Physique-Chimie Terminale Spécialité

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Préparation aux épreuves du Bac
1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Modélisation des transformations acide-base
Ch. 2
Analyse physique d'un système chimique
Ch. 3
Méthode de suivi d'un titrage
Ch. 4
Évolution temporelle d'une transformation chimique
Ch. 5
Évolution temporelle d'une transformation nucléaire
BAC
Thème 1
Ch. 6
Évolution spontanée d'un système chimique
Ch. 8
Transformations chimiques forcées
Ch. 9
Structure et optimisation en chimie organique
Ch. 10
Stratégies de synthèse
BAC
Thème 1 bis
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Description d'un mouvement
Ch. 12
Mouvement dans un champ uniforme
Ch. 13
Mouvement dans un champ de gravitation
Ch. 14
Modélisation de l'écoulement d'un fluide
BAC
Thème 2
3. Conversions et transferts d'énergie
Ch. 15
Étude d’un système thermodynamique
Ch. 16
Bilans d'énergie thermique
BAC
Thème 3
4. Ondes et signaux
Ch. 17
Propagation des ondes
Ch. 18
Interférences et diffraction
Ch. 19
Lunette astronomique
Ch. 20
Effet photoélectrique et enjeux énergétiques
Ch. 21
Évolutions temporelles dans un circuit capacitif
BAC
Thème 4
Annexes
Ch. 22
Méthode
Chapitre 7
Exercices

Objectif Bac

15 professeurs ont participé à cette page
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34
Comprendre les attendus
Arc-en-ciel végétal

APP : Maîtriser le vocabulaire du cours
COM : Rédiger correctement une résolution d'exercice

Certaines fleurs possèdent des pigments naturels dont la couleur dépend du \text{pH}. La couleur violette est due à une molécule amphotère que l'on note \text{AH(aq)}.

Arc-en-ciel végétal
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1. Écrire l'équation de la réaction de \text{AH(aq)} en tant qu'acide avec l'eau.

2. Donner l'expression de la constante d'équilibre K_\text{A2} de cette réaction, puis la calculer.

3. Le \text{pH} d'une solution contenant \text{AH(aq)} est égal à 10. Exprimer littéralement le rapport \dfrac{\left[\text{A}^{-}\right]_\text{eq}}{\text{[AH]}_\text{eq}} et en déduire la couleur de la solution.

4. Écrire l'équation de la réaction de \text{AH(aq)} en tant que base avec l'eau.

5. Donner l'expression de la constante d'équilibre de la réaction en fonction de K_\text{A1}.

6. Réaliser le diagramme de prédominance des espèces \text{AH}_2^+\text{(aq)}, \text{AH(aq)} et \text{A}^-\text{(aq)}.
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7. Déterminer le domaine de \text{pH} pour lequel la molécule est bleue.
Données
  • \textbf{p}\bm K_\textbf{A} des espèces colorées : \text{p}K_\text{A1} = 4{,}3 et \text{p}K_\text{A2} = 7{,}0
  • Couleur de \textbf{AH}_\bm{2}^\bm{+}\textbf{(aq)} : rouge
  • Couleur de \textbf{AH(aq)} : violette
  • Couleur de \textbf{A}^-\textbf{(aq)} : bleue

Détails du barème
TOTAL /4 pts


0,5 pt
1. Écrire une équation acide-base sans oublier les états physiques.
0,5 pt
2. Écrire la constante d'équilibre.
0,5 pt
3. Effectuer le calcul littéral.
0,5 pt
3. Effectuer un calcul et conclure.
0,5 pt
4. Écrire une équation acide-base sans oublier les états physiques.

0,25 pt
5. Écrire une constante d'équilibre.
0,25 pt
5. Effectuer un calcul littéral.
0,5 pt
6. Tracer un diagramme de prédominance.
0,5 pt
7. Savoir analyser les informations et conclure.

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35
Bleu de bromophénol

REA : Utiliser un modèle
VAL : Analyser des résultats

D'après le sujet Bac S, Liban, 2008.

Le bleu de bromophénol (BBP) est un indicateur coloré dont la forme acide notée \text{HInd(aq)} est jaune et la forme basique notée \text{Ind}^-\text{(aq)} est bleue.

Doc. 1
Concentrations des formes acide et basique
Concentrations des formes acide et basique
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Doc. 2
Solutions étudiée
  • Solution \text S_0 : solution de BBP de concentration c_0 = 3{,}0 \times 10^{-5} mol⋅L-1.
  • Solution \text{S}_1 : solution bleue, de \text{pH} = 12{,}0, même concentration en BBP.
1. Le \text{pH} de la solution \text{S}_0 vaut 4{,}7. Préciser si \text{HInd} est un acide fort.

2. Tracer le diagramme de prédominance des formes acide et basique du BBP. Justifier.
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3. Établir la relation entre \text{pH}, \text{p}K_\text{A}, \text{[HInd]} et [\text{Ind}^-].

4. Vérifier par un calcul que la concentration de la forme acide \text{[HInd]} est négligeable dans la solution \text{S}_1.
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36
Synthol

APP : Maîtriser le vocabulaire du cours
VAL : Faire preuve d'esprit critique

Le Synthol est un médicament créé en 1925 par le pharmacien Paul Ernest Roger. On s'intéresse ici à un seul de ses composants : l'acide salicylique, noté \text{AH(aq)}.

Pour 100 g de Synthol, on a 0{,}0105 g d'acide salicylique.

Doc.
Quelques indicateurs colorés
Indicateur coloréTeinte acideZone de virageTeinte basique
Hélianthinerouge3,2 - 4,4jaune
Bleu de bromothymoljaune6,0 - 7,6bleu
Phénolphtaléineincolore8,2 - 10,0rose

Données
  • Formule brute de l'acide salicylique : \mathrm{C}_{7} \mathrm{H}_{6} \mathrm{O}_{3}
  • Masse volumique du Synthol : \rho = 0{,}950 g⋅mL-1

Pour étudier l'acidité de l'acide salicylique, une quantité de matière n_0 = 7{,}20 \times 10^{-4} mol est dissoute dans un volume V_0 = 100{,}0 mL. Après agitation, le \text{pH} de la solution vaut 2{,}6.


1. Écrire l'équation de la réaction de l'acide salicylique avec l'eau. Préciser s'il s'agit d'une transformation totale.

2. Calculer la concentration réelle d'acide salicylique dans la solution pharmaceutique.

3. Pour vérifier cette valeur, le dosage acide-base d'un volume V = 100 mL de Synthol est réalisé avec une solution d'hydroxyde de sodium. On suppose que l'acide salicylique est le seul composé acide dans le Synthol. L'équation de la réaction support du titrage est : \mathrm{AH}(\mathrm{aq})+\mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{A}^{-}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})

a. Définir l'équivalence, puis en déduire la relation entre les quantités de matière d'acide salicylique et d'ions hydroxyde.

b. Pour obtenir un volume équivalent V_\text{E} compris entre 5{,}0 mL et 20{,}0 mL, donner un encadrement de la concentration de soude nécessaire.

À l'aide d'un logiciel de simulation, il est établi qu'à l'équivalence, le \text{pH} est environ égal à 7.

4. Choisir en justifiant l'indicateur coloré le plus adapté.
Placeholder pour SyntholSynthol
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37
Vitamine C

REA : Élaborer un protocole
VAL : Évaluer les incertitudes

On souhaite vérifier les indications d'une boîte de comprimés concernant la masse d'acide ascorbique.

Une solution \text{S}_\text{A} de volume V = 200{,}0 mL est alors préparée à partir d'un comprimé entier. Un volume V_\text{A}=(20{,}0 \pm 0{,}1) mL de la solution \text{S}_\text{A} est alors prélevé, puis titré par une solution d'hydroxyde de sodium.

Données
  • \textbf{p}\bm K_\textbf{A} considéré à \bm{37} °C : \text{p}K_\text{A}= 4{,}1
  • Formule brute de l'acide ascorbique : \mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{8} \mathrm{O}_{6}
  • Masse molaire : M(\text{acide ascorbique})=176{,}1 g⋅mol-1 et M(\text{ascorbate de sodium})=198{,}1 g⋅mol-1

Doc. 1
Extrait de l'emballage
La vitamine C est commercialisée sous forme de comprimés à croquer dont la composition est :
  • acide ascorbique : 250 mg ;
  • ascorbate de sodium : 285 mg ;
  • excipients : sucres, arômes artificiels.
Doc 2
Calcul d'incertitude

Il est admis que l'incertitude sur la masse expérimentale de l'acide ascorbique ne dépend que du volume équivalent et de la concentration de la solution d'hydroxyde de sodium :
\left(\dfrac{u\left(m_{\exp }\right)}{m_{\exp }}\right)^{2}=\left(\dfrac{u\left(V_\text{E}\right)}{V_\text{E}}\right)^{2}+\left(\dfrac{u\left(c_\text{B}\right)}{c_\text{B}}\right)^{2}+\left(\dfrac{u\left(V_\text{A}\right)}{V_\text{A}}\right)^{2}


1. Rédiger le protocole de préparation de la solution \text{S}_\text{A}.


2. Écrire l'équation de la réaction support du titrage.

3. Avec une solution d'hydroxyde de sodium de concentration c_{\mathrm{B}}=(1{,}50 \pm 0{,}02) \times 10^{-2} mol⋅L‑1, le volume versé à l'équivalence vaut (9{,}1 \pm 0{,}1) mL.

a. En déduire la masse expérimentale d'acide ascorbique dans le comprimé.

b. Déterminer l'incertitude relative \dfrac{u\left(m_{\exp }\right)}{m_{\exp }}.

c. Vérifier la cohérence du résultat avec la mention portée sur la boîte de comprimés ().

4. La masse d'ascorbate de sodium correspond à celle indiquée sur l'emballage. L'étiquette précise également que la masse totale des deux espèces conjuguées est équivalente à 500 mg d'acide ascorbique. Vérifier cette information par un calcul.

5. Cette formulation peut être dite « tamponnée ». Expliquer pourquoi.
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A
Dilution d'un acide faible

APP : Faire des prévisions à l'aide d'un modèle
REA/MATH : Utiliser des outils mathématiques

Donnée
  • Masse molaire de l'acide benzoïque : M = 122 g·mol-1

L'acide benzoïque \mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{5} \mathrm{COOH} est un acide faible de \text{p}K_A = 4{,}2. On dissout une masse m = 2{,}0 g d'acide benzoïque dans un volume V = 20{,}0 mL d'eau distillée. On note h le rapport entre la concentration en ion oxonium \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(\mathrm{aq}) à l'équilibre et la concentration standard c\degree.

1. Écrire l'équation de la réaction entre l'acide benzoïque est l'eau.

2. Donner l'expression littérale de K_A.

3. Éventuellement à l'aide d'un tableau d'avancement, établir une équation du second degré vérifiée par h.

4. En résolvant cette équation, montrer que h est donné par la relation :
h = \dfrac{1}{2} \ \left( -K_A + \sqrt{K_A^2 + 4 \cdot K_A \cdot \dfrac{m}{M \cdot V \cdot c\degree}} \right)

5. Montrer que le pH à l'équilibre est de 3,8.

On dilue la solution d'un facteur 10.

6. Donner le protocole à suivre pour effectuer cette dilution.

7. Comment est modifié le pH lorsqu'on dilue une solution d'acide fort d'un facteur 10 ?

8. Calculer le pH de la solution d'acide benzoïque après dilution. Le comportement d'un acide faible lors d'une dilution est‑il le même que pour un acide fort ?
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B
Détermination d'un \mathbf{p} \boldsymbol{K}_{\mathrm{A}}

RAI/MOD : Modéliser une transformation

On souhaite déterminer expérimentalement le \text{p}K_A du couple. Pour cela, on considère une solution placée dans le domaine de prédominance de l'acide. On suppose que la quantité de base est négligeable, et on note n_0 la quantité de matière de l'acide. À l'aide d'une burette, on ajoute progressivement une solution de soude \left(\mathrm{Na}^{+}(\mathrm{aq}) ; \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq})\right) et on mesure le pH de la solution au fur et à mesure. On notera c_{soude} la concentration de la solution de soude.

courbe - exercice B
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1. Écrire l'équation de la réaction ayant lieu.

2. À quel montage correspond cette expérience ?

3. Tracer l'allure de la courbe représentative de \text{pH} = f(V), où V est le volume de soude versé.
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4. Comment repère-t-on le moment où les réactifs ont été introduits dans les proportions stoechiométriques ? On note V_E le volume de soude versé correspondant.

5. Écrire une relation vérifiée entre V_E, c_{soude} et n_0.

On dilue la solution d'un facteur 10.

6. On suppose que la réaction est totale, exprimer le volume V' pour lequel on a \text{pH} = \text{p}K_A en fonction de n_0 et c_{soude}, puis en fonction de V_E.

7. Ci‑après, la courbe obtenue pour le couple de l'acide éthanoïque \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{4} \mathrm{O}_{2}(\mathrm{aq}) / \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}_{2}^{-}(\mathrm{aq}). Déterminer le \text{p}K_A de ce couple.
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C
Étude du BBT

RAI/ANA : Modéliser une transformation

Le BBT est un indicateur coloré très utilisé. Il est jaune en solution acide, bleu en solution basique et vert en solution neutre. Pour simplifier les notations, son couple sera noté \mathrm{RH}(\mathrm{aq}) / \mathrm{R}^{-}(\mathrm{aq}). On cherche à déterminer son \text{p}K_A.
Pour cela, on dispose d'une solution mère de BBT de concentration c_0 = 1{,}6 \times 10^{-3} mol·L-1. Puis on réalise trois solutions :
  • S1 contient 5{,}0 mL de solution mère, complétée à 100 mL par une solution tampon. Son pH est égal à pH1 = 6,7.
  • S2 contient 5 mL de solution mère, complétée à 100 mL par une solution d'acide chlorhydrique à 1{,}0 mol·L-1. Son pH est proche de 1.
  • S3 contient 5 mL de solution mère, complétée à 100 mL par une solution d'hydroxyde de sodium à 1{,}0 mol·L-1. Son pH est proche de 14.

On mesure le spectre visible des trois solutions. Le résultat est montré ci-après.

courbe - exercice B
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1. Justifier les couleurs observées selon le caractère acide ou basique mentionnées en introduction.

2. Afin de réaliser la mesure, il faut se placer à une longueur d'onde où une seule des deux formes du BBT absorbe. Faut‑il choisir \lambda_1 ou \lambda_2 ? Justifier.

3. Justifier que la concentration totale en BBT c = [\text{RH}] + [\text{R}^-] est la même dans les trois solutions. Calculer sa valeur.

On mesure l'absorbance pour la longueur d'onde choisie pour chaque solution en utilisant une cuve de largeur l = 1{,}0 cm. On obtient respectivement les valeurs A_1 = 0{,}200, A_2 = 0{,}008 et A_3 = 0{,}675. On note \epsilon le coefficient d'absorption molaire de \mathrm{R}^{-}(\mathrm{aq}) à cette longueur d'onde.

4. Justifier que [\text{R}^-]_3 \approx c.

5. Exprimer A_1 en fonction de [\text{R}^-]_1, puis A_3 en fonction de [\text{RH}]_1 et [\text{R}^-]_1.

6. Montrer que \dfrac{A_3}{A_1} = 1 + \dfrac{[\text{RH}]_1}{[\text{R}^-]_1}.

7. Calculer le rapport \dfrac{[\text{RH}^-]_1}{[\text{R}^-]_1}.

8. Donner l'expression de K_A.

9. En déduire une expression de \text{p}K_A en fonction de pH1, et du rapport \dfrac{[\text{RH}]_1}{[\text{R}^-]_1}.

10. Calculer le \text{p}K_A du BBT.
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