl– Mg2+
Exercice 7.2 (5 points) 10 min
On mesure la conductivité d’une solution d’iodure de potassium de concentration
–1inconnue ; le conductimètre affiche la valeur σ = 0,25 S.m .
1. Donner la formule de la solution d’iodure de potassium.
2. Calculer la concentration molaire de cette solution.
2 –1 2 –1Données : λ = 7,70 mS.m .mol ; λ = 7,35 mS.m .mol .
I– K+
Exercice 7.3 (10 points) 20 min
–1Une solution S de chlorure de sodium de concentration c = 0,20 mol.L est
o o
utilisée pour obtenir différentes solutions par dilutions successives. Pour obtenir
la première solution, on prélève 5,0 mL de solution S que l’on verse dans une
o
fiole jaugée de 50,0 mL.
1. Déterminer la concentration molaire de S .
1
On prépare par dilution des solutions S , S et S et on mesure ensuite la
2 3 4
conductivité de ces solutions à 25 °C.
Étalon n° 0 S S S S
1 2 3 4
–1 –2 –3 –3c en mol.L 0 …. 1,0 × 10 4,0 × 10 2 ,0 × 10
–1 0 0,75 0,38 0,15 0,075σ (S.m )
2. Tracer la courbe σ = f(C). Quel est son nom ?
3. La loi de Kolhrausch est‑elle vérifiée ?
–1On mesure la conductivité d’une solution inconnue X soit σ = 0,30 S.m .
4. Déterminer la concentration molaire de la solution inconnue de chlorure
de sodium.
5. Peuton utiliser la courbe précédente pour déterminer la concentration
d’une solution de chlorure de potassium à 25 °C ?
19COMMENT CALCULER UNE QUANTITÉ
DE MATIÈRE EN EXPLOITANT L’ÉQUATION 8 D’ÉTAT D’UN GAZ PARFAIT ?
À l’état gazeux, les particules sont beaucoup plus éloignées les unes des autres
que dans l’état solide ou liquide. On étudie les gaz parfaits qui sont un modèle
simplifié de l’état gazeux.
» Un gaz parfait est un gaz dans lequel :
les molécules sont en mouvement incessant et complètement désordonné ;ڀ
entre chaque collision, les molécules se déplacent en ligne droite ;ڀ
le volume des molécules est négligeable devant le volume occupé par le gaz ;ڀ
les molécules sont des petites sphères qui n’exercent entre elles aucune force, ڀ
excepté à l’instant d’une collision ;
lors des chocs entre molécules et contre la paroi, il y a seulement échange ڀ
d’énergie cinétique et celle‑ci se conserve lors de chaque collision.
» Un gaz parfait est défini lorsqu’on connaît sa pression, son volume et sa
température. Ces trois paramètres sont reliés par l’équation d’état d’un gaz
parfait :
P.V = n.R.T
avec :
5P pression du gaz en pascal (Pa) : 1 bar = 1 atm = 1,013 × 10 Pa = 760 mmHg.
3 3 6V volume occupé par le gaz en m : 1 m = 1 000 L = 10 mL.
n quantité de matière de gaz en moles (mol).
T température du gaz en kelvin (K) : T(K) = T(°C) + 273,15.
3 –1 –1R constante des gaz parfaits : R = 8,31 Pa.m .mol .K .
L’équation d’état des gaz parfaits ou loi des gaz parfaits ne dépend pas de la nature
du gaz considéré ; elle est valable en particulier pour les mélanges de gaz comme l’air.
» Limites du modèle de gaz parfait
Il faut que la pression ne soit pas trop élevée. En effet si la pression devient ڀ
trop élevée, on ne peut plus négliger les interactions électrostatiques entre
les molécules.
Il faut que le gaz soit loin de se liquéfier (T << T ).ڀ liquéfaction‑

TOP CHRONO
C’est l’interro !
Exercice 8.1 (3 points) 5 min
2Une pièce d’une surface de 15 m , de hauteur sous plafond de 2,6 m, est à la
température de 22 °C, sous une pression de 1 bar. Quelle quantité de matière
gazeuse contient‑elle ?
Exercice 8.2 (3 points) 5 min
Un sousmarin miniature contient 855 moles d’un mélange gazeux à 17 °C sous
une pression de 1,10 bar.
1. Quel est le volume du sous‑marin ? L’exprimer en litres.
2. On désire augmenter la pression à 30 bar, la température devenant égale
à 4 °C. Quelle quantité de gaz supplémentaire doit‑on rajouter ?
Exercice 8.3 (3 points) 5 min
Une bouteille d’acier de volume 10 L contient du diazote gazeux comprimé sous
une pression de 5,1 bar. Elle est stockée dans un local à 20 °C.
1. Quelle quantité de diazote est contenue dans cette bouteille ?
2. Combien de flacons de 1 L un préparateur peutil remplir théoriquement en
vidant totalement cette bouteille, la pression atmosphérique étant égale
5à 1,01 × 10 Pa ?
3. En réalité, peut‑on espérer vider entièrement la bouteille de son gaz ?
Exercice 8.4 (3 points) 5 min
Calculer la masse volumique du dihydrogène lorsqu’il est sous une pression de 9,0
atm et à une température de 15 °C.
–1Donnée : M(H) = 1,0 g.mol .
Exercice 8.5 (3 points) 5 min
Un flacon, hermétiquement bouché, contient du dioxygène à une température de
16 °C. À quelle température faut‑il chauffer ce flacon pour que la pression dans le
flacon soit triplée ? On néglige la dilatation du flacon.
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