t.p. chimie 1 (structure de la matière) examen de fin de

UNIVERSITÉ YAHIA FARES DE MÉDÉA

FACULTÉ DES SCIENCES ET DE TECHNOLOGIE

DÉPARTEMENT GP ET GPE 1erANNEE LMD SECTIONS SM/ST

Janvier 2008

T.P. CHIMIE 1 (Structure de la Matière)

Examen de fin de semestre

Exercice N° 01

Répondre par vrai ou faux et corriger les réponses fausses :

1. Pour peser une masse d’un produit solide, on utilise : une balance, une spatule et une fiole

jaugée.

2- La température est une mesure directe.

3- Considérant la relation D-C+B=A . A une mesure indirecte, B, C et D des mesures directes.

4- L’erreur absolue de la mesure A, de la relation précédente, est donnée par : A=B+C-D.

5- (C=0.180 g/l ± 0.025 g/l) indiquant que la valeur réelle de la concentration varie de 0.210 à

0.155 g/l.

6- L’erreur instrumentale représente l’erreur de lecture due à l’instrument de mesure considéré.

7- L’éprouvette est utilisée pour prélever un volume avec une très grande précision.

8- Pour prélever un volume de 8.7 ml on utilise une pipette jaugée.

9- Pour la préparation d’une solution on utilise un bêcher.

10- L'alcalimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'une

base de titre inconnu avec un acide de titre connu.

11- L’acidimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'un

acide de titre inconnu avec une base de titre connu.

12- Pour prendre un volume sans précision on utilise un bécher.

Exercice N° 02

Indiquer comment trouver l’erreur instrumentale de la verrerie suivante :

1- Burette.

2- Eprouvette.

3- Fiole jaugée.

4- Pipette jaugée.

5- Pipette graduée.

Exercice N° 03

Un volume de 10 ml d’une solution de NaOH de normalité inconnue est neutralisé par un

volume de 11 ml d’une solution de HNO3 de normalité 0.0988 N.

1- Comment peut t – on préparer 100 ml d’une solution de HNO3 0.0988 M à partir d’une solution

mère 2M ? Expliquer brièvement le mode opératoire à suivre en indiquant la verrerie utilisée.

2- Déterminer la normalité de NaOH.

3- Déterminer la quantité de NaOH contenue dans 250 ml de solution.

Juin 2008


Examen de rattrapage

Exercice N° 01


1. La masse de 10 ml d’une solution donnée est 12 g si la densité est égale à 1,2.

2. La pesée d’un produit est une mesure directe.

3. La surface d’une plaque de 10 cm de longueur (notée L) et de 2 cm de largeur (notée l) est une

mesure directe égale à 20 cm2.

4. Considérant la relation de la surface : l*L=S . L’erreur relative de la surface est exprimée

par : S=L*l.

5. (V=120 ml ± 2 ml) indiquant que la valeur réelle du volume varie de 124 à 118 ml.

6. Le calcul des incertitudes permet d’avoir une marge de sécurité sur les résultats

expérimentaux.

7. Mettre 4 g de NaOH dans une fiole jaugée de 100 ml et compléter à la jauge avec de l’eau

distillée jusqu’à dissolution totale pour préparer une solution de 100 ml à 1M. On donne la

masse moléculaire de NaOH égale à 40 g/mol et la pureté égale à 100%. Justifier votre

réponse. 8. Prendre 10 ml d’une solution HCL 1N à compléter avec de l’eau distillée à un volume de 100

ml dans une fiole jaugée de 100 ml pour préparer une solution de 100 ml de HCl à 0.2 N.

Justifier votre réponse. 9. Un indicateur coloré est utilisé pour mettre en évidence le point d’équivalence lors d’une

réaction de titrage acido-basique.

Exercice N° 02

Considérant une solution de HNO3 concentrée de densité égale à 1,3 et de pourcentage massique

58. On donne MHNO3 = 63 g/mole.

1. Calculer la normalité de la solution concentrée.

2. Calculer le volume nécessaire de la solution de HNO3 concentrée pour préparer 1500 ml d’une

solution avec une normalité de 1,5.

Jan. 2009



Questions

Répondre par vrai ou faux :

1. L’éprouvette est un instrument métallique employé pour prendre un volume sans précision.

2. L’erlenmeyer est un instrument employé comme lieu pour réaliser des réactions.

3. Le thermomètre est utilisé pour mesurer une température.

4. Une pipette jaugée est employée pour prendre un volume de 7,3 ml.

5. Une pipette graduée est employée pour prendre un volume de 7,3 ml.

6. a est une mesure directe. a est son incertitude. L’erreur relative est égale à 0,1 si a est égale à

1 et a est égale à 0,1.

7. la concentration molaire est égale à la normalité pour une solution de l’acide phosphorique

(H3PO4).

8. La pesée d’un produit est une mesure indirecte.

Problème

A- Une solution de 1000 ml d’acide chlorhydrique (HCl) 1 N est préparée à partir d’une solution

mère d’HCl (solution à 37% massique).

1. Décrire brièvement le mode opératoire pour réaliser une telle dilution en indiquant les

différents instruments employés.

2. Calculer le volume de la solution mère nécessaire à cette préparation sachant que sa masse

volumique est de 1186 Kg/m3 et sa masse moléculaire est de 36.46 g/mol.

3. Indiquer les sources d’incertitudes possibles lors de cette préparation.

4. Calculer l’incertitude sur la normalité de la solution préparée sachant qu’une éprouvette

graduée a été employée pour la prise de la solution mère.

B- Un volume de 13,6 ml de la solution préparée de HCl est neutralisé par un volume de 27,2 ml de

solution de NaOH.

1. Décrire brièvement le mode opératoire pour réaliser cette neutralisation en indiquant les

différents instruments employés.

2. Calculer la normalité et la concentration de la solution de NaOH.

Données du problème :

Incertitude absolue sur le volume de l’éprouvette graduée employée pour la prise de la

solution mère : V=1 ml.

Incertitude absolue sur le volume de la fiole de 1 l : V=0,4 ml.

Incertitude relative sur la normalité de la solution mère est de 0,2%.

Mars. 2009




1. Un acide est une molécule capable de céder un anion OH-.

2. La fiole jaugée est moins précise que le bécher.

3. Le but de l’expérience de Millikan est le calcul des vitesses des électrons.

4. Une solution homogène est une solution ayant deux phases distinctes.

5. Une base est une molécule capable d’accepter un anion OH-.

Exercice 01

Un volume de 6,5 ml d’une solution de H2SO4 (0,5 M) pris par une pipette graduée est

neutralisé par un volume V (ml) d’une solution de NaOH contenu dans une burette. Cette

neutralisation a été refaite trois (03) fois.


2. Calculer l’incertitude de la normalité de la solution de NaOH.

On donne :

Incertitude absolue sur le volume de la pipette graduée : ΔV=0,02 ml.

Incertitude absolue sur le volume d’une burette de 25 ml: ΔV=0,05 ml.

Incertitude relative sur la normalité de la solution acide est de 0,3%.

Essai 1 2 3

V NaOH (ml) 6,7 6,9 6,8

Exercice 02 :

On désire préparer un litre de solution mère d’acide phosphorique H3PO4 de normalité égale à

1,5 N. Quel volume de ce produit doit-on prélever en supposant que le produit est pur à 85% ?

A partir de cette solution, on désire préparer un volume V=250mL d'une solution fille de

concentration C=2,10-2 mol.L-1. Quel volume de la solution mère doit-on prélever ?

On donne :

les masses : M(H)=1 g.mol-1; M(P)=30,97 g.mol-1; M(O)=15,99 g.mol-1.

la masse volumique est égale à 1,834 103 Kg/m3.

Février 2010



Questions

Nommez et donnez la fonction des verreries représentées ci-dessous.

a) b) c)

Problème

Dans le but de réaliser une réaction de neutralisation, un volume de 250 ml d’une solution de 0.5M

(moles/l) de H2SO4 est préparée à partir de l’acide sulfurique pur (de masse moléculaire M, de masse

volumique ρ et de degré de pureté P).

Partie A

1. Calculer le volume pur de la l'acide sulfurique nécessaire à cette préparation et décrivez

brièvement le protocole expérimental de cette préparation.

2. Est - il possible de préparer cette solution (0.5M) à partir d’une solution existante qui possède

un titre de 0.5N ? Justifier votre réponse.

3. Déterminer l’incertitude absolue sur la concentration de la solution de l’acide sulfurique

préparée. Présenter le résultat.

Partie B

La solution de l’acide sulfurique préparée est ensuite utilisée pour titrer un volume de 15ml d'une

solution basique de NaOH, prélevée par une éprouvette de 25ml.

1. Déterminer la concentration de la solution basique de NaOH sachant que l’operateur a réalisé

4 essais selon: Vacide(1eressai)= 7.5ml, Vacide(2èmeessai)= 7.6ml, Vacide(3èmeessai)= 7.4ml et enfin

Vacide(4èmeessai)= 7.4ml.

2. Déterminer l'incertitude absolue sur la concentration de la solution d'hydroxyde de sodium

(NaOH). Présenter le résultat.

Les données du problème : M= (98,078 ± 01,130)g/mol. ρ = (1800,00±3.02)Kg/m3.

P=(98,00±0,50)%. Pipette de 10ml: Incertitude instrumentale égale à 0.1ml. Fiole de 250ml:

Incertitude instrumentale égale à 0.3ml. Burette: Incertitude instrumentale égale à 0.1ml. Eprouvette

de 25ml: Incertitude instrumentale égale à 0.1ml.

18 Mars 2010



Questions

Répondre par vrai ou faux et corriger les réponses fausses:

1. Considérant la relation HZYX . X une mesure indirecte, Y, Z et H des mesures

directes.

2. L’erreur absolue de la mesure X, de la relation précédente, est donnée

par : HZYXX .

3. Pour peser une masse d’un produit solide, on utilise : une balance, une spatule et une

éprouvette.

4. Pour prendre un volume de 3.4 ml, on utilise: une pipette graduée et une propipette.

5. m=(0.22520±0.02537)g, indiquant que la valeur réelle de cette pesée varie de 0.210 à 0.155g.

6. La pipette est utilisée pour prélever un volume avec une très grande précision.

7. L’acidimétrie est une méthode de dosage par précipitation, elle consiste à un dosage d'un acide

de titre inconnu avec une base de titre connu.

8. Une pipette jaugée de 50 ml est employée exclusivement pour prendre un volume de 50 ml.

9. Une pipette graduée de 10 ml est employée pour prendre un volume de 6,4 ml.

10. la concentration molaire est égale à la normalité pour une solution de l’acide chlorhydrique

(HCL).

Exercice 01

Une solution d’acide sulfurique (H2SO4) contient 95% en masse d’acide sulfurique pur. La densité

de la solution est égale à 1,83.

1. Calculer la masse d’acide sulfurique pur contenue dans un volume de solution de 1 litre.

2. Calculer la concentration molaire de cette solution.

3. On désire préparer une solution de 100 ml à 10 N d’acide sulfurique à partir de la solution

précédente :

a) Calculer le volume nécessaire de la solution pur de l'acide sulfurique nécessaire pour

cette solution.

b) Citer l’ensemble du matériel et produits nécessaires pour réaliser cette préparation.

Données : La masse moléculaire de l'acide sulfurique est égale à 98,078 g/mol. La masse volumique

de l’eau est égale à 1000 Kg/m3.

Exercice 02

Pour préparer une solution de 100 ml contenant 1.32 g de sulfate de cuivre hydraté poudre, on

dispose d’une balance analytique, d'un verre de montre, d'un entonnoir, d'une spatule, d'une

pissette d'eau distillée et ………..

1. Décrire brièvement le protocole expérimental de cette préparation en indiquant l’instrument

qui manque.

2. Calculer la concentration de cette solution.

3. Comment préparer 250 ml d’une solution de sulfate de cuivre ayant une concentration de

0.025 moles/l à partir de la solution précédente ? Donner la description du protocole

expérimental en indiquant les différents instruments employés ainsi que les calculs.

Données : la masse moléculaire du sulfate de cuivre hydraté est égale à 249.6 g/mol; Sa Pureté est

égale à 94.6 %.

Janvier 2011



Questions

Répondre par vrai ou faux et corrigez les réponses fausses

1. La prise d'un volume est une mesure directe.

2. Mettre 5.8 g de NaCl dans une fiole jaugée de 100 ml et compléter à la jauge avec de l’eau

distillée jusqu’à dissolution totale pour préparer une solution de 100 ml à 1M en NaCl. On

donne: la masse molaire de NaCl égale à 58 g/mol et la pureté égale à 97%.

3. La burette est un instrument utilisé pour ajouter un volume défini ou à définir.

4. Une solution hétérogène est une solution ayant au moins deux phases distinctes.

Exercice N° 01

Le paramètre g est donné par la relation 2T

Lg avec L et T des mesures directes. L=15 cm

avec une erreur relative de 2% et T =0.8 s avec une erreur relative de 3%.

1. Calculer g et l'erreur relative sur g.

2. Représentez le résultat.

Exercice N° 02

Evaluer l'incertitude absolue pour les mesures suivantes et écrire toutes les mesures sous la

forme A±A:

1. 6.052 < t < 6.152

2. 42.40 < m < 92.30

3. 5741 < n < 6317

4. 2.5627 < r < 2.6524

5. 351 < t’ < 412

Exercice N° 03

On dispose d’une solution, notée S1, d’hydroxyde de sodium (NaOH, de masse molaire égale

à 40 g/mol et de pureté 98%) à 0,12 mol.l-1.

1. Quel volume V de S1 doit-on prélever pour préparer 1,50 l d’une solution S2 de concentration

égale à 0,05 mol.l-1, comment appelle-t-on cette opération ?

2. Décrire précisément la préparation de la solution, en indiquant soigneusement le nom des

instruments utilisés pour cette préparation.

3. Quelle masse de NaOH doit-on ajouter dans 300 ml de S1 pour que la concentration de la

solution devienne 0,18 mol.l-1.Soit la solution S3 obtenue ?

4. Quelle est la molarité de 20 ml d’acide chlorhydrique (HCl) titré par 28 ml de la solution S3 ?

Avril 2011



Questions

Répondre par vrai ou faux.

1. La masse volumique du benzène liquide est égale à 0.879 g/cm3. Sa densité est égale à 8.79 si

la masse volumique de l’eau est égale à 10-3 kg/cm3.

2. Pour un échantillon donné, une balance numérique affiche une pesée de 1.2369 g. Une erreur

instrumentale de 10- 2 g est considérée pour cette balance si aucune valeur n’est donnée par le

constructeur.

3. L’erreur instrumentale d’une burette est généralement indiquée sur les parois de celle-ci.


5. Le Becher est un instrument employé comme lieu pour réaliser des réactions.

Exercice N° 01

On titre 15 ml d’une solution de NaOH (solution S1) prélevée à l’aide d’une pipette (incertitude

absolue : 0.04 ml) par une solution de HCl contenue dans une burette (incertitude absolue : 0.1 ml) et

de concentration molaire égal à 0.1 mol/l (incertitude absolue : 0.002 mol/l). On répète trois fois le

titrage. L’équivalence est atteinte après addition de 21.2 ml, 21.3 ml et 21.2 ml de solution titrant.

1. Comment appelle t-on cette méthode de dosage ?

2. Calculer la concentration molaire de la solution de NaOH et l’incertitude absolue sur la

mesure de la concentration.

3. Quel volume de la solution de NaOH (solution S1) doit-on prélever pour préparer 200 ml

d’une solution (solution S2) de concentration égale à 0.01 mol.l-1 ?

4. Calculer la masse de NaOH contenue dans 150 ml de la solution S2.

Donnée : la masse moléculaire de NaOH est égale à 40 g/mol.

Exercice N°02

Pour préparer une solution de 100 ml contenant 1.32 g de sulfate de cuivre hydraté poudre, on

dispose d’une balance analytique, d'un verre de montre, d'un entonnoir, d'une spatule, d'une

pissette d'eau distillée et d’………..

1. Décrire brièvement le protocole expérimental de cette préparation en indiquant l’instrument

qui manque.

2. Calculer la concentration molaire de cette solution.

3. Comment peut–t-on préparer 250 ml d’une solution de sulfate de cuivre ayant une

concentration de 0.025 moles/l à partir de la solution précédente ? Donner la description du

protocole expérimental en indiquant les différents instruments employés ainsi que les calculs.

Données : la masse moléculaire du sulfate de cuivre hydraté poudre est égale à 249.6 g/mol; Sa Pureté

est égale à 94.6 %.

Février 2012



Questions

1. Nommez et donnez la fonction des verreries représentées ci-dessous:

(a) (b) (c)

2. Répondre par vrai ou faux:

a) La pesée est une mesure directe.

b) L'alcalimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'une


c) L’acidimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'un

acide de titre inconnu avec une base de titre inconnu.

d) la concentration molaire est égale à la normalité pour une solution de l’acide sulfurique

(H2SO4).

Exercice 01

La masse et le volume d'un objet sont de (16.500.02) g et (15.50.2) cm3 respectivement.

1. Calculer le domaine maximal de variation de la masse volumique de cet objet en considérant les

incertitudes sur la masse et sur le volume.

2. En déduire la valeur de la masse volumique moyenne et son incertitude.

3. Présenter le résultat.

Exercice 2

Partie A:

Le sucre ordinaire est constitué de saccharose, de masse moléculaire égale à 342 g/mol. Ce

composé ne réagit pas avec l'eau. On prépare une solution de sucre en dissolvant une masse de sucre

de 6.16 g dans un volume de 200 ml d'eau.

1. Calculer la concentration massique et la concentration molaire du saccharose.

2. Détailler le protocole expérimental de cette préparation.

3. Calculer le nombre de moles de saccharose présent dans un volume de 80 ml de la solution.

Partie B:

On souhaite préparer à partir de la solution précédente un volume V égal à 100 mL d’une solution

diluée en saccharose de concentration 1,0.10-2 mol/L.

1. Quel volume de solution mère faut-il prélever ?

2. Détailler le protocole expérimental de cette préparation.

3. Est-ce qu'il est possible de préparer par dilution une solution de concentration 2,0.10-2 mol/L à

partir de la solution précédente de concentration 1,0.10-2 mol/L ? Justifier votre réponse.

Correction

Questions

1.

a- La burette :

C’est un tube de verre cylindrique gradué en dixième de cm3, fixé par un support. Il se termine

par un caoutchouc et un tube effilé, ou bien un robinet et un tube effilé. Elle est utilisée pour

ajouter un volume défini ou à définir.

b- L’éprouvette graduée :

C’est un tube en verre de diamètre constant. Elle est utilisée pour prélever rapidement un

volume avec une faible précision.

c- La fiole jaugée :

C’est une sorte de ballon en verre ayant un long col étroit. Sa capacité est rigoureusement

déterminée (la jauge). Elle est utilisée pour la préparation des solutions.

2.

a. Vrai

b. Vrai

c. Faux

d. Faux

Exercice 01

1.

Elle varie entre une valeur maximale et une valeur minimale.

La valeur maximale est donnée par:

La valeur minimale est donnée par:

2. En déduire moy:

(1)

(2)

(1) + (2) moy=1.065 g/cm3 et puis à partir de (1) ou (2) =0.015 g/cm3.

L'étudiant peut procéder autrement mais devra aboutir au même résultat avec une méthode

correcte.

Remarque: il est possible de calculer moy directement par :

Mais cette méthode ne sera pas accepter car il est demandé dans l'énoncé de l'exercice de

déduire moy à partir de max et min et non pas des valeurs moyennes de la masse et du volume.

3. Présentation du résultat :

Ou :

Exercice 2

Partie A:

1. La masse de saccharose dissoute est m = 6,16 g:

La concentration massique Cm:

On calcule ensuite C la concentration molaire en saccharose :

Le volume de solution réalisé est V = 200 mL.

L'étudiant peut procéder autrement mais devra aboutir d'une manière correcte au résultat.

2. Le protocole expérimental :

L'étudiant peut formuler à sa manière le protocole mais devra en substance détailler la manipulation en

indiquant les différents instruments employés pour une préparation d'une solution avec un soluté

solide, à savoir : la pesée (balance, la capsule ou verre de montre, la spatule et la tare de la balance),

l'entonnoir, la fiole (200 ml), la pissette d'eau distillée….et enfin mélanger pour homogénéiser la

solution.

3. On calcule la quantité de saccharose n' présente dans V’ = 80 mL de solution :

Partie B:

1. La dilution :

On calcule V1 le volume de solution mère de concentration c = 9,0.10-2 mol.L-1 qu’il faut prélever pour

préparer V2 = 100 mL d’une solution fille de concentration c’ = 1,0.10-2 mol/L :

Lors de la dilution, la quantité de saccharose prélevée dans la solution mère est égale à la quantité de

matière présente dans la solution fille ce qui se traduit par la relation :

. On en déduit :

2- Le protocole expérimental de la dilution :


indiquant les différents instruments employés pour une dilution, à savoir : un instrument pour prélever

un volume de 11.1 ml (une pipette ou une éprouvette de capacité supérieure), une pro-pipette (pompe

aspirante), entonnoir, une fiole de 100 ml, pissette d'eau distillée ….et enfin mélanger pour

homogénéiser la solution.

3- Cette préparation n'est pas possible.

Justification : Il n'est pas possible de préparer une solution de concentration donnée (2,0.10-2

mol/L) à partir d'une solution de concentration plus faible (1,0.10-2 mol/L).

Mars 2012



Exercice N° 01

A. Cochez la ou les bonnes réponses en justifiant votre réponse:

1. Par titrage, 12 ml de NaOH, 0,1 mol/l sont nécessaire pour neutraliser 20,0 ml de H2SO4 de

concentration inconnue. Quelle est la concentration de H2SO4 ?

a) 0.03 moles/l.

b) 0.06 moles l.

c) 0.01 moles/l.

2. Pour préparer une solution de 200 ml de NaOH 0.4M il faut peser une masse de :

a) 4 g de NaOH.

b) 3.29 g de NaOH.

c) 3.20 g de NaOH.

Si on considère que la masse molaire de NaOH est de 40 g/mole avec une pureté de 97%.

3. Pour Préparer par dilution une solution de 300 ml de Hcl 0.1 M il faut prendre un volume de:

a) 30 ml de HCl 1M à diluer.

b) 20 ml de HCl 1.5M à diluer.

c) 15 ml de HCl 2M à diluer.

4. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 5.7 ml on utilise:

a) une pipette jaugée de 10 ml.

b) une éprouvette de 5 ml.

c) une pipette graduée de 20 ml.

5. L’erlenmeyer est un instrument employé comme:

a) lieu pour réaliser des réactions.

b) instrument de prise de volume avec une excellente précision.

B. Répondre par vrai ou faux et corrigez les réponses fausses:

1. La spatule est un instrument qui est généralement en verre ou en PVC (plastique) pour être

inerte chimiquement vis-à-vis des produits.

2. L'erreur relative du volume d'un instrument donné est de 4% si l'incertitude absolue est de

0.8ml pour une prise de volume de 20 ml.

3. pour avec a une mesure directe, b et c des mesures indirectes.

4. (T=37.2 ± 1.5)°C indiquant que la valeur réelle de la température varie de 35.7 à 38.2 °C.

5. Une solution homogène est une solution qui possède une phase.

Exercice N° 02

Considérant une solution de HNO3 concentrée de densité égale à 1,38 et de pourcentage massique

64. On donne MHNO3 = 63,0128 g/mole et eau= 1000 Kg/m3.

1. Calculer la normalité de la solution concentrée (solution mère).

2. Calculer le volume nécessaire de la solution de HNO3 concentrée pour préparer 1200 ml avec

une normalité de 1,2 (solution 1).

3. Quelle dilution de la solution concentrée (solution mère) faut il opérer pour pouvoir doser une

prise d'essai de 10 ml de solution d'acide nitrique ainsi diluée (solution 2) par une solution de

soude (NaOH) 0.01M de sorte que le volume à l'équivalence soit égal à 12,5 ml ?

4. Est-ce qu'il possible de préparer la solution 2 de HNO3 à partir de la solution 1 ? Justifier votre

réponse.

Correction

Exercice 01

A.

1. La bonne réponse est la réponse a) car :

Alors CA= 0.03M en H2SO4.

2. La bonne réponse est la réponse b) car:

de NaOH

3. Les trois propositions sont bonnes car:

.

4. La bonne réponse est la réponse c).

Les deux autres propositions ne conviennent pas: la pipette jaugée ne peut prendre qu'un volume fixe

de 10 ml. L'éprouvette de 5 ml est de capacité inférieure. Il n'est pas donc possible de prendre 5.7 ml

en une seule prise. Donc Seule la pipette graduée de 20 ml peut prendre un volume de 5.7 ml.

5. La bonne réponse est la réponse a).

L'erlenmeyer ne peut être utilisé pour prendre avec une excellente précision des volumes car il

ne possède pas de graduation mais juste des indications approximatives de volume.

B.

1. Faux. La Correction: La spatule est un instrument qui est généralement en verre ou en inox

pour être inerte chimiquement vis-à-vis des produits.

2. Vrai.

3. Faux. La correction:

avec a une mesure indirecte, b et c des mesures directes.

4. Faux. La correction: (T=37.2 ± 1.5) °C indiquant que la valeur de la température varie de

35.7 à 38.7°C.

5. Vrai.

Exercice 02

1. Normalité de la solution concentrée (solution mère):

La concentration molaire de cette solution commerciale à partir des indications du % en acide nitrique

64% et de la densité d=1,38:

Sachant la densité et la masse volumique de l'eau. La masse de 1 litre de solution est: 1380 g.

La masse d'acide pur dans un litre est : 13800,64 = 883,2 g

Sachant que la masse molaire HNO3 est égale à 63,0128 g/mol, la concentration est 883,2 /63,0128 =

14,02 mol/L.

La normalité est donc de 14,02 Car avec K=1 (HNO3).

Remarque: L'étudiant peut procéder différemment mais devra aboutir au même résultat.

2. Le volume de la solution concentrée (solution mère) nécessaire pour la dilution et l'obtention

de 1200 ml à 1.2 N (solution 1) est:

de HNO3 concentrée (solution mère)

nécessaire pour préparer la solution 1.

3. Dosage acide fort (solution 2) par une base forte :

A l'équivalence donc:

Remarque : un facteur de dilution : 14 / 0,0125 = 1120.

Par conséquent, le volume de la solution mère à prélever pour préparer la solution 2 (CA et VA de la

relation de neutralisation) est égal à 1000 /1120 = 0,9 ml pour une solution (solution 2) de 1000 ml par

exemple. Autrement:

de HNO3 concentrée (solution mère) nécessaire pour préparer la solution 2.

Remarque : L'étudiant peut proposer un autre volume que 1000 ml pour la solution 2 vu que juste un

volume de 10 ml est nécessaire pour neutraliser la base (12.5 ml à 0.01 M) mais un volume supérieur à

1000 ml afin que la préparation soit techniquement possible. En tenir compte des calculs dans ce cas.

VM change dans cette situation en utilisant la même relation.

4. La dilution:

Cette dilution est possible.

Justification: la solution source ou mère dans ce cas (solution 1) possède un titre (1.2N) plus élevé

Janvier 2013



Questions

Partie A: Nommer et donner la fonction des verreries représentées ci-dessous et préciser la

signification des indications écrites sur chaque verrerie.

a) b) c)

Partie B: Répondre par vrai ou faux et corriger la réponse fausse:

1- Supposons que Z=ln(x) et que soit x mesuré comme 89.3±0.4 alors Z=4.492±0.005.

2- [(C=0.10± 0.02) g/l] indiquant que la valeur réelle de la concentration varie de 0.08 à 0.12 g/l.


4- La masse de 10 ml d’une solution donnée est 12 g si la densité est égale à 1,2 (eau=103Kg/m3).

5- La lecture d'une température sur un thermomètre est une mesure indirecte.

6- Mettre 2.922 g de NaCL dans une fiole jaugée de 100 ml et compléter à la jauge avec de l’eau

distillée jusqu’à dissolution totale pour préparer une solution de 100 ml à 1M. On donne la masse

moléculaire de NaCL égale à 58.44 g/mol et la pureté égale à 100%.

Exercice N 01

1- Calculer la concentration C de la solution obtenue en préparant une dilution d'un volume V0 = 20

mL de concentration C0 = 5.10-2 mol.L-1 de solution de permanganate de potassium (KMnO4) dans

une fiole jaugée de 250 mL.

2- Déterminer alors le facteur de dilution.

3- Décrire le protocole expérimental de cette préparation en précisant toutes les instruments

employés.

Exercice N 02

Considérant une solution de HNO3 concentrée de densité égale à (1,4±0.1) et de pourcentage

massique 70. On donne MHNO3 = (63,0128 ± 0,0012) g/mole. eau=103Kg/m3.

1. Calculer la normalité de la solution concentrée ainsi que son incertitude. Présenter le résultat.

2. Calculer le volume nécessaire de la solution de HNO3 concentrée pour préparer 1500 ml d’une

solution avec une normalité de 1,5.

Correction

Questions:

Partie A:

a- La fiole jaugée :

B 100 ml

250 ml

C’est une sorte de ballon en verre ayant un long col étroit. Sa capacité, de 100 ml, est

rigoureusement déterminée (la jauge). Elle est utilisée pour la préparation des solutions.

C'est une fiole de classe B. Le type de classe est nécessaire, entre autre, à la détermination de

l'incertitude instrumentale de cette fiole.

b. Le Becher : C’est un récipient cylindrique en verre de volume connu (250 ml). Il est utilisé

pour prendre des échantillons sans précision.

c. L’éprouvette graduée :

C’est un tube en verre de diamètre constant (25 ml). Elle est utilisée pour prélever

rapidement un volume avec une faible précision.

Son incertitude instrumentale est de ±0.5 ml.

Partie B:

1. Faux. Z=ln(89.3)=4.492. La dérivé: z' = 1/x donc: Δz = (1/x)Δx=0.00448 donc Z=4.492±0.004

et non 0.005

2. Vrai.

3. Faux. Il faut utiliser une pipette graduée ou une éprouvette.

4. Vrai.

5. Faux. Mesure directe.

6. Faux.

m P 2.922 1C 0.5M

M V 58.44 0.1

et non C=1M

Exercice N 01

1- Concentration molaire de la solution fille:

Dilution : le nombre de mole ne change pas donc : n0 = n. avec n0 : nombre de mole de

permanganate de potassium dans la solution mère et n : nombre de mole de permanganate de

potassium dans la solution fille.

Or n0 = C0 .V0 et n = C. V alors : C0 . V0 = C .V

On isole C : C = C0 . V0 / V

Application numérique : C = 5.10-2 . 20.10-3 / 250.10-3 = 4.10-3 mol.L-1.

2- Facteur de dilution : F = C0 / C = 5.10-2 / 4.10-3 = 12,5 ou F = V / V0 = 250 / 20 = 12,5. On a

dilué 12,5 fois.

3- Protocole expérimental d'une dilution: l'étudiant peut formuler de plusieurs manière le

protocole mais devra citer dans un langage très clair les instruments employés à savoir: une

fiole de 250 ml, un bécher pour le prélèvement intermédiaire de la solution mère, un

instrument de mesure qui peut prélever un volume de 20 ml (pipette, éprouvette) de capacité

au moins égale à 20 ml, une pissette d'eau et enfin la poire aspirante. Il faut également citer

les mots clés suivants: compléter au trait de gauge de la fiole, en homogénéisant la solution.

Exercice N 02

1- La normalité:

La masse m de HNO3 pure contenue dans 1 l:

m'=v=1400 g (m'est la masse de HNO3 dans 1 l de solution) avec une pureté P de 70%:

1400 70m 980g

100

car 1400 g 100%

m(HNO3) 70%

Nombre de moles: m 980

n 15.5524molesM 63.0128

Pour 1 litre de solution la concentration est de 15.5524 moles/l

La normalité est donc: (sachant: HNO3 H+ + 3NO) C=N car q=1.

Alors N=15.5524 N

L'étudiant peut procéder autrement me devra aboutir au même résultat.

Incertitude N:

Suivre la même procédure de calcul: ( C N q n v m M v avecq 1

'

'

m vcar v 0

vm

sachant que

'm v

Puis:

'

'

m mcar P 0

m m

sachant que

'm m P

n m M

n m M

. Le résultat : n 1.1112moles puis enfin: N=1.1112N

Présentation du résultat: N=(15.5524±1.1112)N

2- La dilution:

1 1 2 2N V N V avec N2=1.5

Donc: 11.5 1500

V 144.67ml15.5524

Janvier 2014


E.F.S.

Questions (10 points):


1. Par titrage, 10 ml de HCl à 0,1 mol/l sont nécessaire pour neutraliser 10 ml de NaOH de

concentration inconnue. Quelle est la concentration de NaOH ?

a) 0,1 moles/l.

b) 0,2 moles l.

c) 0,15 moles/l.

2. Pour préparer une solution de 100 ml de NaCl 0.5M il faut peser une masse de :

a) 3 g de NaCl.

b) 3,02 g de NaCl.

c) 2,5 g de NaCl.

On donne : la masse molaire de NaCl est de 58 g/mole avec une pureté de 96%.

3. Pour Préparer par dilution une solution de 150 ml de NaOH 0.2 M il faut prendre un volume

de:

a) 30 ml de NaOH 1M à diluer.

b) 20 ml de NaOH 1.5M à diluer.

c) 15 ml de NaOH 2M à diluer.

4. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 20 ml on utilise:




5. Le bécher est un instrument employé comme:


b) instrument de prise de volume sans précision.


1. Considérant la relation A = B× C . A une mesure indirecte, B et C des mesures directes.

2. L’erreur absolue de la mesure A, de la relation précédente, est donnée par :

ΔA = A ΔB B + ΔC C .

3. La lecture d’une température sur un thermomètre est une mesure indirecte.

4. Un indicateur coloré est utilisé pour mettre en évidence le point d’équivalence lors d’une


5. La burette est un instrument utilisé pour ajouter un volume défini ou à définir.

Exercice 1 (04 points) :

Le responsable des laboratoires de chimie de l'université achète pour les travaux pratiques un

colorant bleu, le bleu patenté E131 de masse molaire 1160 g/mol. La concentration C0 = 5,0 mol/l de

la solution achetée est bien trop forte pour les expériences à réaliser. On réalise alors au laboratoire

une dilution pour obtenir un volume v =100 ml d’une solution de bleu patenté de concentration C =

0,10 mol/l.

1. Quel volume de solution mère faut-il prélever pour préparer la solution nécessaire aux TP ?

2. Détailler le protocole expérimental à suivre en précisant le matériel utilisé.

3. On prélève v' = 50 ml de la solution préparée. Calculer la quantité de matière de colorant prélevé.


1. On dissout 1 g d’un composé organique de soluté dans 50 g d’acide acétique solvant. On

trouve que l’abaissement cryométrique est de 0,796°C. Quelle est la valeur approchée de la masse

molaire du soluté sachant que l’abaissement cryométrique d’une solution contenant 0,474g d’éther

dans 50 g d’acide acétique est de 0,5°C. On donne la formule brute de l’éther : C4H10O ; MH=1g/mol ;

MC=12g/mol et MO=16g/mol.

2. Sachant que ce soluté est composé de carbone, d'oxygène et d’hydrogène, et que son analyse

centésimale massique a donné les valeurs suivantes: carbone 73,47 %; oxygène 16,32% ; Hydrogène:

10,21%. Trouver sa formule brute.

Correction



1. A A B BN V = N V A.N. : B BN = 0,1 C = 0,1M (réponse a).

2. NaCl

M×C×V 58×0,5×0,1M = = = 3,02g

P 0,96(réponse b).

3. F FM

M

V ×C 150×0,2V = = = 30ml

C 1(réponse a) ; F F

M

M

V ×C 150×0,2V = = = 20ml

C 1,5(réponse b) ;

F FM

M

V ×C 150×0,2V = = =15ml

C 2(réponse c).

4. Réponse c (la bonne réponse). La pipette jaugée de 25 ml ne peut prendre qu’un volume fixe

de 25ml. Une éprouvette de 10 ml ne peut prendre 20 ml que par deux prises et non pas en une

prise unique.

5. Le bécher est un instrument employé pour prendre un volume sans précision (réponse b). Il y

a risque de faire déborder le contenu du bécher, lors de l’agitation (homogénéisation) s’il est

employé comme lieu de réaction en raison de son col très ouvert par rapport à l’Erlenmeyer

par exemple.


1. Vrai.

2. Vrai.ΔB ΔC

ΔA = A +B C

.

3. Faux. La lecture d’une température sur un thermomètre est une mesure directe.

4. Vrai.

5. Vrai


Colorant bleu : M=1160 g/mol ; C0=5 Mol/l (solution mère).

1. M M F FC ×V = C ×V F FM

M

C × V 0,10×100V = = = 2ml

C 5de la solution mère.

2. Protocole expérimentale pour cette dilution : Prendre une fiole jaugée de 100ml.

Mettre l’entonnoir sur la fiole. Mesurer un volume de 2 ml de la solution mère avec une

pipette graduée de (2 ; 5 ou 10) ml ou une éprouvette de 5ml. Mettre ce volume dans la

fiole et ajouter de l’eau distillée sur au trait de jauge de la fiole en agitant la solution.

3. V’=50ml à CF=0,1 mol/l.

m = n × M Sachant n

C = n = C× VV d’où : -3m = C×V×M = 0,1×50×10 ×1160 = 5,8g


1. La loi de François-Marie Raoult, 1882 :

,

K×mM =

ΔT×m Avec :

T: abaissement cryométrique (°C).

K: constante cryoscopique du solvant pur (°C.g/mol).

m: masse de soluté dissous dans le solvant (g).

m': masse de solvant (acide acétique) (g).

M : masse molaire du soluté.

4 10C H OM = 4×12 + 10×1 + 16×1 = 74g / mol

Calcul de la constante K : 4 10

,

C H OM ×ΔT×m 74×0,5×50K = = = 3903g°C / mol

m 0,474

Le même solvant est utilisé pour dissoudre un composé organique inconnu donc :

soluté ,

K×m 3903×1M = = = 98,064 98g / mol

ΔT×m 50×0,796

2.

Le composé organique, noté A, est de formule brute :CxHyOz

Les bilans pour le carbone, l’hydrogène et l’oxygène sont respectivement :

Dans 100 g de composé A il y a 73,47 g de carbone

Dans 98g de composé A il y a 12 x g de carbone donc :

98 126

100 73,47

xx

Dans 98g de composé A il y a 1y g d’hydrogène donc :

9810

100 10,21

yy

Dans 100 g de composé A il y a 10,21 g d’hydrogène

Dans 98g de composé A il y a 16z g d’oxygène donc :

98 161

100 16,32

zz

Dans 100 g de composé A il y a 16,32 g d’oxygène

Enfin : le composé organique inconnu (soluté) est le C6H10O (cyclohexanone).

Il faut donner la formule brute. Le

nom et la formule

chimique sont donnés juste à titre

d’indication sur la

correction.

http://www.google.dz/url?sa=i&source=images&cd=&cad=rja&docid=6wUFtud9NOc8KM&tbnid=VnwsWLavw9sOUM:&ved=0CAgQjRw&url=http%3A%2F%2Fcommons.wikimedia.org%2Fwiki%2FFile%3ACyclohexanone-2D-skeletal.png&ei=QTKiUvP4NoHwhQeTnIHYAQ&psig=AFQjCNGVJuqEvPIu5V4df0dQKHkBkutr8A&ust=1386447810082164

Mars 2014

Examen de Rattrapage / T.P. CHIMIE 1/S1

Questions : (04points)


Exercice N° 1 : (06 points)

Dans l’air, la vitesse de propagation du son c, dépend du coefficient γ, de la température T en

Kelvin et de la constante r, selon la relation : c = γ×r×T . Calculer la constante et son incertitude

à une température de 20°C. Présenter le résultat.

On donne :

La vitesse du son dans l’air: c = 333,1+ 0,607×θ en m/s avec la température en °C.

Incertitude relative sur la vitesse du son : Δc c = 0,2% .

M= (28,96 0,02) g /mol. M est la masse molaire de l’air.

R (8,29 0,02) J/mole.K. R est la constante des gaz parfait.

r = R M . T K = T °C + 273,15 .

Problème (10 points) :

Partie A :

Un volume de 13 ml d’une solution de NaOH (1 M) pris par une pipette graduée est neutralisé

par un volume V (ml) d’une solution de H2SO4 contenu dans une burette. Cette réaction a été refaite

cinq (05) fois.

1. Donnez un nom à cette réaction.

2. Calculer la normalité et la concentration de la solution de H2SO4.

3. Calculer l’incertitude de la normalité de la solution de H2SO4. Présenter le résultat.

On donne:

Incertitude absolue sur le volume de la pipette graduée: ΔV=0,02 ml.


Incertitude relative sur la normalité de la solution de NaOH est de 0,4%.

Essai 1 2 3 4 5

V2 4H SO (ml) 13,5 13,7 13,6 13,5 13,4

Partie B :

http://www.google.dz/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&docid=MO3ZVZCJWGkgWM&tbnid=Q4FFrbW5OACKlM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fwww.chimix.com%2Fan10%2Fbac10%2Fst2s00.html&ei=a_cUU8WcGITatAaXsIC4Bg&bvm=bv.62286460,d.ZGU&psig=AFQjCNEiCxDzAsuxUDIBEMLTZ3tHZro0-g&ust=1393969336959696

1. Un volume de 100 ml de cette solution de H2SO4 de normalité trouvée (question 2 de la partie

A) est préparé à partir de l’acide sulfurique pur. Calculer la masse et le volume pur de l'acide

sulfurique nécessaire à cette préparation.

2. Un volume de 150 ml de la solution de NaOH (1M) est préparé à partir de NaOH solide.

Calculer la masse de NaOH nécessaire à cette préparation.

3. Est-ce qu’il est possible de préparer la solution de NaOH (1M) à partir d’une solution

existante de concentration 0,5 M ? Justifier votre réponse.

On donne : M2 4H SO = 98,078 g/mol. ρ

2 4H SO = 1800 Kg/m3. P2 4H SO =98%. M NaOH = 40 g/mol.

P NaOH =98%. P : la pureté.

Correction

Questions :

1- Becher. Il est utilisé pour prendre des échantillons sans précision.

2- Pipette jaugée. Elle est utilisée pour ajouter un volume défini ou à définir.

3- Eprouvette graduée. Elle est utilisée pour prélever rapidement un volume avec une

faible précision.

4- Fiole jaugée. Elle est utilisée pour la préparation des solutions.

Exercice 01 :

RC = γ× r ×T γ T

M

22 R C M

C = γ T γ = .Eq 1M R ×T

c = 333,1+ 0,607×θ = 333,1+ 0,607× 20 = 345,24m / s

A.N. :

2 -3345,24 28,96×10γ = =1,42

8,29 20 + 273,15

Remarque :

Il faut mettre la masse molaire en Kg/mol car : (les unités)

2 2 2 2

2 2 2

m Kg× mole× K m Kg m Kg×Sγ = = =

S mole× J× K S N× m S m× Kg× m est donc sans unité (une constante).

Eq. Δγ Δc ΔM ΔR ΔT

1 = 2 + + +γ c M R T

avec T = 20°C fixe donc ΔT = O°C

A .N.:

Δγ 0,2 0,02 0,2= 2 + + = 0,0071 Δγ = 0,01

γ 100 28,96 8,29

γ = 1,42 ± 0,01

Problème :

Partie A :

1- Réaction de neutralisation acido-basique. Acidimétrie.

2- moya a b BN V = N V avec B bC =1M N =1 car : -NaOH 1OH et

moy aa

VV = =13,54ml

n

donc : b b

a amoya

N V 13×1 0,96N = = = 0,96N C = = 0,48M

13,54 2V car

+2 4H SO 2H .

3- moy

a b b a

moya b b a

ΔN ΔN ΔV ΔV= + +

N N V Vavec :

inst=pipetteb bΔV = ΔV = 0,02 avec manip

bΔV = O car bV =13ml volume fixe.

inst=burette manipulationa b aΔV = ΔV + ΔV = 0,05 + 0,16 = 0,21 ml car :

manip.1 1 moya a a

manip.2 2 moya a a

manip.3 3 moya a a

manip.4 4 moya a a

manip.5 5 moya a a

ΔV = V - V = 13,5 -13,54 = 0,04ml

ΔV = V - V = 13,7 -13,54 = 0,16ml

ΔV = V - V = 13,6 -13,54 = 0,06ml

ΔV = V - V = 13,5 -13,54 = 0,04ml

ΔV = V - V = 13,4 -13,54 = 0,14ml

donc :

aa

a

ΔN 0,04 0,02 0,21= + + = 0,021 N = 0,0202

N 100 13 13,54

aN = 0,96 ± 0,02 N

Partie B :

1- Masse pur de l’acide :

acide

M×C×V 98,078×0,48×0,1m = = = 4,8g

P 0,98 de H2SO4 pur.

acideacide

mM×C× V 98,078×0,48×0,1V = = = 2,67ml

P×ρ ρ 0,98×1800 de H2SO4 pur.

2- Masse de NaOH pur :

NaOH

M×C×V 40×1×0,15m = = = 6,12g

P 0,98de NaOH pur.

3-Non. Justification : lors d’une dilution, il faut que le tire de la solution source (mère) soit supérieur à

celui de la solution fille.

Janvier 2015

E.F.S. / T.P. CHIMIE 1/S1

Questions (06 points)


1- 2- 3-

Problème

Partie A (06.5 points)

L’hydroxyde de sodium (NaOH) est un composé solide de masse molaire M=(39,9971±0.0004) g/mol

avec une pureté supposée parfaite. On désire préparer 200 ml de solution aqueuse de ce solide, notée

solution 1, de concentration C=1 mol/l.

1- Calculer la masse du solide à peser pour préparer cette solution. Calculer l’incertitude de la

pesée sachant que l’erreur instrumentale de la balance est égale à 10-3g. Présenter le résultat.

2- Calculer l’incertitude de la concentration molaire. Présenter le résultat.

3- Décrire le protocole expérimental de cette préparation.

4- On suppose l’évaporation de 50 ml de la solution préparée précédemment (solution 1).

Calculer la nouvelle concentration molaire de la nouvelle solution (solution 2).

Partie B (07.5 points)

A partir de cette solution (solution 2), on désire préparer 100 ml d’une nouvelle solution (solution 3)

de concentration molaire égale à la moitié de celle de la solution d’origine (solution 2).

1- Comment appelle t on ce type de préparation ?

2- Calculer le volume nécessaire à prélever de la solution d’origine (solution 2) pour préparer la

solution 3.

3- 30 ml de la solution ainsi préparée (solution 3), contenue initialement dans une burette de 50

ml, neutralise un volume de 10 ml d’une solution d’acide sulfurique (H2SO4) de normalité inconnue

prélevé par une pipette de 10 ml. Nommer cette réaction et calculer la normalité et la concentration

molaire de cet acide.

4- Décrire brièvement le protocole expérimental de cette réaction.

5- Estimer l’incertitude relative sur la concentration de l’acide sachant que l’incertitude

instrumentale de la burette est de 0.2 ml et celle de la pipette est de 0.1 ml. Présenter le résultat. On

suppose une incertitude nulle sur la normalité de la base.

Correction

Questions:

1- Le Becher : c’est un récipient cylindrique en verre de volume connu. Il est utilisé

pour prendre des échantillons sans précision.

2- La Fiole jaugée : c’est une sorte de ballon en verre ayant un long col étroit. Sa

capacité est rigoureusement déterminée par la jauge. Elle est utilisée pour la préparation des

solutions.

3- L’éprouvette : c’est un tube en verre de diamètre constant. Elle est utilisée pour

prélever rapidement un volume avec une faible précision.

Problème

Partie A :

1- La masse de NaOH nécessaire :

M×C× V 39.9971×1×0.2m = = = 7.99942 8 g

P 1 .

L’incertitude de la pesée (une mesure directe) :

3

instrumentale manipulation instrumentale balancem = Δm + Δm Δm 10 g m a n i p u l a t i o nΔ m 0 car il y a une seule

mesure.

Présentation du résultat : m = 7.999 ± 0.001 g. Il est possible de présenter le résultat avec un autre

nombre de chiffre après la virgule pour la mesure et son incertitude en respectant la règle de

l’arrondi des chiffres.

2- L’incertitude de la concentration molaire (mesure indirecte) :

solution 1solution 1 molairemolaire solution 1

molaire

3solution 1 solution 1

molaire molaire

ΔCn m Δm ΔM ΔV Δm ΔMC = = (la relation entre les mesures directes) = + + +

V M× V C m M V m M

Δm ΔM 10 0.0004ΔC C + 1 0.0001

m M 8 39.9971

35 mol / l

Remarque :V=0 car aucune indication de l’incertitude sur le volume.

solution 1

molaireC = 1.000000 ± 0.000135 mol / l . Il est possible de présenter le résultat avec un autre nombre

de chiffre après la virgule pour la mesure et son incertitude en respectant la règle de l’arrondi des

chiffres.

3- Protocole expérimental de la préparation d’une solution avec un soluté solide:

L’étudiant peut formuler de plusieurs manière le protocole mais devra citer dans un langage très clair

les instruments employés à savoir: une fiole de 200 ml, une spatule, un entonnoir et un verre de montre

(capsule) pour la pesée du solide, une balance, une pissette d'eau. Il faut également citer les mots clés

suivants: compléter au trait de gauge de la fiole, en homogénéisant la solution.

4- Avec l’évaporation de 50 ml, le volume de la solution devient égal à 150 ml pour une même

quantité de solide (même nombre de moles de NaOH). donc : la nouvelle concentration molaire:

solution 2

molaire ' ' -3

n m 8C = = = =1.3334 moles / l

V V M 150×10 39.9971.

Partie B :

1- Il s’agit d’une dilution.

2- La solution 3 : solution 2

solution 3 molairemolaire

C 1,3334C = == = 0,6667 moles / l

2 2.

La loi de dilution : 3 3solution 2 solution 2 solution 3 solution 3 2

2

C × V 100×0.6667C × V = C × V V = = = 50 ml

C 1.334 .

3- C’est une réaction de neutralisation acido-basique (acidimètre):

base baseacide acide base base acide acide

acide

N × V 0.6667×30N × V = N × V N = = 2.0001 2 N C =1 moles / l

V 10

car +

acide 2 4k = 2 H SO 2H . Remarque :base baseN = C car '

basek =1 NaOH 2OH .

4- Protocole expérimental d’une réaction de neutralisation : l'étudiant peut formuler de plusieurs

manière le protocole mais devra citer dans un langage très clair les instruments employés lors d’une

neutralisation à savoir : la burette, l’erlenmeyer, l’entonnoir, l’indicateur coloré. Ajuster le volume de

la solution d’hydroxyde de sodium dans la burette à zéro. Ajoutez goutte à goutte, en mélangent, de la

base sur un volume de 10 ml d’acide sulfurique avec quelques goutte d’un indicateur pour mettre en

évidence le virage jusqu’au changement de couleur qui indique la neutralisation. Le volume de la base

est ainsi noté.

5- Incertitude sur la concentration de l’acide :

base base acide base acide baseacide acide base base acide

acide acide base acide base

base acide baseacide acide acide

base acide base

N × V ΔN ΔN ΔV ΔVN × V = N × V N = = + +

V N N V V

ΔN ΔV ΔV 0 0.1 0.2ΔN N + + ΔN 2 0.03

N V V 0.6667 10 30

acide

acide

33

ΔC= 0.0167 incertitude relative

C

Présentation du résultat : acideC = 1.00000 ± 0.01675 moles / l. Il est possible de présenter le résultat

avec un autre nombre de chiffre après la virgule pour la mesure et son incertitude en respectant la

règle de l’arrondi des chiffres.

Mars 2015


Examen de Rattrapage

Questions (06 points)

Répondre par vrai ou faux. Corrigez les réponses fausses et justifiez les réponses vraies.

1. La pesée d'une masse est une mesure directe.

2. Mettre 4 g de NaOH dans une fiole jaugée de 200 ml et compléter à la jauge avec de l’eau

distillée jusqu’à dissolution totale pour préparer une solution à 2M en NaOH. On donne: la

masse molaire de NaOH égale à 40 g/mol et la pureté égale à 99%.

3. La masse volumique du fer est de 7800 kg/m3. Le volume d'un morceau pesant 120 g est de

15.38 cm3.

4. Supposant2A = B × C avec A une mesure indirecte, B et C des mesures directes. L’erreur

absolue de la mesure A est donnée par : A=B+C-D.

Exercice N° 01 (06 points)

Un volume de 15 ml d’une solution de NaOH (M=40 g/mol) de normalité inconnue est neutralisé par

un volume de 30 ml d’une solution de H2SO4 de concentration molaire de 0.1 M.

1. Comment peut t – on préparer 200 ml d’une solution de H2SO4 0.1 M à partir d’une solution

mère 1M ? Expliquer brièvement le mode opératoire en indiquant la verrerie utilisée.

2. Déterminer la normalité de NaOH.

3. Déterminer la quantité de NaOH contenue dans 100 ml de solution.


Une expérience nous révèle que la charge élémentaire d’un électron est de -191.58×10 C, alors que la

charge élémentaire connue est de -191.602×10 C. Calculer en pourcentage l’erreur relative sur la

charge de l’électron de cette expérience.

Exercice N° 03 (5points)

Evaluer l’incertitude absolue pour les mesures suivantes et écrire toutes les mesures sous la forme

(X±X) :

1. 3.052 < a < 3.152, a en s

2. 72.30 < b < 72.40, b en kg

3. 5341 < c < 6117, c en m/s

4. 1.5627 < d < 1.6524, d en m

5. 212 < e < 341, e en m2

Correction

Questions:

1. Vrai. On utilise une balance (un instrument) pour faire une mesure directe.

2. Faux. La correction : M × C× V 40× 2× 0.2

m = = = 16.16 gP 0.99

.

3. Vrai. -3

-5 3 3m m 120×10ρ = V = = =1.538×10 m =15.38 cm

V ρ 7800

4. Faux. La correction : ΔA ΔB ΔC

= 2 +A B C

Exercice N° 01

1. Préparation d’une solution de 200 ml d’une solution de H2SO4 0.1M (f pour fille) à partir d’une solution

1M (m pour mère). Il s’agit donc d’une dilution:

Les calculs : f fm m f f m

m

C V 200×0.1C V = C V V = = = 20 ml

C 1


indiquant les différents instruments employés pour une dilution, à savoir: un instrument pour prélever

un volume de 20 ml (une pipette ou une éprouvette de capacité égale ou supérieure), une pro-pipette,

pompe (aspirante), entonnoir, une fiole de 200 ml, pissette d'eau distillée ….et enfin mélanger pour

homogénéiser la solution.

2. La normalité inconnue de NaOH :

a aa a b b b

b

N V 0.2 30N V = N V N = 0.4 N

V 15

3. La quantité de NaOH contenue dans 100 ml de solution :

b bN 0.4 N C = 0.4 M . Donc : b b

n mC = = m = C × M× V = 0.4× 40×0.1 =1.6 g

V M× V

Exercice N° 02

L’erreur relative est donnée par :

connue mesuréerelative

mesurée mesurée

e - eΔe 1.602 -1.58Δe = = = 100 =1.39 %

e e 1.58

Exercice N° 03

Exemple de calcul :

1. 3.052 < a < 3.152:

a + Δa = 3.152 1 et a - Δa = 3.052 2 . 1 2 2a 6.204 a = 3.102 .

A partir de (1) ou (2) : a = 0,05 . Finalement : a ± a = 3.102 ± 0.050 s

De la même manière :

2. 72.30 < b < 72.40, en kg. b ± b = 72.35 ± 0.05 kg

3. 5341 < c < 6117, en m/s. c ± c = 5729 ± 388 m/s

4. 1.5627 < d < 1.6524, en m. d ± d = 1.60755 ± 0.04484 m

5. 341 < e < 212, en m2. e ± e = 276.5 ± 64.5 m2

Janvier 2016


E.F.S.


Répondre par Vrai ou Faux et Corriger les réponses fausses :

1. Considérant la relation A = B - C + D . A une mesure indirecte, B, C et D des mesures directes.

2. L’erreur absolue de la mesure A, de la relation précédente, est donnée par : A=B-C+D.

3. (C=0.180 g/l ± 0.025 g/l) indiquant que la valeur réelle de la concentration varie de 0.145 à

0.205 g/l.

4. Pour prélever un volume de 5.4 ml on utilise une pipette jaugée.

5. L’acidimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'un

acide de titre inconnu avec une base de titre connu.

6. L’alcalimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'une


Exercice 02 (07 points):

La masse et le volume d'un soluté, de masse molaire 40 g/mol, d’une solution sont de (20.00.2)g et

(2002)ml respectivement.

1. Calculer la concentration molaire moyenne.

2. Calculer le domaine maximal de variation de la concentration molaire de cette solution à

partir des incertitudes sur la masse et le volume.

3. En déduire la valeur de l’incertitude de la concentration.


Exercice 03 (07 points):

Un volume de 10 ml d’une solution de H2SO4 (0,3 M) pris par une pipette graduée de 10 ml est

neutralisé par un volume VNaOH d’une solution de NaOH contenu dans une burette de 10 ml. Cette

neutralisation a été refaite cinq (5) fois.


2. Calculer l’incertitude de la normalité de la solution de NaOH.


On donne:

Incertitude absolue sur le volume d’une pipette graduée de 10 ml: ΔV=0,02 ml.



Essai 1 2 3 4 5

V NaOH (ml) 6,7 6,7 6,6 6,7 6,8

Correction

Exercice 01

1- Vrai.

2- Faux. La correction : A=B+C+D.

3- Faux. (C=0.180 g/l ± 0.025 g/l) indiquant que la valeur réelle de la concentration varie de 0.155 à

0.205 g/l.

4- Faux. Pipette graduée.

5- Vrai.

6- vrai.

Exercice 02

1- La concentration moyenne :

moy moy

moy 3

moy moy

n mn m 20C = = C = = 2.5 mol / l

V V× M V V × M 200 40 10

2-

moymax maxmax 3

min min moy

m + Δmn m 20.2C = = = = = 2.55 mol / l

V V ×M 198 40 10V - ΔV M

moymin minmin 3

max max moy

m - Δmn m 19.8C = = = = = 2.45 mol / l

V V ×M 202 40 10V + ΔV M

3-

Il est demandé de déduire l’incertitude à partir du domaine de la variation de la concentration

molaire. Donc il faut procéder de la manière suivante :

max moy max= C + ΔC C = C - C = 2.55 - 2.5 = 0.05 mol / lmoyC

Ou bien :

min moy min= C - ΔC C = C - C = 2.5 - 2.45 = 0.05 mol / lmoyC

4-

Présentation du résultat : C = 2.50 ± 0.05 mol / l

Exercice 03

1-

moy a aa a b b b moy

b

N V 10 0.6N V = N V N = 0.8955 0.9

V 6.7

Sachant que :

i

bmoy

b

V 6.7 6.7 6.7 6.8 6.6V = 6.7 ml

n 5

La concentration : b bN = 0.9 donc C = 0.9 mol / l car k =1 NaOH .

2-

L’incertitude :

b

burette pipettemoy a a a a

a a b b b b b moy

b a b a

ΔVN V ΔN ΔVN V = N V N = ΔN = N + +

V N V V

0.3 0.15 0.020.9 0.0246

100 6.7 10

inst manip burette manip

b b b b bΔV = ΔV + ΔV ΔV + ΔV 0.05 0.1 0.15 ml

Sachant : manip.1 manip.1 moy

b b bΔV = V - V = 6.7 - 6.7 = 0 ml

manip.2 manip.2 moy

b b bΔV = V - V = 6.7 - 6.7 = 0 ml

manip.3 manip.3 moy

b b bΔV = V - V = 6.6 - 6.7 = 0.1 ml

manip.4 manip.4 moy

b b bΔV = V - V = 6.7 - 6.7 = 0 ml

manip.5 manip.5 moy

b b bΔV = V - V = 6.8 - 6.7 = 0.1 ml ,

on prend alors manip

bΔV = 0.1 ml

inst manip pipette

a a a aΔV = ΔV + ΔV ΔV 0.02 ml (une mesure unique)

3-

Présentation du résultat : bN = 0.9000 ± 0.0246 ou bien : bN = 0.90 ± 0.02 ……

Mars 2016


Examen de Rattrapage



a) b) c)

Problème

Partie A (07 points)

L’acide chlorhydrique (HCl) est un composé en solution à 37% (massique) de masse molaire M=(

36,461 ± 0,002) g/mol et de masse volumique =( 1.19 ± 0,01) g/cm3. On désire préparer 200 ml de

solution aqueuse de cet acide, notée solution 1, de concentration C=1 mol/l.

1- Calculer le volume à prélever de la solution mère pour préparer cette solution. Calculer

l’incertitude de la prise de ce volume effectuée par une pipette de 20 ml qui possède une erreur

instrumentale de 0.06 ml. Présenter le résultat.

2- Calculer l’incertitude de la concentration molaire de cet acide. Présenter le résultat.

3- Décrire brièvement le protocole expérimental de cette préparation.

4- On suppose l’évaporation de 100 ml de la solution préparée précédemment (solution 1).

Calculer la nouvelle concentration molaire de la nouvelle solution (notée solution 2).

Partie B (07 points)

A partir de cette solution (solution 2), on désire préparer 150 ml d’une nouvelle solution (solution 3)

de concentration molaire égale au quart de celle de la solution d’origine (solution 2).

1- Comment appelle t on ce type de préparation ?

2- Calculer le volume nécessaire à prélever de la solution d’origine (solution 2) pour préparer la

solution 3.

3- 50 ml de la solution ainsi préparée (solution 3), contenue initialement dans une burette de 50

ml, neutralise un volume de 10 ml d’une solution d’hydroxyde de sodium (NaOH) de normalité

inconnue prélevé par une pipette de 10 ml. Nommer cette réaction et calculer la normalité et la

concentration molaire de cette base.

4- Décrire brièvement le protocole expérimental de cette réaction.

5- Estimer l’incertitude relative sur la concentration de la base sachant que l’incertitude

instrumentale de la burette est de 0.2 ml et celle de la pipette est de 0.2 ml. Présenter le résultat. On

suppose une incertitude nulle sur la normalité de l’acide.

Correction

Questions:

1- Le Becher : c’est un récipient cylindrique en verre de volume connu. Il est utilisé pour

prendre des échantillons sans précision.

2- La Fiole jaugée : c’est une sorte de ballon en verre ayant un long col étroit. Sa capacité est

rigoureusement déterminée par la jauge. Elle est utilisée pour la préparation des solutions.

3- L’éprouvette : c’est un tube en verre de diamètre constant. Elle est utilisée pour prélever

rapidement un volume avec une faible précision.

Problème :

Partie A :

1- Le volume de la solution mère :

mère solutionsolution

M×C×V 36.461 1 0.2V = = =16.56 ml

P 0.37 1.19

L’incertitude de la prise de volume (une mesure directe) :

instrumentale manipulation instrumentale pipetteV = ΔV + ΔV ΔV 0.06 ml Avec manipulationΔV 0 car il y a une

seule mesure.

Présentation du résultat : V = 16.56 ± 0.06 ml. Il est possible de présenter le résultat avec un autre

nombre de chiffre après la virgule pour la mesure et son incertitude en respectant la règle de


2- L’incertitude de la concentration molaire (mesure indirecte) : m m m

mère solution sol sol sol solsolution

sol sol

M×C× V V × P×ρ ΔV ΔV ΔVΔP Δρ ΔM Δρ ΔMV = C = = + + + + +

P M× V V P ρ M V V ρ M

0.06 0.01 0.0020.012 M

16.56 1.19 36.461

C

C

C

solution 1

molaireC = 1.000 ± 0.012 mol / l . Il est possible de présenter le résultat avec un autre nombre de

chiffre après la virgule pour la mesure et son incertitude en respectant la règle de l’arrondi des

chiffres.

3- Protocole expérimental de la préparation d’une solution avec un soluté liquide:

L’étudiant peut formuler de plusieurs manière le protocole mais devra citer dans un langage très clair

les instruments employés à savoir: une fiole de 200 ml, une pipette (avec une poire aspirante) d’une

capacité d’au moins de 20 ml, un entonnoir, un bécher et une pissette d'eau. Il faut également citer les

mots clés suivants: compléter au trait de gauge de la fiole, en homogénéisant la solution.

4- Avec l’évaporation de 100 ml, le volume de la solution devient égal à 100 ml pour une même

quantité de solide (même nombre de moles de HCl). donc : la nouvelle concentration molaire:

solution 2

molaire '

n 0.2C = == = 2 moles / l

V 0.1.

Partie B :

1- Il s’agit d’une dilution.

2- La solution 3 : solution 2

solution 3 molairemolaire

C 2C = == = 0.5 moles / l

2 4.

La loi de dilution : 3 3solution 2 solution 2 solution 3 solution 3 2

2

C × V 150×0.5C × V = C × V V = = = 37.5 ml

C 2 .

3- C’est une réaction de neutralisation acido-basique (alcalimétrie):

acide acideacide acide base base base

base

N × V 0.5×50N × V = N × V N = = 2.5

V 10 car

+

acidek =1 HCl 1H -

baseet k =1 NaOH →1OH .

4- Protocole expérimental d’une réaction de neutralisation : l'étudiant peut formuler de plusieurs

manière le protocole mais devra citer dans un langage très clair les instruments employés lors d’une

neutralisation à savoir : la burette, l’erlenmeyer, l’entonnoir, l’indicateur coloré. Ajuster le volume de

l’acide dans la burette à zéro. Ajoutez goutte à goutte, en mélangent, de l’acide sur un volume de 10

ml de NaOH avec quelques goutte d’un indicateur pour mettre en évidence le virage jusqu’au

changement de couleur qui indique la neutralisation. Le volume de l’acide est ainsi noté.

5- Incertitude sur la concentration de la base :

acide acide base acide acide baseacide acide base base base

base base acide acide base

acide acide base basbase base base

acide acide base

N × V ΔN ΔN ΔV ΔVN × V = N × V N = = + +

V N N V V

ΔN ΔV ΔV ΔC0.2 0.2ΔN N + + ΔN 2.5 0.06 N

N V V 50 10

e

base

= 0.024 C

incertitude relative

Présentation du résultat : baseC = 2.500 ± 0.024 moles / l . Il est possible de présenter le résultat avec

un autre nombre de chiffre après la virgule pour la mesure et son incertitude en respectant la règle de


Janvier 2017

Examen de Fin de Semestre (Structure de la matière)

Exercice N°01 (03 points)

L’élément Gallium (Ga) est constitué de deux isotopes stables 69

31Ga et 71

31Ga . La masse atomique de

chacun est respectivement : 68,925 u.m.a et 70,924 u.m.a. Calculer l’abondance relative des deux

isotopes, sachant que la masse atomique du Gallium (Ga) naturel est de 69,720 u.m.a.


A. On considère les deux isotopes de l’uranium (Z=92) : 235 U (m = 234.993 uma) et 238 U (m = 237.984 uma) .

1. Donner dans un tableau le nombre de neutrons, protons et électrons de chaque isotope.

2. Sachant que les défauts de masse de 235 U (Δm =1.914 uma) et 238 U (Δm =1.949 uma) . Quel

est l’isotope le plus stable ?

B. L’uranium 238 U est radioactif de période T=4.5 109ans.

1. Calculer l’activité d’un échantillon de 1g d’uranium 238 U en curie.

2. Calculer le temps au bout du quel cette activité sera réduite de 25%.

Données : 8 -19 10 23 -1

AVc = 3×10 m / s ; 1ev =1.6×10 J ; 1ci = 3.7×10 dps ; N = 6.023×10 mol

Exercice N°03(05 points)

1. Un atome d’hydrogène initialement à l’état fondamental absorbe une quantité d’énergie de

10.2 (ev). A quel niveau se trouve t il alors ?

2. Un atome d’hydrogène initialement au niveau 3 émet une radiation de longueur d’onde

=1027 0

A . A quel niveau se trouve-t-il après cette émission ? Cette raie appartient à quelle

série ?

3. Pour passer d’un niveau n1=2 au niveau n2=4, l’électron d’un hydrogénoide ( A +2

ZX ) absorbe un

photon de longueur d’onde. Calculer .

Données : 7 -1

HR =1.1×10 m ; 8 -34c = 3×10 m / s ; h = 6.62×10 J.s


A. On considère les éléments suivants : 8O ,

20Ca ,

29Cu ,

35Br ,

55Cs

1. Situer ces éléments dans le tableau périodique (configuration électronique, période,

groupe et sous-groupe).

2. Donner les ions les plus stables que peuvent donner Ca et Br.

3. Classer ces éléments par ordre de rayons atomiques et d’électronégativité croissants.

4. Déterminer les quatre nombres quantiques du dernier électron de l’élément Cs.

B. Donnez la représentation de Lewis des molécules : HCl et NF3.

Données :7N ;

9F ;

1H ;

17Cl

Correction

Exercice N°01

Soit x1 et x2. Les abondances relatives des deux isotopes, tel que la somme de x1 (69

31Ga ) et x2 (

71

31Ga )

est de 100%.

i iM x

M =100

, avec A1=68.925 uma et A2=70.924 uma.

On forme le système :

i 1 2x =100 x + x =100 ………… 1

i i 1 1 2 2A x A x + A x

M = M = ……… 2100 100

1 21 x =100 - x , en remplaçant l’expression de x1, soit (100 - x2) dans l’équation (2) on aboutit aux

valeurs de : x1 = 60,23 % et x2 = 39,77 %

Exercice N°02

A.

1. Le nombre de neutrons, protons et électrons de chaque isotope : 235

92U et x2 pour 238

92U

neutrons protons électrons

235

92U 143 92 92

238

92U 146 92 92

2. Energie de cohésion :

2ΔE = Δm×C

2

235 -27 8 -10 *

U

U

235235

ΔEU (Δm = 1.914 uma) ΔE = 1.914×1.66×10 3×10 = 2.86 10 J ;ΔE = = 7.60 Mev / Nucléon.

A

2

238 -27 8 -10

U

U

238238

ΔEU (Δm = 1.949 uma) ΔE = 1.949×1.66×10 3×10 = 2.9110 J ;ΔE = = 7.64 Mev / Nucléon.

A

* 238ΔE U > * 235ΔE U donc l’uranium 238 est plus stable.

B.

1. l’activité de 1g de 238 U :

23 -7

AV AV 9

m ln2 m ln2 1A = λ× N = λ× N = × N = 6.023 10 = 12361.51 dps = 3.34 10 Ci

M T M 4.5×10 ×365×24×3600 237.984

1. Le temps au bout du quel cette activité sera réduite de 25% :

9

-λt 90

0

0 0 0

0.75A1 A T A 4.5×10A = A ×e t = - ln = - ln = - ln = 1.87×10 ans

λ A ln2 A ln2 A

Exercice N°03

L’étudiant peut formuler les réponses autrement mais devra aboutir aux mêmes résultats.

1. Transition de n1=1 (électron de l’hydrogène à l’état fondamental) à n2 :

2n

n H 2 2-192 2 2 2

n1 2 2 1 H

2 -34 8 7

1 H

ΔE1 1 1 1 1 1ΔE = h C R - = - n = = n = 2

ΔE1 10.2×1.6×10n n n n h C R- 1-

n h C R 6.62×10 ×3×10 ×1.1×10

Passe de n2=3 à n1 avec une émission d’une radiation de longueur d’onde =10270

A :

H 12 2 2 2 2 2 2 -10 7

1 2 H 1 2 1 2 H 1

1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1= R - = - = + = + n = 1

λ n n λ×R n n n n λ×R n 9 1027×10 ×1.1×10

donc cette raie appartient à la série Lyman.

2. Passage de l’électron d’un hydrogénoide (Z=2+1=3) de n1=2 à n2=4 avec une absorption d’une radiation

de longueur d’onde = ?

2 8

H 2 2

7 21 2 2

H 2 2

1 2

1 1 1 1 1= R Z - λ = = = 5.38 10 m

1 1λ n n 1 11.1×10 ×3 -R Z -

4 16n n

Exercice N°04

A. On considère les éléments suivants : 8O ,

20Ca ,

29Cu ,

35Br ,

55Cs

1. Situer ces éléments dans le tableau périodique (configuration électronique, période,

groupe et sous-groupe) :

2 2 4

8O: 1s 2s 2p ; P : 2 ; G et S/G : IVA ;

2 2 6 2 6 2

20Ca : 1s 2s 2p 3s 3p 4s ; P : 4 ; G et S/G : IIA ;

2 2 6 2 6 1 10

29Cu : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d ; P : 4 ; G et S/G : IB ;

2 2 6 2 6 2 10 5

35Br : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p ; P : 4 ; G et S/G : VIIA ;

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1

55Cs: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s ; P : 6 ; G et S/G : IA ;

2. Les ions les plus stables que peuvent donner Ca et Br sont : Ca2+ et Br – et ce pour avoir des

configurations des gaz nobles (saturation Ne et Kr).

3. Classer ces éléments par ordre de rayons atomiques et d’électronégativité croissants.

R (Cs) > R ( Ca) > R ( Cu) > R (Br) > R ( O) pour le rayon atomique

EN (Cs) < EN ( Ca) < EN ( Cu) < EN (Br) < EN ( O) pour l’électronégativité

4. Déterminer les quatre nombres quantiques du dernier électron de l’élément Cs.

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1

55Cs: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s .

Le dernier électron de la sous couche 6s1 :

n= 6 ; l=0 ; m=0 ; s=1/2 ou S=-1/2

B. Les structures de Lewis :

HCl :

NF3 :

Janvier 2017

Examen de Fin de Semestre (TP Chimie 1)



1- La température est une mesure indirecte.

2- (V=120 ml ± 2 ml) indiquant que la valeur réelle du volume varie de 124 à 118 l.

3- La fiole jaugée est utilisée pour prélever un volume avec une très grande précision.


5- La masse de 10 ml d’une solution donnée est 13 g si la densité est égale à 1,3.

6- Mettre 5.8 g de NaCl dans une fiole jaugée de 100 ml et compléter à la jauge avec de l’eau

distillée jusqu’à dissolution totale pour préparer une solution de 100 ml à 1M. On donne la

masse moléculaire de NaOH égale à 58 g/mol et la pureté supposée égale à 100%. Justifier

votre réponse. 7- Un indicateur coloré est utilisé pour mettre en évidence le point d’équivalence lors d’une


8- L’éprouvette est un instrument métallique employé pour prendre un volume avec une grande

précision.

9- La concentration molaire est égale à la normalité pour une solution de l’acide phosphorique

(H2SO4).

10- Une solution hétérogène est une solution ayant au moins deux phases distinctes.


Evaluer l'incertitude absolue pour les mesures suivantes et écrire toutes les mesures sous une forme

correcte :

1. 6.052 < t < 6.152, t le temps en seconde

2. 42.40 < m < 92.30, m la masse en Kg

3. 5741 < n < 6317, n paramètre sans unité

4. 2.5627 < r < 2.6524, le rayon en mètre

5. 351 < t’ < 412, t’ paramètre sans unité


Considérant une solution de H2SO4 concentrée de masse volumique égale à 1,84 g/cm3 et de

pourcentage massique 98.3. On donne 2 4H SOM = 98.078 g / mol et eau= 1000 Kg/m3.

1. Calculer la normalité de la solution concentrée (solution mère).

2. Calculer le volume nécessaire de la solution de H2SO4 concentrée pour préparer 1200 ml avec

une normalité de 1,2 (solution 1).

3. Donner le facteur de dilution de cette opération de la solution mère faut-il opérer pour pouvoir

doser une prise d'essai de 10 ml de solution d'acide sulfurique ainsi diluée (solution 2) par une

solution de soude (NaOH) 1M de sorte que le volume à l'équivalence soit égal à 35 ml ?

4. Est-ce qu'il possible de préparer la solution 2 de H2SO4 à partir de la solution 1 ? Justifier

votre réponse.

Correction



1. Faux. La température est une mesure directe.

2. Faux. (V=120 ml ± 2 ml) indiquant que la valeur réelle du volume varie de 118 à 122 ml.

3. Faux. La fiole jaugée est utilisée pour préparer les solutions.

4. Faux. Pour prélever un volume de 3.7 ml on utilise une pipette graduée.

5. Vrai.

6. Vrai carM ×C× V 58 1 0.1

m = 5.8 gP 1

.

7. Vrai. 8. Faux. L’éprouvette est un instrument métallique employé pour prendre un volume avec une

faible précision.

9. Faux. Pour l’acide sulfurique2 4

N = 2×C H SO 2 H .

10. Vrai.

Exercice N° 02 (05points)

Evaluer l'incertitude absolue pour les mesures suivantes et écrire toutes les mesures sous la

forme A±A :

Exemple de calcul :

1. 6.052 < t < 6.152 :

t + Δt = 6.152 1 et t - Δt = 6.052 2 . 1 2 2 t 12.204 t = 6.102 .

A partir de (1) ou (2) : t = 0,05 . Finalement : t ± t = 6.102 ± 0.050 s

De la même manière :

2. m ± Δm = 67.35 ± 24.95 Kg

3. n ± Δn = 6029 ± 0288

4. r ± Δr = 2.60755 ± 0.04485 m

5. ' 't ± Δt = 381.5 ± 30.5


1. Normalité de la solution mère :

Considérant une solution de H2SO4 concentrée de masse volumique égale à 1,84 g/cm3 et de

pourcentage massique 98.3. On donne 2 4H SOM = 98.078 g / mol et eau= 1000 Kg/m3.

1 litre de H2SO4 (solution mère) contient 1840 g.

1 litre de H2SO4 (solution mère) contient m = 1840 × 0.983 =1808.72 g H2SO4 pur.

1 litre de H2SO4 (solution mère) contient m = 1840 × 0.983 =1808.72 g H2SO4 pur.

1 litre de H2SO4 (solution mère) contient 1808.72

n = = 18.44 moles98.078

de H2SO4 pur.

Une mole de H2SO4 donne 2 H+ donc N = 18.44 2 = 36.88 N

2. Le volume nécessaire de la solution de H2SO4 mère pour préparer 1200 ml avec une

normalité de 1,2 (solution 1, solution fille) :

F FM M F F M

M

V N 1200×1.2V N = V N V = = = 39.05 ml

N 36.88 de la solution mère.

3. dosage d’une prise d'essai de 10 ml de solution d'acide sulfurique ainsi diluée (solution 2) par

une solution de soude (NaOH) 1M de sorte que le volume à l'équivalence soit égal à 35 ml :

B BA A B B A

A

V N 35×1V N = V N N = = = 3.5 N

V 10

Préparation de la solution 2 par dilution à partir de la solution mère. Le facteur de dilution : C’est

un nombre qui caractérise la dilution réalisée. On le note f. Il est défini par la relation :

mère fille

fille fille

C V 36.88f = = =10.54

C V 3.5

4. Préparer de la solution 2 de H2SO4 à partir de la solution 1 :

La solution 1 d’acide est de normalité de 1,2.

La solution 2 d’acide est de normalité de 3,5.

Il n’est possible de préparer la solution 2 à partir de la solution 1 car la solution source possède

une normalité moindre.

Mars 2017

Examen de Rattrapage (Structure de la matière)


Entre deux plaques d’un condensateur distant de l, on applique une différence de potentiel U de

9000V. On constate alors qu’une gouttelette d’huile de diamètre D chargée négativement remonte à la

vitesse de 4mm pendant 15.1 secondes. Quelle est la charge portée par la gouttelette d’huile ?

Comparer à la charge d’un électron.

Données : 3

huileρ =1260 Kg / m ; D = 2.9 m ; l = 2 cm ; 5

huile=1.82 10 Kg / m.s ; 2g = 9.81 m / s ;

19e =1.602 10 cb . On néglige la poussée d’Archimède.


A- Complétez les réactions nucléaires suivantes :

9 4 12

4 2 6Be He C ; 235 1 146 87

92 0 57 35U n La Br

226 222

88 86Ra Rn ; 212 212

85 84At Po .

B- Un échantillon contenant du césium (Cs136

55 ) radioactif a une activité de 3 μCi. Cette activité

passe à 2 μCi en 8 jours.

1) Calculer la constante radioactive ( λ) et la période (T).

2) Au bout de combien de temps l’activité sera égale à 100 dps ?

Donnée : 1 Ci = 3,7.1010dps


Lorsqu’un rayonnement électromagnétique monochromatique de longueur d'onde 450 nm parvient sur

une surface de césium métallique, des électrons sont émis avec une énergie égale à 1,10 eV.

1) De quelle expérience s'agit-il ?

2) Estimer l'énergie nécessaire pour extraire un électron d'un cristal de césium (Cs) en eV.

3) Estimer la vitesse des électrons émis.

4) Pour quelle longueur d'onde incidente, en nm, leur vitesse serait-elle nulle ?

Données : 31 34 8 19

em 9.1 10 Kg ; h 6.62 10 J.s ; c 3 10 m / s ; 1ev 1.6 10 J .


1) Donner les nombres quantiques n, l, m et s des trois derniers électrons de l’aluminium 13 Al .

2) Parmi les combinaisons de nombres quantiques suivants quelles sont celles qui sont incorrectes ?

Expliquer ; 1, O, 2 ,+1 2 ; 2, 1, 1 ,-1 2 ; 5, 2, 0 ,+1 2 .

3) Donner le nom de l’orbite dans laquelle se trouve l’électron décrit par les nombres quantiques

dans chacun des cas suivants : 3, 1, 0 ,+1 2 ; 4, 3, 1 ,-1 2 ; 2, 0, 0 ,+1 2 .

Correction

Exercice N°01

La gouttelette remonte avec une vitesse constante, elle est soumise à trois forces : R P Fe 0 .

La projection donne : e

R P F 0

Donc : montée

6 RV mg qE 0 3

montée

46 RV R g qE 0

3 finalement :

33 6 6

53

montée19

2

4 10 2.9 10 4 2.9 104 6 1.82 10 9.81 12606 RV R g15.1 2 3 23q 6.43 10 Cb.

U 9000

l 2 10

Donc : 19q n e 6.43 10 Cb. et : 19

19

q 6.43 10n 4.

e 1.602 10

Exercice N°02

A- Complétez les réactions nucléaires suivantes :

9 4 12

4 2 6Be He C 1

0n ; 235 1 146 87

92 0 57 35U n La Br 1

03 n

226 222

88 86Ra Rn 4

2He ; 212 212

85 84At Po 0

1e .

B-

1- Calcul de et de T : t 1

0

0

1 A 1 2A A e Ln Ln 0.05 Jours

t A 8 3

la période : Ln2 Ln2

T 13.86 jours0.05

.

2- Le temps au bout duquel l’activité passe à 100 dps :

5

0

1 A 1 100t Ln Ln 140.24 Jours

A 0.05 1.11 10

Exercice N°03

1- il s’agit d’une expérience d’effet photo-électrique.

2- L'énergie d’extraction d’un électron d'un cristal de césium (Cs) en eV.

CC EWhEWE 00 Donc : 8

34 19 19

0 C C 0 9

c 3.10W h E h E W 6,62.10 1,10 1,6.10 2,65.10 J 1,658 eV

450.10

3- La vitesse des électrons émis : e

CeC

m

EVVmE

2

21 2

smV /10.22,610.1,9

10.6,11,12 5

31

19

3- La longueur d'onde incidente quand la vitesse des électrons est nulle :

8

34 9

0 19

0

c c 3.10h W h 6,62.10 749.10 m 749 nm

W 2,65.10

Exercice N°04

1- Aluminium : 2 2 6 2 1

13Al: 1s 2s 2p 3s 3p

Premier électron : 1 1

n 3 ;l 0 ; m 0 ;S ou2 2

Deuxième électron : 1 1

n 3 ;l 0 ; m 0 ;S ou2 2

il faut inverser (la valeur de s) par

rapport au premier si non donner une seule valeur mais inversée.

Troisième électron : 1 1

n 3 ;l 1 ; m 1 ;S ou2 2

. Les deux valeurs sont acceptées car

l’électron est seul.

2- Les configurations :

1, O, 2 ,+1 2 : Incorrecte car n=1 ; l=0 possible donc forcément m=0 et non 2.

2, 1, 1 ,-1 2 : Correcte car n=2 donc l=1 possible puis m=1 possible et s=-1/2 possible.

5, 2, 0 ,+1 2 : Correcte car n=5 donc l=2 possible puis m=0 possible et s=-1/2 possible.

3- L’orbite :

3, 1, 0 ,+1 2 : 3p

4, 3, 1 ,-1 2 : 4f

2, 0, 0 ,+1 2 : 2s

Mars 2017

Examen de Rattrapage (TP Chimie 1)



1- Pour peser une masse d’un produit solide, on utilise principalement : une balance, une spatule et

une fiole jaugée.

2- Considérant la relation A B C D . A est une mesure indirecte, B, C et D des mesures directes.

3- L’erreur absolue de la mesure A, de la relation précédente, est donnée par : A=B+C-D.

4- (C=0.10 ± 0. 02) g/l indiquant que la valeur réelle de la concentration varie de 0.08 à 0.12 g/l.

5- L’erreur instrumentale représente l’erreur de lecture due à l’instrument de mesure considéré.

6- L’éprouvette est utilisée pour prélever un volume avec une très grande précision.

7- Pour la préparation d’une solution on utilise une fiole.

8- L'alcalimétrie est une méthode de dosage par neutralisation, elle consiste à un dosage d'une base

de titre inconnu avec un acide de titre connu.


Un laborantin prépare une solution de 100 ml contenant 1.32 g de sulfate de cuivre en poudre

(CuSO4).

1- Calculer la concentration massique de cette solution en Kg/m3.

2- Calculer le volume nécessaire de la solution précédente pour préparer 250 ml d’une solution de

sulfate de cuivre ayant une concentration de 0.025 mol/l.

Données : la masse moléculaire du sulfate de cuivre est égale à 249.6 g/mol.


Un volume de 5,5 ml d’une solution de H2SO4 (0,25 M) pris par une pipette graduée est neutralisé par

un volume V (ml) d’une solution de NaOH contenu dans une burette. Cette neutralisation a été refaite

trois (05) fois.

1- Calculer la normalité et la concentration de la solution de NaOH.

2- Calculer l’incertitude de la normalité de la solution de NaOH. Représenter le résultat.

3- Décrire brièvement le protocole expérimental.

On donne :

Incertitude absolue sur le volume de la pipette graduée : ΔVp=0,02 ml.

Incertitude absolue sur le volume d’une burette de 25 ml : ΔVB=0,05 ml.


Essai 1 2 3 4 5

V NaOH (ml) 9,1 9,2 9,3 9 .1 9

Correction

Exercice N° 01

1- Vrai.

2- Vrai.

3- Faux. A=B+C+D

4- Vrai.

5- Vrai.

6- Faux. L’éprouvette est utilisée pour prélever un volume avec une faible précision.

7- Vrai.

8- Vrai.

Exercice N° 02

1- La concentration massique de la solution en Kg/m3 :

3

3

massique 6

m 1.32 10C 13.2 Kg / m

v 100 10

.

2- La solution fille : VF=250 ml et CF=0.025 M.

massique3

massique molaire 3 3

CuSO4

C 13.2C 13.2 Kg / m C 0.053 mol / l

M 249.6 10 10

fille fille

fille fille mère mère mère

mère

C V 250 0.025C V C V V 118 ml

C 0.053

Il est possible de procéder autrement avec la concentration massique mais l’étudiant devra aboutir au

même résultat final.

Exercice N° 03

1- Normalité et la concentration de NaOH :

moyen A A

A A B B B moyen

B

N V 5.5 0.5N V N V N 0.3 N

V 9.14

Avec

AN 0.5 car

H 0

A 2 4

2C 0.25 M avec k 2 pour H SO 2 H et moyen B

B

VV 9.14 ml

n

.

H 0

B

2C 0.3 M avec k 1 pour NaOH OH .

2- L’incertitude sur la normalité de NaOH :

moyen

moyen A A A A B

A A B B B B Bmoyen moyen

B A A B

N V N V VN V N V N N N

V N V V

0.3 0.02 0.050.3 0.0036 N

100 5.5 9.14

BN 0.3000 0.0036 N

3- Protocole expérimental d’une réaction de neutralisation : l'étudiant peut formuler de

plusieurs manière le protocole mais devra citer dans un langage très clair les instruments

employés lors d’une neutralisation à savoir : la burette, l’erlenmeyer, l’entonnoir, l’indicateur

coloré. Ajuster le volume de la solution d’hydroxyde de sodium dans la burette à zéro. Ajoutez

goutte à goutte, en mélangent, de la base sur un volume de 5.5 ml d’acide sulfurique avec

quelques goutte d’un indicateur pour mettre en évidence le virage jusqu’au changement de

couleur qui indique la neutralisation. Le volume de la base VB est ainsi noté.

Mai 2017

Examen de Fin de Semestre (Chimie 2)

Question de cours (04 points) :

Répondre par vrai ou faux :

1) Un système isolé ne peut pas échanger de la matière avec le milieu extérieur, mais peut

échangeur de l’énergie.

2) La variation d’énergie interne d’un système ne dépend que de l’état initial de l’état final et pas

de la nature de la transformation.

3) Pour calculer la variation de l’énergie interne d’un système, il faut nécessairement que son état

initial et son état final soient des états d’équilibres thermodynamiques.

4) Lors d’une transformation isobare réversible, la quantité de chaleur échangée avec le milieu

extérieur est égale à la variation d’enthalpie du système.

5) Lors d’une transformation isotherme réversible, la quantité de chaleur échangée avec le milieu

extérieur est nulle.

6) Lors d’une transformation adiabatique réversible, le travail échangé avec le milieu extérieur

est nul

7) Lors d’une transformation isotherme réversible, la variation d’énergie interne d’un gaz parfait

est toujours nulle.

8) La variation d’entropie d’une transformation réversible est nulle.


4- Dans un calorimètre adiabatique contenant initialement une masse m1=200g à la température

T1=30°C, on ajoute une masse d’eau m2=300g à la température T2=10°C. la température d’équilibre

est Teq=22°C. Calculer la valeur en eau du calorimètre ?

5- Dans le calorimètre précédent contenant (m1+m2) à Teq, on plonge un morceau de cuivre de

masse m3=200g et de température T3=80°C, la nouvelle température d’équilibre est Te=23.4°C.

a- calculer la chaleur spécifique massique du cuivre. On donne : 2Cp H O l 4.185 J/g.K .

b- Calculer la variation de l’entropie de l’ensemble (eau + calorimètre + cuivre).


Déterminer à 298 K l’enthalpie standard de la réaction suivante :

2 4 2 4 2 2N O g N H l 2 N g 2 H 0 g

Connaissant les enthalpies standards des réactions suivantes :

Réaction 1

3 2 2 1

1 3NH g N g H g ; H 46.19 KJ / mol

2 2

Réaction 2

2 4 2 2N O g 2 NO g ; H 58.04 KJ / mol

Réaction 3

3 2 4 2 32 NH g N H l H g ; H 142.80 KJ / mol

Réaction 4

2 2 2 2 42 NO g 2 H g N g 2 H 0 g ; H 551.36 KJ / mol


On fait subir à une mole de NO (gaz parfait, système fermé) les transformations successives

suivantes :

- Une compression isotherme réversible d’un état initial à un état 2.

- Une détente adiabatique réversible de l’état 2 à l’état 3.

- Un chauffage isobare qui le ramène à l’état initial.

1) Calculer V1, V2, T2, P3 et T3 si P1 = 2 atmosphères ; P2=10 atmosphères et T1=300K.

2) Calculer pour chaque transformation et pour le cycle, en joule, les grandeurs : Q, W, U et

H. On donne : 3

Cv R2

, 5

Cp R2

et R 8.31 J / mol.K

Correction

Question de cours :

1) Faux.

2) Vrai.

3) Vrai.

4) Vrai.

5) Faux.

6) Faux.

7) Vrai.

8) Vrai.

Exercice 01

1)

i 1 2 cal

1 eau eq 1 2 eau eq 2 eau eq 1

1 eq 1 2 eq 2

1 eq

Q 0 Q Q Q 0

m cp (T T ) m cp (T T ) M cp (T T ) 0

m (T T ) m (T T ) 200 22 30 300 22 10M 250 g

(T T ) 30 22

2)

1. Dans ce cas, la masse d’eau est m= (m1+m2)=500 g à Teq=22°C.

i 1 2 cal cu

eau e eq cu cu e 3 eau e eq

eau e eq eau e eq eau e eq

cu

cu 3 e cu 3 e

Q 0 Q Q Q Q 0

m cp (T T ) m cp (T T ) M cp (T T ) 0

m cp (T T ) M cp (T T ) m M cp (T T )Cp

m (T T ) m (T T )

500 250 4.185 23.4 220.388 J / g.K

200 80 23.4

.

2. La variation d’entropie de l’ensemble eau + cuivre = calorimètre :

e e e

eau cuivre calorimètre eau cu cu eaueau cuivre calorimètre

eq 3 eq

e e

eau cu cu

eq 3

T T TS S S S m Cp Ln m Cp Ln M Cp Ln

T T T

T T 296.4 296.4m M Cp Ln m Cp Ln 250 500 4.185Ln 200 0.388Ln 1.3 J / K

T T 295 353

Exercice 02

Déterminer à 298 K l’enthalpie standard de la réaction suivante :

2 4 2 4 2 2N O g N H l 2 N g 2 H 0 g

Connaissant les enthalpies standards des réactions suivantes :

3 2 2

2 H12 NH g N g 3 H g

H

2 4 2

2N O g 2 NO g

2 4 2 3

H3N H l H g 2 NH g

2 2 2 2

2 4 2 4 2 2

R 2 3 1 4

H4

H H H 2 H HR 2 3 1 4

2 NO g 2 H g N g 2 H O g . La somme donne :

N O g N H l 2 N g 2 H O g

Finalement : H H H 2 H H 543.74 KJ / mol

Exercice 3

1) Calculer V1, V2, T2 et T3 :

1

1 1 1 1

1

nRT 1 0.082 300PV nRT V 12.3 l

P 2

avec : n1=n2=n3=1 mole (système fermé)

Transformation isobare entre 3 vers 1 donc : P3=P1=2 atmosphère

Transformation isotherme de 1 vers 2 donc : T2=T1=300K

2

2 2 2 2

2

nRT 1 0.082 300P V nRT V 2.46 l

P 10

Calcul de :

5RCp 2 1.67

3RCv2

1.67

2 2 2 2

2 2 3 3 3 3 3

3 3

P V P V1 1 10 2.46P V P V V LnV Ln Ln V 6.45 l

P P 1.67 2

3 3

3 3 3 3

P V 2 6.45P V nRT T 157.29 K

nR 0.082 1

. Il est possible de faire 1TV cte pour avoir T3.

2) W , Q , U et H pour chaque transformation et pour le cycle :

Première transformation : compression isotherme.

1 1U H 0 car transformation isotherme.

2

1

1

V 2.46W nRTLn 1 8.31 300Ln 4012.33 J

V 12.3

1 1 1 1 1U W Q 0 Q W 4012.33 J .

Deuxième transformation : détente adiabatique.

2Q O car adiabatique.

5 33 3 2 2

2

P V P V (2 6.45) (10 2.46)W 1.013 10 10 1769 J

1 1.67 1

Ou bien par : 2 3 2W n Cv T T .

2 2 2 2U W Q W 1769 J

2 2H U 2954.18 J ou bien par 2 3 2

H n Cp T T

Troisième transformation : chauffage isobare.

5 3

3 1 3W P V V 2 1.013 10 12.3 6.45 10 1185.21 J

3 1 3

5Q nCp T T 1 8.31 300 157.29 2964.8 J

2

3 3 3U W Q 1779.59 J

3 3H U 2971.92 J

Pour le cycle :

cycle 1 2 3W W W W 1058.12 J

cycle 1 2 3Q Q Q Q 1047.53 J

cycle 1 2 3U U U U 10.59 J

cycle 1 2 3H H H H 17.74 J

Juin 2017

Examen de Rattrapage (Chimie 2)

Questions de cours (05 points) :

Soit l’équilibre suivant : 1

5 3 22

PCl (g) PCl (g) + Cl g avec 0

RΔH positive .

1) Dans quel sens évoluera l’équilibre :

a) Si on augmente la température.

b) Si on augmente la pression.

2) Dans un réacteur on introduit n0 moles de PCl5 (g).

a) Exprimer les pressions partielles de chaque composé en fonction de (coefficient de

dissociation de PCl5) et la pression totale.

b) Donner l’expression de Kp en fonction de et la pression totale.

Exercice 01 (06 points)


La chaleur de combustion exothermique d’une mole d’éthylène dans les conditions standards est 331.6

Kcal/mol :

2 4 2 2 2C H (g)+ 3 O g → 2 CO (g)+ 2 H O l

En utilisant les enthalpies standards de formation et les énergies de liaisons :

1) Calculer l’enthalpie molaire standard de formation de C2H4 (g).

2) Ecrire l’équation de formation de C2H4 (g), en déduire l’énergie de liaison H-H dans H2(g).

On donne : 0f 2H CO g = -94 Kcal / mol ; 0

f 2ΔH H O l = -68.4 Kcal / mol ;

S S gL C C =171.7 Kcal / mol ; 0E C - H = -98.2 Kcal / mol ; 0E C - C = -83 Kcal / mol

Un gaz parfait subi la succession de trois

transformations réversibles représentées

sur la figure ci-contre.

1) Indiquer la nature de chaque

transformation. Justifier.

2) Déterminer les paramètres

manquants (P,V et T) de chaque état (A, B

et C).

On donne : AP 1 atm. ; AV 24.6 l ;

B AV 2V ; A CT T 300 K ;

A A B BP V P V . =1.4 ; R=0.082

(l.atm.)/(mol.K). Système fermé.


Calculer l’enthalpie libre standard à 25 °C de la réaction :

2 2N g O g 2 NO g

sachant que : 298S NO g 50.34 Cal / mol.K ;

298 2S N g 45.77 Cal / mol.K ; 298 2

S O g 49 Cal / mol.K ; 0

fH NO g 21.6 KCal / mol.K

Correction

Question de cours :

1

2

5 3 2PCl (g) PCl (g)+ Cl g

1)

a) si on augmente la température, l’équilibre se déplace dans le sens endothermique donc le sens

directe, le sens 1.

b) si on augmente la pression, l’équilibre se déplace dans le sens de la diminution du nombre de moles

gazeux, donc le sens inverse, le sens 2.

2) 1

2

5 3 2PCl (g) PCl (g)+ Cl g

a)

à t=0 n0 0 0

à t n0- n0 n0 n0

Donc à t : ntotale=( n0- n0)+2 n0=n0+ n0

Les fractions molaires : 5

0 0PCl

0 0

1X

1

n n

n n

;

3 2

0PCl Cl

0 0

n α αX = X = =

n + n α 1+ αfinalement :

5 5

partielle 0 0PCl PCl T T T

0 0

n - n α 1- αP = X P = P = P

n + n α 1+ α

3 3

partielle 0PCl PCl T T T

0 0

n α αP = X P = P = P

n + n α 1+ α et

2 2

partielle 0Cl Cl T T T

0 0

n α αP = X P = P = P

n + n α 1+ α

b) Selon la réaction :

2 3

5

2

2Cl PCl

T2

PClT

α

P P α1+ αkp = = = P

1- αP 1- αP

1+ α

2

TP

Exercice 01

1) La nature de chaque transformation :

A →B : Une détente adiabatique. Justification : la pression diminue. La transformation

vérifié l’équation: A A B BP V P V .

B →C : Une compression isochore. Justification : le volume reste constant et la pression

augmente.

C → A : Une compression isotherme. Justification : la pression augmente et la température reste

constante A CT T .

2) Les paramètres manquants :

A AA A A A B C

P V 1 24.6P V nRT n n n 1 mol

RT 0.082 300

Etat B :

1.4

A A AA A B B B A

B B

P V V 1P V P V P P 1 0.38 atm.

V V 2

B BB B B B

P V 0.38 24.6 2P V nRT T 228 K

n R 1 0.082

Etat C :

C BV V 49.2 l

AC C C C

C

nRT 1 0.082 300P V nRT P 0.5 atm.

V 49.2

Exercice 02

2 4 2 2 2C H (g)+ 3 O g → 2 CO (g)+ 2 H O l

1) l’enthalpie molaire standard de formation de C2H4 (g) : 0

f 2 4ΔH C H g :

0 0 0 0 0

R f 2 f 2 f 2 4 f 2ΔH = 2 ΔH + 2 ΔH - ΔH -3 ΔH CO g H O l C H g O g

Ce qui donne :

0 0 0 0

f 2 4 f 2 f 2 RΔH C H g = 2 ΔH CO g + 2 ΔH H O l - ΔH = 6.8 Kcal / mol

Sachant que : 0

RΔH = -331.6 Kcal / mol. car c’est une réaction exothermique.

2) L’équation de formation de C2H4 :

22 42 C(s)+ 2 H g →C H (g)

2 C (g) + 2 H2 (g) C2H4 (g)

2 C (s) + 4 H (g)

-

0 0 0 0 0

f 2 4 S H-H c-c c-H H-HΔH C H g = 2 L C s + 2 E + E + 4 E E = -69.6 Kcal

Exercice 03

Enthalpie libre 0

rΔG : 2 2N g O g 2 NO g :

0 0 0

r r 0 rΔG = ΔH -T ΔS

0 0

r fΔH = 2 ΔH NO g 43.2 KCal

0 0 0 0

r 2 2ΔS = 2 S NO g - S N g - S O g 5.9 Cal

0 3

rΔG = 43.2 - 298 5.9 10 41.439 kCal

Hf [C2H4 (g)]

C - cE + 4 Ec-H

2 L

C(s)

C(g)

2 EH-H

Janvier 2018

Examen de Fin de Semestre (Structure de la matière)

Exercice 01 (03 Points)

Dans un dispositif de Millikan, sous l’action d’un champ électrique 5E = 8.10 V / m , une gouttelette

d’huile de rayon R, remonte avec une vitesse de 0.02 cm / s . Donner le bilan des forces sur un schéma

et calculer la charge portée par la gouttelette sachant que la poussée d’Archimède est négligeable. On

donne : 3 5 2= 920 Kg / m ; 1.82.10 Kg / m.s ; R 2 m ; g 9.81 m / s .


A- Compléter le tableau suivant :

Elément Nombre de

protons

Nombre de

neutrons

Nombre

d’électrons

Energie de

cohésion (J)

Masse du

noyau (uma) A 1Z X 86 3.079 10-10 209.6862

A 2Z X 38 56 1.26 10-10

140Z X 86 54 139.9252

30 4Z X 14 3.97 10-11

B- Soit une masse de 14.8 g d’un échantillon radioactif de Baryum ( 13756 Ba ). Au bout de 5.2 minutes,

cette masse est réduite à 3.7 g.

1- Déterminer la constante radioactive ainsi que la période de cet élément.

2- Calculer l’activité de cet échantillon au bout d’une heure en Curie.

Données : n

m =1,0086 uma ; p

m =1,0076 uma ; 8C = 3.10 m / s ; 23 -1

AVN = 6.023×10 mol ;

-191 ev =1.6×10 J ; M Ba =137,33 g / mol ; 101 Curie = 3.7×10 dps ; -271 uma =1.66×10 Kg .


A- Dans une série de Paschen de l’atome d’hydrogène, la fréquence de la raie correspondante à la

plus petite longueur d’onde est 14 1= 3.656.10 s . Calculer la constante de Rydberg.

B- Une radiation lumineuse de longueur d’onde = 50 nm provoque l’ionisation d’un atome

hydrogénoïde, dans la série de Paschen, à partir de son état fondamental.

1- Calculer le numéro atomique Z et en déduire la charge de cet hydrogénoïde.

2- Calculer l’énergie d’ionisation de cet atome en eV.

3- Calculer le rayon d’orbite de l’électron pour cet atome, se trouvant dans le premier état

d’excitation en utilisant le modèle de Bohr.

Données :

2 02 34

H 2 1 n2 2

1 2

8 19

1 1 1 nR Z avec n n ; Rayon de Bohr : a 0.53 A ; h 6.62 10 J.S ;

n n Z

C 3 10 m / s ; 1eV 1.602 10 J


On considère les éléments suivants :

Elément A : possède un seul électron célibataire de nombres quantiques (5, 0, 0, 1 2 ).

Elément B : appartient à la troisième période, son ion le plus stable est B-.

Elément C : possède 20 électrons.

Elément D : métal de transition dont la dernière sous couche de plus haute énergie est 3d3.

Elément E : gaz rare de la 2ème période.

1- Donner la configuration électronique, la période et le groupe de chaque élément.

2- Donner les nombres quantiques de l’électron célibataire de B.

3- Attribuer à chaque élément son énergie d’ionisation et son électronégativité parmi les valeurs :

Energie d’ionisation (eV) 4.17 13.01 6.74 6.11 21.56

Electronégativité 3.0 1.6 1.0 0.8

Correction

Exercice 01

La loi de Newton donne les bilans des forces sachant que la poussée d’Archimède est négligée :

e sF m F P F 0 car vitesse de remontée cons tan te , après projection sur l’axe OX :

e s e sF P F 0 F P F

34qE mg 6 RV qE R g 6 RV

3

Finalement :

2

66

55 4

19

22.10 920 9.812 3.14 2.10

q 38.10

1.82 10 2.10

5.48 10 Cb

Exercice 02

A-

Elément Nombre de

protons

Nombre de

neutrons

Nombre

d’électrons

Energie de

cohésion (J)

Masse du

noyau (uma) A 1Z X 85 125 86 3.079 10-10 209.6862

A 2Z X 38 56 36 1.26 10-10 93.93

140Z X 54 86 54 1.83 10-10 139.9252

30 4Z X 14 16 10 3.97 10-11 29.977

Remarque : donner les nombres manquants (protons…etc.) de l’élément à gauche dans le tableau avec

la charge correspondante. On parle donc de X-1 et non pas de X dans le premier exemple et ainsi de

suite. 2 théorique réelX X2

EE m C m m m m

C

. Exemple de calcul pour le deuxième

cas :

+ + + + + + + + + +

+ + + +

- - - - - - - - - - - - -

Fe

Fs P

OX

102

2 28 27

théorique réel réel théoriqueX X X X

E 1.26 10E m C m 0.84337 uma

C 3 10 1.66 10

m m m m m m 38 1.0076 56 1.0086 0.84337 93.93 uma

B-

1- Calcul de la constante radioactive et la période T :

t 3 100

m1 1 14.8m m e ln ln 4.44 10 S

t m 5.2 60 3.7

.

ln 2T 156 S

.

2- L’activité de cet échantillon au bout d’une heure en Curie :

23t 220 AV

0 0 0 0

m N 14.8 6.023 10A A e et A N avec N 6.491 10 atomes

M 137.33

, donc :

t 130A N e 3.25 10 dps A 880.97 Ci .

Exercice 03

A-

1- La constante de Rydberg : Hydrogène Z=1

La plus petite longueur d’onde correspond à la valeur d’énergie la plus élevée (inversement

proportionnelle), soit la raie limite n1=3 (Paschen) et n2= :

14

2 7 1H

H H2 2 8

1 2

R1 1 1 1 9 9 9 3.656 10R Z R 1.0968 10 m

n n 9 C 3 10

.

B-

a- Le numéro atomique Z : Hydrogénoïde

L’ionisation à partir de l’état fondamental (Paschen) est définit par de n1=3 et n2= :

2

2 1

H 2 2 9 7

1 2 H

n1 1 1 9R Z Z 4

n n R 50 10 1.0968 10

.

Hydrogénoïde de type : Z 1

ZX la charge 3

donc : 3

4X .

b- Energie d’ionisation :

34 8

18

i i 9

h c 6.62 10 3 10E h E 3.972 10 J 24.825 eV

50 10

.

Ou bien par : 2 2

H i H2 2 2 2

1 2 1 2

h C1 1 1 1 1R Z E h C R Z

n n n n

.

c- Rayon de l’orbite : premier état d’excitation pour cet hydrogénoide avec la série de Paschen

donc n=4

2 20

n

n 4a 0.53 0.53 2.12

Z 4A

Exercice 04

1- Les éléments :

1

36Kr 5S ; P : 5 ; Groupe : Elément A :

IA.

Elément B : 2 5

10Ne 3S 3p ; P : 3 ; Groupe : VIIA.

Elément C : 2

18Ar 4S ; P : 4 ; Groupe : IIA.

Elément D : 2 3

18Ar 4S 3d ; P : 4 ; Groupe : VB.

Elément E : 2 6

2He 2S 2p ; P : 2 ; Groupe : VIIIA.

2- L’élément B :

Les nombres quantiques de l’électron célibataires sont : (n= 3, l= 1, m=1, s=1/2 ou -1/2).

3- Electronégativité et énergie d’ionisation :

En suivant le sens de l’évolution de En et Ei :

Ei(A) < Ei(C) < Ei(D) < Ei(B) < Ei(E). Finalement : Ei(A)=4.17 ; Ei(C)=6.11 ; Ei(D)=6.74 ;

Ei(B)=13.01 ; Ei(E)=21.56.

En(A) < En(C) < En(D) < En(B). Finalement : En(A)=0.8 ; En(C)=1.0 ; En(D)=1.6 ; En(B)= 3.0 ;

Pas d’électronégativité pour un gaz rare (élément E).

n IA IIA VB VIIA VIIIA

2 E

3 B

4 C D

5 A

L’étudiant devra donner la configuration en

détail.

EN

Ei

Janvier 2018


Questions (07 Points) :

A- Répondre par vrai ou faux. Corriger les réponses fausses :

1. Une base est une molécule capable de céder un anion OH-.

2. Une pipette jaugée est moins précise qu’une éprouvette.


4. Un acide est une molécule capable de céder un anion H-.

B- Cochez la ou les bonnes réponses :

1. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 8.3 ml on utilise : a) une pipette jaugée de 10 ml.



2. L’erlenmeyer est un instrument employé comme :



Exercice N° 01 (07 points) :

A- Un laborantin veut préparer une solution de 100 ml de sulfate de sodium Na2SO4 contenant 3.2

grammes de soufre.

1- Calculer la masse réelle de sulfate de sodium nécessaire.

2- Décrire brièvement le protocole expérimental en citant les accessoires nécessaires.

B- A partir de la solution précédente, le laborantin veut préparer une solution de 200 ml de

concentration 0.1 M.

1- Donnez les calculs.


Données : M N a = 2 3 g / m o l ; M S = 32 g / mol ; M O =16 g / mol ;

2 4Pureté Na SO = 98 %

Exercice 02 (06 Points) :

Un volume de 10 ml d'acide chlorhydrique HCl de normalité inconnue est neutralisé par un volume de

30 ml d'hydroxyde de sodium NaOH de normalité 0.3 N.

1. Comment peut t – on préparer 100 ml d’une solution de NaOH 0.3 N à partir d’une solution mère

1 N ? Justifier votre réponse.

2. Déterminer la normalité et la concentration de l'acide chlorhydrique HCl.

3. Déterminer la quantité de NaOH contenue dans 200 ml de solution. Données : MNaOH=40

g/moles ; Pureté NaOH = 97 % .

4. Quelle est le rôle de l’indicateur coloré lors d’une réaction de neutralisation ?

Correction

Questions :


1. vrai.

2. Faux. Une pipette jaugée est plus précise qu’une éprouvette lors d’une prise d’un volume.

3. Faux. Une solution homogène est une solution qui possède une seule phase.

4. Faux. Un acide est une molécule capable de céder un ion H+ et non pas un H-.


1. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 8.3 ml on utilise : (la réponse c) une pipette

graduée de 20 ml.

2- L’erlenmeyer est un instrument employé comme : (la réponse a) lieu pour réaliser des

réactions.

Exercice N° 01


grammes de soufre :

1- Calculer la masse de sulfate de sodium nécessaire :

2 4 Na S OM Na SO = 2 M + M + 4 M = 23 2 + 32 + 4 16 =142 g / mol

Dans 142 g de Na2SO4 il y a 32 g de soufre.

Donc x g de Na2SO4 il y a 3.2 g de soufre. X= 14.2 grammes de Na2SO4. C’est une masse théorique.

Finalement : 2 4

théorique

Na SO

2 4

m 14.2m Na SO = 14.49 g

P 0.98

L’étudiant peut procéder autrement avec :

théo.

théo.2 4 M

M C V 142 1 0.1 n m 14.2m Na SO = 14.49 g avec C 1 M

P 0.98 V M V 142 0.1

2- Le protocole expérimental pour la préparation d’une solution avec un soluté solide :





solution. B- A partir de la solution précédente, le laborantin veut préparer une solution de 200 ml de

concentration 0.1 M :

1- Donnez les calculs ; Il s’agit d’une dilution : réelM

m 14.49C 1.02 M

M V 142 0.1

F FM M F F M

M

V C 200 0.1V C V C V 19.6 ml

C 1.01

.

M pour mère et F pour fille. Il faut prendre un volume de 19.6 ml de la solution mère et diluer

jusqu’un volume de 200 ml.

2- Le protocole expérimental d’une dilution :



un volume de 19.6 ml (une pipette ou une éprouvette de capacité égale ou supérieur à 20 ml), une pro-

pipette (pompe aspirante), entonnoir, une fiole de 200 ml, pissette d'eau distillée ….et enfin mélanger

pour homogénéiser la solution.

Exercice N° 02

1- Préparation d’un volume VF=100 ml d’une solution de NaOH NF=0.3 N à partir d’une solution

mère NM 1 N. Il s’agit d’une dilution car la normalité de la solution fille est inférieure de celle de la

solution mère.

2- Un volume de 10 ml d'acide chlorhydrique HCl de normalité inconnue est neutralisé par un

volume de 30 ml d'hydroxyde de sodium NaOH de normalité 0.3 N.

Déterminer la normalité et la concentration de l'acide chlorhydrique HCl :

b ba a b b a

a

V N 30 0.3V N V N N 0.9 N

V 10


b bN 0.3 N C 0.3 M car k 1 pour NaOH ;

théo.b b

réelleNaOH

n mC m M V C 40 0.2 0.3 2.4 g

V M V

m 2.4m 2.47 g

P 0.97

L’étudiant peut procéder autrement avec : M C V 40 0.2 0.3

m NaOH = 2.47 gP 0.97

4- L’indicateur coloré permet de définir le changement de la nature du milieu en changeant de

couleur.

Janvier 2018


Questions (07 Points) :

C- Répondre par vrai ou faux. Corriger les réponses fausses :

5. Une base est une molécule capable de céder un anion OH-.

6. Une pipette jaugée est moins précise qu’une éprouvette.


8. Un acide est une molécule capable de céder un anion H-.

D- Cochez la ou les bonnes réponses :

2. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 8.3 ml on utilise : d) une pipette jaugée de 10 ml.

e) une éprouvette de 5 ml.

f) une pipette graduée de 20 ml.


c) lieu pour réaliser des réactions.

d) instrument de prise de volume avec une excellente précision.

Exercice N° 01 (07 points) :

C- Un laborantin veut préparer une solution de 100 ml de sulfate de sodium Na2SO4 contenant 3.2

grammes de soufre.

3- Calculer la masse réelle de sulfate de sodium nécessaire.

4- Décrire brièvement le protocole expérimental en citant les accessoires nécessaires.

D- A partir de la solution précédente, le laborantin veut préparer une solution de 200 ml de

concentration 0.1 M.

3- Donnez les calculs.


Données : M N a = 2 3 g / m o l ; M S = 32 g / mol ; M O =16 g / mol ;

2 4Pureté Na SO = 98 %


Un volume de 10 ml d'acide chlorhydrique HCl de normalité inconnue est neutralisé par un volume de

30 ml d'hydroxyde de sodium NaOH de normalité 0.3 N.

5. Comment peut t – on préparer 100 ml d’une solution de NaOH 0.3 N à partir d’une solution mère

1 N ? Justifier votre réponse.

6. Déterminer la normalité et la concentration de l'acide chlorhydrique HCl.

7. Déterminer la quantité de NaOH contenue dans 200 ml de solution. Données : MNaOH=40

g/moles ; Pureté NaOH = 97 % .

8. Quelle est le rôle de l’indicateur coloré lors d’une réaction de neutralisation ?

Janvier 2017

Correction (TP Chimie 1)

Questions :


5. vrai.

6. Faux. Une pipette jaugée est plus précise qu’une éprouvette lors d’une prise d’un volume.

7. Faux. Une solution homogène est une solution qui possède une seule phase.

8. Faux. Un acide est une molécule capable de céder un ion H+ et non pas un H-.


2. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 8.3 ml on utilise : (la réponse c) une pipette

graduée de 20 ml.

3- L’erlenmeyer est un instrument employé comme : (la réponse a) lieu pour réaliser des

réactions.

Exercice N° 01


grammes de soufre :

1- Calculer la masse de sulfate de sodium nécessaire :

2 4 Na S OM Na SO = 2 M + M + 4 M = 23 2 + 32 + 4 16 =142 g / mol

Dans 142 g de Na2SO4 il y a 32 g de soufre.

Donc x g de Na2SO4 il y a 3.2 g de soufre. X= 14.2 grammes de Na2SO4. C’est une masse théorique.

Finalement : 2 4

théorique

Na SO

2 4

m 14.2m Na SO = 14.49 g

P 0.98

L’étudiant peut procéder autrement avec :

théo.

théo.2 4 M

M C V 142 1 0.1 n m 14.2m Na SO = 14.49 g avec C 1 M

P 0.98 V M V 142 0.1

3- Le protocole expérimental pour la préparation d’une solution avec un soluté solide :





solution. B- A partir de la solution précédente, le laborantin veut préparer une solution de 200 ml de

concentration 0.1 M :

3- Donnez les calculs ; Il s’agit d’une dilution : réelM

m 14.49C 1.02 M

M V 142 0.1

F FM M F F M

M

V C 200 0.1V C V C V 19.6 ml

C 1.01

.

M pour mère et F pour fille. Il faut prendre un volume de 19.6 ml de la solution mère et diluer

jusqu’un volume de 200 ml.

4- Le protocole expérimental d’une dilution :



un volume de 19.6 ml (une pipette ou une éprouvette de capacité égale ou supérieur à 20 ml), une pro-

pipette (pompe aspirante), entonnoir, une fiole de 200 ml, pissette d'eau distillée ….et enfin mélanger

pour homogénéiser la solution.

Exercice N° 02

3- Préparation d’un volume VF=100 ml d’une solution de NaOH NF=0.3 N à partir d’une solution

mère NM 1 N. Il s’agit d’une dilution car la normalité de la solution fille est inférieure de celle de la

solution mère.

4- Un volume de 10 ml d'acide chlorhydrique HCl de normalité inconnue est neutralisé par un

volume de 30 ml d'hydroxyde de sodium NaOH de normalité 0.3 N.

Déterminer la normalité et la concentration de l'acide chlorhydrique HCl :

b ba a b b a

a

V N 30 0.3V N V N N 0.9 N

V 10


b bN 0.3 N C 0.3 M car k 1 pour NaOH ;

théo.b b

réelleNaOH

n mC m M V C 40 0.2 0.3 2.4 g

V M V

m 2.4m 2.47 g

P 0.97

L’étudiant peut procéder autrement avec : M C V 40 0.2 0.3

m NaOH = 2.47 gP 0.97

5- L’indicateur coloré permet de définir le changement de la nature du milieu en changeant de

couleur.

Mars 2018



Le chlore nature est un mélange de deux isotopes de nombre de masse 35 et 37 g dont les masses

isotopiques sont respectivement 34.97 et 36.97 g. l'analyse chimique attribue au chlore la masse

atomique de 35.45 g/mol. Quelles sont les abondances isotopiques relatives de ces deux isotopes ?


L’argent 108 10847 Ag est un isotope radioactif qui peut se désintégrer en un noyau de

cadmium 10848Cd . Cette transformation s’accompagne de l’émission d’une particule X.

1- Ecrire la réaction de la désintégration de 10847 Ag en précisant la nature de la particule X.

2- On utilise un échantillon contenant 1. 1023 noyaux de 10847 Ag .

a- Calculer la constante de radioactivité, sachant qu’au bout de 25 secondes il ne reste que 0.9

1023 noyaux de 10847 Ag .

b- En réduire la période.

c- Calculer l’activité initiale de cet échantillon en Curie.

d- Calculer la masse de 10847 Ag au bout de 20 minutes.

Données : 123 10AVM Ag =107.868 g / mol ; N = 6.023×10 mol ; 1 Ci = 3.7×10 dps.


1- La fréquence seuil 0 de sodium est égale à 5.51 1014 s-1. Calculer l’énergie cinétique (eV) et la

vitesse des électrons qui seront éjectés si la surface de sodium est exposée à des radiations ultraviolets

dont la longueur d’onde serait égale à 200 nm.

2- Le spectre d’émission d’un ion hydrogénoide nZ X se compose de séries de raies dont les

longueurs d’onde (en mètre) vérifient la relation :9

2 21 2

1 1 10.176 10

n n

.

a- Déterminer le numéro atomique Z de cet ion hydrogénoide ainsi que sa charge.

b- Quelle est la variation de l’énergie de cet ion hydrogénoide lors de son passage (transition) de

l’état fondamental à l’état excité (n=3) ?

c- Calculer l’énergie d’ionisation de cet ion hydrogénoide à partir de l’état excité.

Données : 2 19 31 34

n e2

8 7 1H

13.6E Z eV ; 1 eV 1.602 10 J ; m 9.1 10 Kg ; h 6.62 10 J.s ;

n

C 3 10 m / s ; Cons tan te de Rydberg : R 1.1 10 m

.

Correction

Exercice 01

Soit X1 et X2 les abondances relative des isotopes 35Cl et 37 Cl .

i 1 2

i i 1 1 2 2

X 1 X X 1................ 1

M M X M X M X ......... 2

.

A partir de (1) :

2 1X 1 X .

1 1 2 1 1 1 2 2 1 1 1 2 2

21

1 2

2 1

2 .........M M X M 1 X M M X M M X M X M M M

M M 35.45 36.97X 0.76

M M 34.97 36.97

X 1 X 1 0.76 0.24

Exercice 02

1- La réaction :

108 108 047 48 1Ag Cd e

2- N0=1 1023noyaux.

a- à t =25 secondes on a N==0.9 1023noyaux. La constante de radioactivité :

23t 3 10

0 23

N1 1 1 10N N e ln ln 4.21 10 s

t N 25 0.9 10

b- La période :

3

ln 2 ln 2T 164.6 s

4.21 10

.

c- L’activité initiale en Curie :

203 23 20 13

0 0 0 10

4.21 10A N 4.21 10 1 10 4.21 10 dps A 1.14 10 Ci

3.7 10

d- La masse 10847 Ag au bout de 20 minutes :

323

t t 4.21 10 20 6000 23

AV

N M 1 10 107.868m m e e e 0.114 g

N 6.023 10

Exercice 03

1- L’énergie cinétique :

source 0 C 0 C C 0

34 814

19 9

C CE W E h h E E h

6.62 10 3 105.51 10 3.92 eV

1.602 10 200 10

La vitesse des

électrons :

834 14

_902 6

C e e 31e

3 10C 2 6.62 10 5.51 102h200 101

E m v v 1.175 10 m / s2 m 9.1 10

.

2-

a- Le numéro Z :

9 2 2 9H H2 2 2 2

1 2 1 2

1 1 1 1 10.176 10 R Z R Z 0.176 10 Z 4

n n n n

.L’hydrogénoide est

de type : Z 1

ZX la charge est : 3

.

b- Variation de l’énergie lors de la transition de l’état fondamental (n1=1) à l’état excité n2=3 :

3 1

13.6 13.6E E E 16 16 193.42 eV

9 1 .

c- Energie d’ionisation à partir de son état excité :

ioni 3 3

13.6E E E E 16 24.18 eV

9

Mars 2018



1. Choisissez "Vrai" ou "Faux" pour chacune des phrases suivantes :

a- L’incertitude est toujours donnée par la moitié de la plus petite division.

b- L’incertitude absolue et l’incertitude relative sont une indication de la précision de la mesure.

c- L’incertitude absolue et l’incertitude relative ont toujours la même valeur numérique.

2- Calculer l’erreur relative à partir de l’erreur absolue et indiquez la bonne réponse.

a- 100,0±0,1 : 1,0 0 ,1 0,0001

b- 250±2 : 0,8 2 0,008

c- 200±10 : 10 5 0,005

3- Indiquez la bonne réponse en tenant compte de la précision donnée.

a- 153,36±0,1 : 153 153,3 153,36 153,4 154

b- 210,5±1 : 210 211 210,5 200 220

c- 188,75±0,5 : 188 188,2 189,2 187,7 188,8

4- Quelle est la réponse à ce calcul ?

0,0786 0,034 1,02

1,03 1,01 2,1

a- 0,014

b- 0,0136

c- 0,01366

5- Quel est l’énoncé qui décrit le mieux la méthode des chiffres significatif parmi les

propositions suivantes :

a- La méthode des chiffres significatifs est une façon simple de signaler la précision d’une

mesure.

b- L’utilisation des chiffres significatifs ne présente que des inconvénients.

c- La méthode des chiffres significatifs ne peut être utilisée qu’en chimie.

d- La méthode des chiffres significatifs est plus précise que la méthode du calcul d’incertitude.


Le laborantin de notre faculté achète pour les travaux pratiques un colorant bleu, le bleu patenté E131.

La concentration C0 = 5,0 mol.L-1 de la solution achetée est bien trop forte pour les expériences à

réaliser. On réalise alors au laboratoire une dilution pour obtenir un volume v =100 mL d’une solution

de bleu patenté de concentration C = 0,10 mol.L-1.

1. Quel volume de solution mère faut-il prélever pour préparer la solution nécessaire aux TP ?

2. Détailler le protocole expérimental à suivre en précisant le matériel utilisé.

3. On prélève v' = 50 mL de la solution préparée. Calculer la quantité de matière de colorant prélevé.

Correction

Exercice 01

1. Choisissez "Vrai" ou "Faux" pour chacune des phrases suivantes :

a- Faux.

b- Vrai.

c- Faux.

2- Calculer l’erreur relative à partir de l’erreur absolue et encerclez la bonne réponse.

a- 0 ,1

b- 0,8

c- 5

3- Indiquez la bonne réponse en tenant compte de la précision donnée.

a- 153,36±0,1 : 153,4

b- 210,5±1 : 210

c- 188,75±0,5 : 188,8

4- Quelle est la réponse à ce calcul ?

0,0786 0,034 1,02

1,03 1,01 2,1

d- 0,014

5- Quel est l’énoncé qui décrit le mieux la méthode des chiffres significatif.

a- La méthode des chiffres significatifs est une façon simple de signaler la précision d’une

mesure.

Exercice 02 :

1- Au cours d’une dilution, la quantité de matière initiale de bleu patenté se conserve :

CM.VM = Cf.Vf

On a donc : VM = Cf.Vf / CM

Application numérique : VM = 0,10 . 0,100 / 5,0 = 2,0.10-3 L

Il faut donc prélever 2,0 mL de solution mère.

2) Protocole de la préparation de la solution diluée.

- A partir d’un bécher, on prélève 2mL de la solution mère à l’aide d’une pipette jaugée de 2 mL

préalablement rincée avec cette solution.

- On verse ce volume dans une fiole jaugée de 100 mL rincée initialement à l’eau distillée et contenant

un petit volume d’eau distillée (Il faut également rincer le bouchon).

- On complète le volume de la fiole à l’eau distillée jusqu’à ce que la base du ménisque se pose sur le

trait de jauge.

- On bouche la fiole et on l’agite pour homogénéiser.

3) La quantité de matière de bleu patenté contenue dans le volume v1 est donnée par :

n1 = Cf.vf1

Application numérique : n1= 0,10. 50.10-3 = 5,0.10-3 mol.

Mai 2018



1- Une masse de 100 grammes d’eau à une température de 60 °C et ajoutée dans un calorimètre

contenant initialement 100 grammes d’eau à 20°C. Calculer la température équivalente sachant que la

quantité de chaleur absorbée par le calorimètre est négligeable.

2- Dans une deuxième expérience 100 grammes d’eau à 20 °C sont ajoutée dans un calorimètre

contenant initialement 100 grammes d’eau à 60 °C. Calculer la valeur en eau du calorimètre sachant

que la température d’équilibre est égale à 41.81 °C.

3- Dans une troisième expérience une masse de plomb de 15 grammes à 80 °C est ajoutée dans le

calorimètre de l’expérience précédente contenant initialement 80 grammes d’eau à 20°C. Calculer la

nouvelle température d’équilibre sachant que : plomb eauC =129.5 J / Kg.K ; C = 4185 J / Kg.K .

Calculer la variation de l’entropie du mélange (eau + plomb).


On considère un gaz, que l’on peut assimiler à un gaz parfait occupant un volume de 8 litres, à 27 °C

sous une pression de 1 atmosphère (système fermé).

A. Le gaz est comprimé réversiblement et de manière isotherme jusqu’à ce que son volume soit 5

litres ; calculer :

1. La températures et pression finales.

2. La quantité de chaleur échangée avec le milieu extérieur et le travail effectué au cours de cette

transformation (en Joule).

3. Les variations d’énergie interne et enthalpie (en Joule).

B. Le gaz est comprimé réversiblement et de manière adiabatique jusqu’à ce que son volume soit 5

litres ; calculer :

1. La températures et pression finales.

2. La quantité de chaleur échangée avec le milieu extérieur et le travail effectué au cours de cette

transformation (en Joule).

3. Les variations d’énergie interne et enthalpie (en Joule).

Données : vC = 5 Cal / mol.K ; R 2 Cal / mol.K .


La combustion de l’ammoniac se fait selon la réaction suivante :

0

3 2 R 2 2

3NH g O g h 765 KJ N g 3 H 0 l

2

1. Calculer l’enthalpie de cette réaction à 350K ?

2. Calculer l’enthalpie de formation standard de NH3 (g) ?

3. Calculer l’énergie de la liaison N-H dans NH3 ?

Données :

composé NH3 (g) O2 (g) N2 (g) H2O (l)

0

fh KJ / mol -286

Cp J / mol.K 35.1 29.4 29.1 75.2

0 0

L 2 L 2h H 436 KJ / mol ; h N 964 KJ / mol

Correction


1- La température d’équilibre :

i C f

c c f fc eau eq c f eau eq f eq

c f

Q 0 Q Q 0

100 60 100 20m T m Tm C T T m C T T 0 T 40 C

m m 200

2- La valeur en eau du calorimètre :

i C f cal

c eq c f eq f

c eau eq c f eau eq f eau eq c

eq c

Q 0 Q Q Q 0

m T T m T Tm C T T m C T T MC T T 0 M

T T

100 41.81 60 41.81 2019.90 g

41.81 60

Remarque : le calorimètre prend la température de l’eau chaude comme température initiale car c’est

l’eau froide qui est ajoutée sur l’eau chaude.

3- La nouvelle température d’équilibre avec le plomb :

i eau pb cal

eau eau pb pb pb

eau eau eq eau pb pb eq pb eau eq eau eq

eau pb pb

Q 0 Q Q Q 0

m M C T m C Tm C T T m C T T MC T T 0 T

m M C m C

80 19.90 4185 20 15 129.5 8020.27 C

4185 80 19.90 15 129.5

La variation de l’entropie du mélange (eau + plomb) :

eq eq

m eau plomb eau eau plomb plombinitial initial

eau plomb

T TS S S m C Ln m C Ln

T T

20.27 273 20.27 27380 4.185 Ln 15 0.1295 Ln 0.052 J / K

20 273 80 273


A- Transformation isotherme :

1- Une transformation isotherme donc : 1 2T = T = 27°C . Pour un G.P. :

1 1 1 1 2 2 2 2 1 2P V = n RT et P V = n RT et n n système fermé donc :

1 1 2 2 12 1

1 2 2

P V P V V 8= P P 1 1.6 atm.

RT RT V 5

2- Calcul de Q et W :

Transformation isotherme donc : U W Q 0 W Q

5 32 21 1

1 1

V VnRT 5W PdV dV nRTln P V Ln 1 1.013 10 8 10 Ln 380.89 J

V V V 8

Q W 380.89 J .

Il est possible de faire le calcul autrement avec les pressions par exemple mais l’étudiant devra

aboutir au même résultat.

3- Calcul de U et h :

U h 0 (Transformation isotherme).

B- Transformation adiabatique :

1-

1.4

11 1 2 2 2 1

2

V 8P V P V P P 1 1.93 atm.

V 5

sachant :

Cp R Cv 2 51.4

Cv Cv 5

.

1 1.4 1

1 1 11 1 2 2 2 1

2

V 8T V T V T T 27 273 362.05 K

V 5

.

2- Calcul de Q et W :

Transformation adiabatique donc Q=0.

5 3

2 2 1 11.013 10 10 1.93 5 1 8P V P V

W 417.86 J1 1.4 1

.

Il est possible de faire le calcul autrement avec la 1ère loi de Joule par exemple mais l’étudiant devra

aboutir au même résultat.

3- L’énergie interne et l’enthalpie :

U W Q W 417.86 J ;

h U 1.4 417.86 585 J

.


0

3 2 R 2 2

32 NH g O g h 765 KJ N g 3 H 0 l

2

1- L’enthalpie de la réaction à 350K :

0

0

T

TT

R R

T

h h Cp dT . Loi de Kirchoff.

2 3 22i i H O l NH g O gN g

3Cp n Cp Cp 3 Cp 2 Cp Cp 140.4 J / K

2

0 0

0

T

T TT 3

R R R 0

T

h h Cp dT h Cp T T 765 140.4 10 350 298 757.7 KJ

2- L’enthalpie de formation standard de NH3 (g) :

0 0 0

0 0 0 0

0 0 0 0 0

T T T

R i f i f

T T T T

f 2 f 2 f 2 f 3

T T T T T

f 2 f 3 f 3 R f 2

h n h produits n h réactif

3h N g 3 h H O l h O g 2 h NH g

2

13 h H O l 2 h NH g h NH g h 3 h H O l

2

1765 3 286 46.5 KJ / mol

2

3- Calculer l’énergie de la liaison N-H dans NH3 :

0T

2 2 f 3 3

1 3N g H g h NH g NH g

2 2

N(g) + 3 H(g)

0T

L 2

1h N g

2

0T

L 2

3h H g

2

0T

L3 h N H g

0 0 0 0

0 0 0 0

T T T T

f 3 L L 2 L 2

T T T T

L f 3 L 2 L 2

3 1h NH g 3 h N H g h H g h N g 0

2 2

1 3 1h N H g h NH g h H g h N g

3 2 2

391.16 KJ / mol

Juin 2018



Soit l’équilibre :

1

2 22

1CO g O g CO g ; H 67.7 Kcal

2

Comment se déplacera l’équilibre si :

1. On augmente la température.

2. On augmente la pression.

3. On ajoute une quantité de CO2(g).


Connaissant la chaleur massique de l’eau liquide : eauC = 4185 J / Kg.K , évaluer la chaleur massique

de fusion de la glace. Dans un calorimètre adiabatique on place 175 grammes d’eau à 30 °C et 5

grammes de glace à 0°C. On constate que la température d’équilibre est de 27 °C.


La réaction de combustion de 104 grammes d’acide malonique cristallisé est donnée par :

3 4 4 2 2 2C H O s 2 O g 3 CO g 2 H 0 l .

Cette réaction est accompagnée d’une variation d’énergie interne égale à -865.7 KJ lorsqu’elle est

réalisée à volume constant et à la température de 25 °C. Calculer la chaleur de combustion à pression

constante de l’acide malonique à cette même température. Donnée : R 8.31 J / mol.K .


Calculer les variations d’enthalpie et d’entropie lorsqu’une mole d’iode solide à 25°C se vaporise à

184°C. Données :

2

2 2 2

I

2 2 fusion

I I I

fusion vaporisation vaporisation

P 1 atmosphère; Cp I ,solide 54.6 J / mol.K; Cp I ,liquide 81.5 J / mol.K; H 15.633 KJ / mol;

T 113.6 C; H 25.498 KJ / mol; T 184 C.

Correction


Soit l’équilibre :

1

2 22

1CO g O g CO g ; H 67.7 Kcal

2

1. On augmente la température : l’équilibre se déplacera dans le sens endothermique, donc le sens 2

(inverse).

2. On augmente la pression : l’équilibre se déplacera dans le sens de la diminution du nombre de

moles gazeux, donc le sens 1 (directe).

3. On ajoute une quantité de CO2(g) : l’équilibre se déplacera dans le sens de la consommation de

l’espèce, donc le sens 2 (inverse).


i eau glace

eau eau eq eau glace eau eq 0

eau eau eq eau glace eau eq 0 glace fusion fusion

glace

Q 0 Q Q 0

m C T T m C T Tm C T T m C T T m L 0 L

m

175 4.185 27 30 5 4.185 27 0326.43 J / g

5

La chaleur absorbée par le calorimètre est négligée.


3 4 4 2 2 2C H O s 2 O g 3 CO g 2 H 0 l

La masse molaire de l’acide 3 4 4C H O : M 3 12 4 4 16 104 g / mol

La réaction s’effectue à volume constant, la variation de l’énergie est :

VQ U 865.7 KJ / mol H U nRT .

A volume constant et à pression constante cette relation devient : p VQ Q nRT

avec : n 3 2 1 . On considère uniquement les espèces en phase gazeuse.

Donc finalement : pQ 863.2 KJ / mol .

Etat initial :

M1=5 g de glace à 0

°C

M2=175 g d’eau à 30

°C

Etat final :

M1+M2=180 g d’eau à 27°C


Schéma :

I2 I2(s-l) I2(l-v)

T1=25°C T2=113.6°C T3=184°C

h1 est le passage d’une mole d’iode solide de 25 à 113.6 °C.

h2 correspond à la fusion d’une mole d’iode solide à 113.6 °C.

h3 est le passage d’une mole d’iode liquide de 113.6 à 184 °C.

h4 correspond à la vaporisation d’une mole d’iode liquide à 184.6 °C.

2 2 2 2

sol fusion liq vap

1 2 3 4 I 2 1 I I 3 2 I

3 3

h h h h h h n Cp T T n H n Cp T T n H

h 1 54.6 386.6 298 1 15.633 10 1 81.5 457 386.6 1 25.498 10 51706.16 J

S1 est le passage d’une mole d’iode solide de 25 à 113.6 °C.

S2 correspond à la fusion d’une mole d’iode solide à 113.6 °C.

S3 est le passage d’une mole d’iode liquide de 113.6 à 184 °C.

S4 correspond à la vaporisation d’une mole d’iode liquide à 184.6 °C.

2 2

2 2

fusion vap

I Isol liq 321 2 3 4 I I

1 2 2 3

3 3

n H n HTTS S S S S S n Cp Ln n Cp Ln

T T T T

386.6 15.633 10 457 25.498 10S 1 54.6 Ln 1 1 81.5 Ln 1 124.07 J / mol.K

298 386.6 386.6 457

Solide Liquide Vapeur

1 1S et h 2 2S et h

3 3S et h 4 4S et h

Janvier 2019


Exercice 01 : (04 Points)

Partie A :

L’élément Astate (At) est constitué de deux isotopes 210

85At et 212

85At . La masse atomique de chacun est

respectivement 209.64 uma et 211.66 uma. Calculer l’abondance relative des deux isotopes sachant

que la masse atomique de l’astate (At) est de 210.197 uma.

Partie B :

L’azote 14

7N est bombardé par une particule pour former de l’oxygène 17

8O .

1. Ecrire la réaction nucléaire.

2. Calculer en MeV, l’énergie libérée par une mole d’azote selon la réaction ci-dessus.

Données :

4 17 14

2 8 7

23 1

AV

m He 4.0026 uma ; m p 1.007535 uma ; m O 16.9991 uma ; m N 14.0031 uma ;

N 6.022 10 mol .


Entre les plateaux d’un condensateur se trouve une gouttelette d’huile de rayon R égal à 6.5×10-6 m et

porte une charge de 50 électrons.

1. Présenter les forces et l’axe de projection sur un schéma.

2. Calculer l’intensité du champ électrique nécessaire pour immobiliser la gouttelette. On néglige la

poussée de l’air sur la gouttelette.

Données : 3 2 19963 Kg / m ; g 9.81 m / s ; e 1.602 10 C .


L’électron de l’atome d’hydrogène se trouve sur le niveau énergétique n=3.

1. Calculer l’énergie de cet électron sur ce niveau ainsi que le rayon de son orbite.

2. Calculer la longueur d’onde qui provoque l’ionisation de l’hydrogène à partir de ce niveau.

Calculer l’énergie en eV du photon incident.

3. A partir de ce niveau (n=3), l’hydrogène émet un photon de longueur d’onde égale à 654.54 nm,

sur quel niveau se trouve l’électron après l’émission ? A quelle raie appartient cette série ? Calculer la

fréquence de cette radiation ?

4. L’électron d’un hydrogénoide subit la même transition que celle de l’hydrogène en émettant une

radiation de longueur d’onde égale à 40.9 nm, calculer le numéro atomique Z de cet hydrogénoide.

Données :

0

7 1 9 2 8

H n n2

34 2 19

H 2 2

1 2

13.58R 1.1 10 m ; E H eV ; 1nm 10 m ;r H 0.53 n A ; C 3 10 m / s ;

n

1 1 1h 6.62 10 J.s ; R Z ; 1eV 1.602 10 C

n n

.


Soit les éléments suivants : 29Cu ; 35 Br ; 42 Mo ; 54 Xe

1. Donner la structure électronique de ces éléments et représenter au moyen des cases

quantiques les électrons de la couche externe.

2. Donner la période et le sous-groupe de chaque élément. Situer ces éléments dans le

tableau périodique.

3. Parmi ces éléments :

a- Quel est le plus stable ? Pourquoi ?

b- Lesquels sont des métaux de transitions ? Justifier votre réponse.

4. Attribuer les valeurs des rayons atomiques et des énergies d’ionisation des éléments

suivants : 29Cu ; 35 Br ; 42 Mo .

0

Ra A

1.15 1.35 1.45

iE eV

7.10 7.74 11.81

Correction


Partie A :

Soit x1 et x2, les abondances relatives des deux isotopes, tel que la somme de X1 et X2 est de

100%.

La masse moyenne calculée à partir des deux isotopes est :

i iA XM

100

, avec A1 = 209,64 u.m.a et A2 = 211,66 u.m.a

On forme le système de deux équations par lequel on détermine les deux inconnus X1 et X2.

i 1 2X 100 X X 100 1

i i 1 1 2 2A X A X A X

M M 2100 100

1 21 X 100 X , en remplaçant l’expression de x1, soit (100 - X2) dans l’équation (2) on

aboutit aux valeurs de X2 et X1 : 209,64 (100 - X2) + 211,66. X2 = 210,197×100

X2 = 28% ( At212

85 ) et X1 =100 - x2 = 72% ( At210

85 )

Partie B :

L’isotope qui subit le bombardement par la particule α est le N14

7

HOHeN 1

1

17

8

4

2

14

7

2.CmE

umaHemNmHmOmm 000935,0)0026,40031,14()007535,19991,16(4

2

14

7

1

1

17

8

A.N : 13E 1,39689.10 J , pour un atome d’Azote.

L’énergie qui se dégage de la transmutation d’une mole d’azote est : 13 23 10E 1,3464.10 6,022.10 8,412 10 J

23E 5,251.10 MeV


La loi de Newton permet de calculer le bilan des forces suivant :

eF m F P 0 ; 0 car vitesse nulle

Après projection sur l’axe Ox on a : e eF P 0 F P avec :

La force électrostatique : eF qE

Le poids de la gouttelette : 34

p mg R g3

Remarque : La gouttelette étant en équilibre, immobile, présente une force de frottement nulle, la

vitesse qui est également nulle : sR 6 Rv 0 .

Le bilan : eF P qE mg d’où :

3

3 6

5

19

4 4R g 6.5 10 963 9.81mg 3 3E 13.56 10 V / mq 50 e 50 1.602 10


1. Energie et le rayon de l’orbite n=3 :

Hn 32

EE E 1.51 eV

n

02

n 0 3r a n r 4.77 A

2. Energie d’ionisation à partir du niveau n=3 : i 3 3E E E E 1.51 eV

L’énergie du photon incident responsable de la transition :

i

34 87

H19 2 2

1 2

h CE E h 1.51 eV

h C 6.62 10 3 10 1 1 1ou R 8.21 10 m

E 1.51 1.602 10 n n

avec n1=3 et n2=

+++++++++++++++++

++++++++

Fe

P

Ox

3. Avec n2=3 :

H 12 2

1 2

1 1 1654.54 nm R n 2

n n

. Cette raie appartient à la série de Balmer.

814 1

9

C 3 104.58 10 s

654.54 10

4. Pour un hydrogénoide :

2

H 2 2

1 2

1 1 1R Z Z 4

n n

Sachant =40.9 nm.


1. La structure électronique :

2 2 6 2 6 1 10

29Cu : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d

2 2 6 2 6 2 10 5

35Br : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P

2 2 6 2 6 2 10 6 1 5

42Mo: 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6

54Xe: 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P

Les cases quantiques des électrons de la couche externe :

29 Cu : 4S1

35 Br : 4S24P5

42 Mo : 5 4d55S1

5S25P6 54 Xe

2. Le Tableau périodique : Période et s/groupe

29Cu : P : 4 S/G : Ib

35 Br : P : 4 S/G : VIIA

42 Mo : P : 5 S/G : VIb

54 Xe : P : 5 S/G : VIIIA

Donc :

VIb Ib VIIA VIIIA

1

2

3

4 Cu Br

5 Mo Xe

3. Stabilité :

a- L’élément le plus stable est le Xe (Xénon) car il possède la cinquième couche périphérique

saturée.

b- Seul le molybdène est un métal de transition car il possède la sous couche d incomplète.

4. Classement :

Les rayons atomiques : 0

Ra Mo 1.45 A ; 0

Ra Cu 1.35 A ; 0

Ra Br 1.15 A .

Ra Mo Ra Cu Ra Br :

Il augmente le long d’une colonne de haut en bas et de droite à gauche dans une période.

L’énergie d’ionisation évolue inversement au rayon atomique :

i i iE Mo E Cu E Br . Donc : iE Mo 7.10 eV ; iE Cu 7.74 eV ; iE Br 11.81 eV .

Janvier 2019


Questions : (09 Points)



2. La pesée d’un produit est une mesure indirecte.

3. La surface d’une plaque de 10 cm de longueur et de 2 cm de largeur est une mesure directe égale à

20 cm2.

4. Le but de l’expérience de Millikan est le calcul des vitesses des électrons.

5. (V=120 ml ± 2 ml) indiquant que la valeur réelle du volume varie de 118 à 122 ml.

6. Le calcul des incertitudes permet d’avoir une marge de sécurité sur les résultats expérimentaux.

7. Mettre 4 g de NaOH dans une fiole jaugée de 100 ml et compléter à la jauge avec de l’eau distillée

jusqu’à dissolution totale pour préparer une solution de 100 ml à 1M. On donne la masse moléculaire

de NaOH égale à 40 g/mol et la pureté égale à 98%. Justifier votre réponse.

8. Prendre 10 ml d’une solution HCL 1N à compléter avec de l’eau distillée à un volume de 100 ml

dans une fiole jaugée de 100 ml pour préparer une solution de 100 ml de HCl à 0.2 N. Justifier votre

réponse.

9. La concentration molaire est égale à la normalité pour une solution de l’acide phosphorique

(H3PO4).


Dans une expérience de Millikan au laboratoire une goutte d’huile de rayon r se trouve entre les

plaques d’un condensateur. Elle est immobilisée dans l’air pour une intensité du champ électrique de

32713V/m. Déterminer la charge et le nombre d’électrons qu’elle porte.

Données : 3 3 2 19 6

huile air963.39 Kg / m ; 1.21 Kg / m ; g 9.81 m / s ; e 1.602 10 C ; r 1.45 10 m


1. Uns solution de 1 litre de H2SO4 1 M est préparée à partir de de l’acide sufurique pur de masse

moléculaire M, de masse volumique ρ et de degré de pureté P. Calculer le volume pur de la l'acide

sulfurique nécessaire à cette préparation.

2. La soutlion 1M est employée pour prépaper 50 ml une solution 0.5 M. Comment s’appelle cette

préparation ? Calculer le volume nécessaire de la solution 1M nécessaire.

3. Un volume de 6,5 ml d’une solution de H2SO4 0,5 M pris par une pipette graduée est neutralisé par

un volume V (ml) d’une solution de NaOH contenu dans une burette. Cette neutralisation a été refaite

trois trois (03) fois.

a. Calculer la normalité et la concentration de la solution de NaOH.

b. Calculer l’incertitude de la normalité de la solution de NaOH. Présenter le résultat.

On donne :

Incertitude absolue sur le volume de la pipette graduée : ΔV=0,02 ml.



Essai 1 2 3

V NaOH (ml) 6,7 6,9 6,8

Pour H2SO4 pur : M= 98,078g/mol. ρ = 1800Kg/m3. P=98,00%.

Correction

Question :

1. Faux. 3 6 3m V 1.3 10 20 10 26 10 Kg 26g .

2. Faux. La pesée est une mesure directe.

3. Faux. La surface est une mesure indirecte.

4. Faux. L’expérience de Millikan permet de déterminer la charge des électrons.

5. Vrai.

6. Vrai.

7. Faux. La masse est : M C V 40 1 0.1

m 4.08gP 0.98

.

8. Faux. M M F FC V C V 10 1 100 0.2 Pas possible. Donc il faut prendre :

F F

M F F

M

C V 100 0.2V C V 20ml

C 1

de la solution mère.

9. Faux. La concentration est trois fois la normalité car : 2H O

3 4 3H PO 3 HO .....


La goutte d’huile est immobile donc :

F 0 F P F A 0

+++++++++++++++++

++++++++

Fe

Ox

A

Remarque : goutte immobile dans l’air : la résistance est nulle mais

La poussée d’Archimède n’est pas négligeable.

La projection donne donc :

3

huile air

36

18

18

19

4R g

P A 3P F A qE P A qE E

41.45 10 963.39 1.21 9.81

3 3.68 10 C q n e32713

q 3.68 10n 23 électrons

e 1.602 10


1. Volume pure de l’acide sulfurique :

2 4H SO

pur

M C V 1 1 98.078V 0.056 litres 56ml

P 0.98 1800

.

2. Il s’agit d’une dilution.

Le volume nécessaire de la solution 1M (mère) nécessaire pour préparer 50ml de la solution 0.5M

(fille) :

f f

M M f f M

M

C V 50 0.5C V C V V 25ml

C 1

3. Réaction de neutralisation :

a. Normalité et concentration de NaOH :

b

b

moyen a a

a a b b bmoyen

2 4 a a

N V 6.5 1N V N V N 0.96 N C 0.96 M car NaOH OH

6.8V

sachant : H SO 2H donc N 2 C 0.5 2 1N

et : b

moyen iV 6.7 6.8 6.9V 6.8 ml

n 3

b. Calculer l’incertitude de la normalité de la solution de NaOH :

inst manp inst

b b b a aV V V 0.05 0.1 0.15ml ; V V ; sachant :

manp.1 1 moy manp.2 2 moy manp.3 3 moy

b b b b b b b b b

manp

b

V V 6.7 6.8 0.1ml ; V V V 6.8 6.8 0ml ; V V V

6.9 6.8 0.1ml donc V 0.1 ml

b

b

moy

moyen a a a a b

a a b b b bmoyen moy

a a b

N V N V V 0.3 0.02 0.15N V N V N N N 0.96 0.027 N

N V 100 6.5 6.8V V

Présentation du résultat : bN 0.960 0.027 N ou bien bN 0.96 0.03 N .

Avril 2019



1. Compléter la réaction nucléaire suivante :

35 35

16 17S Cl ....

2. La période du soufre 35

16S radioactif est de 88 jours. Calculer la masse de soufre non désintégrée

après 176 jours sachant que la masse de soufre de départ est de 1 gramme.

3. L’énergie dégagée lors de la réaction nucléaire :

3 1 1 3

2 0 1 1He 1 n P H

Est de 0.76 MeV. Quelle est la masse réelle de 3

2 He ?

Données :

8 6 1 1

0 1

3 19

1

C 3 10 m / s ; 1 MeV 10 eV ; m n 1.00867 uma ;m p 1.00783 uma ;

m H 3.01605 uma ; 1 eV 1.602 10 J.


Une radiation de longueur d’onde 0.1015 nm provoque l’ionisation d’un atome hydrogénoïde

initialement à l’état fondamental.

1. Calculer la charge nucléaire Z et l’énergie d’ionisation de cet hydrogénoïde en eV.

2. Calculer le rayon de l’orbite électronique de cet atome hydrogénoïde, pris dans son premier état

excité selon le modèle de Bohr.

Données :

2 1 34 8 19

H H2 2

1 2

2 0

n

1 1 1R Z ; R 109700 cm ; h 6.62 10 J.s ; C 3 10 m / s ; 1 eV 1.602 10 J

n n

0.54 na en A

Z


Soient les éléments : 37 42 49 52Rb ; Mo ; In ; Te

1. Donner la configuration électronique de chaque élément.

2. Situer chaque élément dans le tableau de Mendeleïev en indiquant : la période et le sous-groupe.

3. Classer ces éléments par ordre de l’énergie première d’ionisation croissante.

4. Classer ces éléments par ordre d’électronégativité croissante.

5. Donner les quatre nombre quantique du dernier électron de l’élément In.

Correction


1. Compléter la réaction nucléaire :

35 35 0

16 17 1S Cl e

2. La masse du soufre non désintégrée (restante) :

ln 2ln 2 ln 2

176t tt 88T T

0 0 0m m e m e m e 1 e 0.25 grammes

3. La masse de 3

2He :

2

produits réactifs2 2

réactifs produits He n p H He p H n2 2 2

6 19

He 28 27

E EE m C m m m

C C

E E Em m m m m m m m m m

C C C

0.76 10 1.602 10m 1.00783 3.01605 1.00867 3.0144 uma

3 10 1.66 10


1. La charge de cet atome hydrogénoïde notée Z :

2 2

H 2 2

1 2

H H2 2 2 2

1 2 1 2

2 1_ 9

2

1 1 1 1 1R Z Z Z

n n 1 1 1 1R R

n n n n

1Z 30 ; inisation n n 1 état fondamental

110970000 0.1015 10

1

L’énergie d’ionisation :

2 34 8 2 15

I H 2 2 2

1 2

15

19

34 8 1515

9 19

h C 1 1 1E h C R Z 6.62 10 3 10 10970000 30 1.96 10 J

n n 1

1.96 1012214 eV ou bien :

1.60210

6.62 10 3 10 1.96 101.96 10 J 12214 eV .

0.1015 10 1.60210

Le rayon de l’orbite du premier état d’excitation donc n=2 :

2 2 00

n 2

a n 0.54 2a a 0.072A

Z 30


1. Les configurations électroniques des éléments :

2 2 6 2 6 2 10 6 1

37 Rb : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S

2 2 6 2 6 2 10 6 1 5

42Mo : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 3d

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 1

49In : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 4

52Te : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P

2. Période et sous-groupe :

37 Rb : P=5 et S/G=IA

42 Mo : P=5 et S/G=VIB

49 In : P=5 et S/G=IIIA

52Te : P=5 et S/G=VIA

IA VIB IIIA VI

1

2

3

4

5 Rb Mo In Te

3. énergie d’ionisation :

Ei(Rb) < Ei(Mo) < Ei(In) < Ei(Te)

4. électronégativité :

Elec(Rb) < Elec (Mo) < Elec (In) < Elec (Te)

5. les nombres quantiques : 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 1

49In : 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P

Électron de 5p1 :

n = 5

l =1

m =-1

s = 1/2 ou -1/2

Avril 2019


Exercice N01 (06 points) :

Nommez et donnez la fonction des verreries représentées ci-dessous :

(a) (b) (c)


Cochez la ou les bonnes réponses en justifiant votre réponse :

1. Par titrage, 12 ml de NaOH, 0,1 mol/l sont nécessaire pour neutraliser 20,0 ml de H2SO4

de concentration inconnue. Quelle est la concentration de H2SO4 ?

a) 0.03 mol/l.

b) 0.06 mol/ l.

c) 0.01 mol/l.

2. Pour préparer une solution de 200 ml de NaOH 0.4 M il faut peser une masse de :

a) 4 g de NaOH.

b) 3.29 g de NaOH.

c) 3.20 g de NaOH.

Si on considère que la masse molaire de NaOH est de 40 g/mole avec une pureté de 97%.

3. Pour Préparer par dilution une solution de 300 ml de HCl 0.1 M il faut prendre un volume

de :

a) 30 ml de HCl 1M à diluer.

b) 20 ml de HCl 1.5M à diluer.

c) 15 ml de HCl 2M à diluer.

4. Pour prélever, en une seule prise, un volume de 5.7 ml on utilise :








On considère que l’eau entre dans un échangeur de chaleur de température eT de

50.0 1.0 °C et sort à la température sT de 40.0 1.0 °C. Si le débit massique m de l’eau

dans l’échangeur est de 360 kg/h et l’erreur relative sur cette mesure est de 1% :

1. Quel serait le flux de chaleur Q transféré dans cet échangeur ?

2. Quelle serait l’incertitude sur ce flux ?

3. Représenter le résultat.

On donne : e S eauQ m Cp T T ; Cp 4.18 KJ / kg.K

Correction

Questions (06 points) :

a- La burette :

C’est un tube de verre cylindrique gradué en dixième de cm3, fixé par un support. Il se termine

par un caoutchouc et un tube effilé, ou bien un robinet et un tube effilé. Elle est utilisée pour

ajouter un volume défini ou à définir.

b- L’éprouvette graduée :

C’est un tube en verre de diamètre constant. Elle est utilisée pour prélever rapidement un

volume avec une faible précision.

c- La fiole jaugée :

C’est une sorte de ballon en verre ayant un long col étroit. Sa capacité est rigoureusement

déterminée (la jauge). Elle est utilisée pour la préparation des solutions.


1. La bonne réponse est la réponse a) car :

Alors CA= 0.03M en H2SO4 car 2 4H SO 2 H .

2. La bonne réponse est la réponse b) car :

de NaOH

3. Les trois propositions sont bonnes car :

.

4. La bonne réponse est la réponse c) :

Les deux autres propositions (a et b) ne conviennent pas : la pipette jaugée ne peut prendre qu'un

volume fixe de 10 ml. L'éprouvette de 5 ml est de capacité inférieure. Il n'est pas donc possible de

prendre 5.7 ml en une seule prise. Donc Seule la pipette graduée de 20 ml peut prendre un volume de

5.7 ml.

5. La bonne réponse est la réponse a) :

L'erlenmeyer ne peut être utilisé pour prendre avec une excellente précision des volumes car il

ne possède pas de graduation mais juste des indications approximatives de volume.


1. Calcul du flux de chaleur Q :

e S

360Q m Cp T T 4180 50 40 4180 W

3600 .

2. L’erreur sur le flux :

s e

s e

s e s e

s e

s e s e

LnQ Ln m Ln Cp Ln T T

dT dTdQ dm dCp

Q m Cp T T T T

T TQ m

Q m T T T T

Q0.01 0.1 0.1 0.21

Q

Q 877.8 W

Finalement : Q 4180.0 877.8 W

Remarque : m Cp 0 . Pas d’incertitude sur les valeurs du débit massique et la capacité

calorifique de l’eau.

Juin 2019



Un calorimètre contient une masse de 250 grammes d’eau. La température initiale de l'ensemble est

18°C. On ajoute une deuxième masse de 300 grammes d'eau à la température 80°C. Quelle serait la

température d'équilibre thermique de l'ensemble si la capacité thermique du calorimètre et de ses

accessoires était négligeable ?

On mesure en fait une température d'équilibre thermique de 50°C. Déterminer la capacité thermique

du calorimètre et des accessoires. On donne : liquide

eauCp 4185 J / Kg.K


Une mole de gaz parfait parcourt le cycle représenté ci-dessous. Compléter les tableaux suivants, les

transformations étant supposées irréversibles en donnant le détail pour chaque calcul.

Données : 5Cv 12.5 J / mol.K ; R 8.31 J / mol.K ; 1 atm 1.013 10 Pa.


Etat

P (bar)

V (l)

T (K)

1 22.414 273.15

2 22.414 546.3

3 44.828 546.3

Etape

Nature de

transformation

W(J)

Q(J)

U(J)

A

B

C

cycle cyclique

1 2

3

A

B C

V (l)

T (K)

44.8

22.4

273.15 546.30

1- Déterminer la variation d’enthalpie de la réaction de combustion de l’ammoniac gazeux à 298 K :

3 2 2

5 3NH g O g NO g H 0 g

4 2

2- En déduire la variation d’énergie interne associée à cette réaction à 298 K.

3- Calculer l’énergie de dissociation de la liaison N-H dans NH3 connaissant les énergies de

dissociation de N2(g) et H2(g).

Données :

0 0

f 2 vap 2l l

0 0

f 3 fgg

0 0

dissociation 2 dissociation 2g g

H H 0 68.38 Kcal / mol ; H H 0 10.53 Kcal / mol

H NH 11.05 Kcal / mol ; H NO 21.52 Kcal / mol

H N 225 Kcal / mol ; H H 103.2 Kcal / mol

R 2 Cal / mol.K

Correction


1- On néglige la chaleur absorbée par le calorimètre :

liq 1 liq 1

1 2 1 eau eq 1 2 eau eq 2

1 1 1 2 2eq

1 2

Q 0 Q Q 0 m c T T m c T T 0

250 18 300 80m T m TT 51.82 C

m m 550

2- On considère la chaleur absorbée par le calorimètre :

liq 2 liq 2 2

1 2 cal 1 eau eq 1 2 eau eq 2 cal eq 1

liq 2 liq 2 31 eau eq 1 2 eau eq 2

cal 2

eq 1

Q 0 Q Q Q 0 m c T T m c T T C T T 0

m c T T m c T T 250 4185 50 18 300 4185 50 80 10C

50 18T T

130.78 J / K


1- Compléter le tableau :

Etat

P (bar)

V (l)

T (K)

1 0.99 22.414 273.15

2 1.99 22.414 546.3

3 0.99 44.8 546.3

Sachant : n=1

Calcul des pressions (tableau 1) :

11 1 1 1

1

nRT 1 0.082 273.15P V nRT P 0.99 1 atm.

V 22.414

22 2 2 2

2

nRT 1 0.082 546.3P V nRT P 1.99 2 atm.

V 22.414

33 3 3 3

3

nRT 1 0.082 546.3P V nRT P 0.99 1 atm.

V 44.8

Calcul des énergies (tableau 2) :

A : chauffage isochore car la température augmente à volume constant.

B : détente isotherme car le volume diminue à température constante.

C : refroidissement isobare car la température démunie à pression constante.

Le calcul des chaleurs :

Chauffage isochore :

A V 2 1Q Q n Cv T n Cv T T 1 12.5 546.3 273.15 3414.38 J

Détente isotherme :

3 2B T

2 3

V P 44.8Q Q n R T Ln n R T Ln 1 8.31 546.3 Ln 3143.88 J

V P 22.414

Refroidissement isobare :

C p 3 1Q Q n Cp T n Cp T T 1 20.81 273.15 546.3 5684.25 J

Etape

Nature de transformation W (J) Q (J) U (J)

A Chauffage isochore 0 3414.38 3414.38

B Détente isotherme 3143.88 3143.88 0

C Refroidissement isobare 2245.02 5684.25 3437.82

Cycle Cyclique 898.86 874.01 24 0

négligeable

Sachant : R Cp Cv Cp R Cv 8.31 12.5 20.81 J / mol.K

Le calcul des travaux :

Chauffage isochore : AW 0 J car V cte.

Détente isotherme : B BW Q 3143.88 J

Refroidissement isobare :

5 3

C 1 3W P V V 0.99 22.414 44.8 1.013 10 10 2245.02 J

Pour le cycle :

A B CQ Q Q Q 874.01 J

A B CW W W W 898.86 J

A A AU W Q 3414.38 J

er

B B BU W Q 0 J isotherme ;1 principe

C C CU W Q 3437.82 J

Cycle A B CU U U U W Q 24 J


1- Enthalpie de la réaction de combustion de NH3 :

0

3 2 comb 2

5 3NH g O g H NO g H 0 g

4 2

0 0 0 0

com 3 réaction form form

0 0 0

form form formg g g

H NH H H produits H réactifs

3 3H H H 21.52 57.85 11.05

322 2

54.205 KCal / mol

NHH 0N0

Sachant :

0

2 vap 2

0 0 0 0 0 0

vap 2 for for for vap 2 for

g l g l

H O l H H O g ;

H H 0 H H H H H 0 H2 2 2 2

10.53 63.38 57.85 KCal / mol

H 0 H 0 H 0 H 0

2- La variation de l’énergie interne :

0 0 0 0

réac réac réac réac

3

H U n R T U H n R T

154.205 2 10 298 54.354 KCal / mol

4

Sachant : 2 3 2

produits réactifs NO g H 0 l NH g O g

3 5 3 5 1n n n n n n n 1 1

2 4 2 4 4

3- Calculer l’énergie de la liaison N-H dans NH3 :

0T

2 2 f 3 3

1 3N g H g h NH g NH g

2 2

N(g) + 3 H(g)

0 0 0 0

0 0 0 0

0 0 0

T T T T

f 3 L for 2 for 2

T T T T

L f 3 for 2 for 2

T T T

f 3 diss 2 disso 2

d

3 1h NH g 3 h N H g h H g h N g 0

2 2

1 3 1h N H g h NH g h H g h N g

3 2 2

1 3 1h NH g h H g h N g

3 2 2

1 3 111.05 103.2 225 92.78 KCal / mol

3 2 2

donc : h

0 0T T

issociation forNH g h NH g 92.78 KCal / mol

0T

form 2

1h N g

2

0T

form 2

3h H g

2

0T

L3 h N H g

Juin 2019



La quantité de chaleur élémentaire échangée par une mole de gaz avec le milieu extérieur est donnée

en fonction des variables indépendantes, pression P et température T, par l’équation :

p

RTQ dP C dT

P

Cp (T) : capacité molaire du gaz, en fonction de la température.

La quantité de chaleur échangée est-elle une fonction d’état ? R : Constante des gaz parfaits.


1- Calculer la chaleur nécessaire pour transformer 40 grammes de glace à -10°C en vapeur à 120 °C,

à pression constante.

2- Calculer est la variation de l’entropie.

Données :

eau eau eau

glace liquide vapeur

eau eau

fusion fusion vaporisation vaporiasation

C 0.5 Cal / g.K ; C 1 Cal / g.K ; Cp 0.5 Cal / g.K ;

h T 0 C 80 Cal / g ; h T 100 C 540 Cal / g


La combustion de l’acétylène gaz (C2H2) dégage à 25 °C et 1 atmosphère 310.5 Kcal/mol. Elle est

donnée par :

2 2 2 2 2C H g O g CO g H 0 g

1- Quelle est l’enthalpie standard de formation de l’acétylène gaz ?

2- Calculer l’enthalpie de la réaction à 100 °C.

3- Calculer la variation de l’entropie standard de la réaction.

4- Calculer la variation de l’entropie à 100°C.

5- Montrer que la réaction est spontanée à 25°C.

Données :

2

2 2

2

H 00 0

f 2 f 2 vapeur

O CO acétylène 1 4 2

gaz gaz gaz

298

H O vapeur C

h CO g 94 KCal / mol ; h H O g 57.8 KCal / mol ; Cp 0.5 Cal / g.K ;

Cp 0.03 Cal / g.K ; Cp 0.21 Cal / g.K ; Cp 19.36 1.1519 10 T 1.2374 10 T J / mol.K

S 9.95 Cal / mol.K ; S

2 2 2 2

298 298 298

O gaz O gaz C H gaz

2 2

9.90 Cal / mol.K ; S 0.60 Cal / mol.K ; S 48.07 Cal / mol.K

1 Cal 4.18 J ; M C H 26 g / mol

Correction


La condition pour laquelle la quantité de chaleur Q est une fonction d’état est : 2 2Q Q

p T T p

Ou :

RT

CpP

T p

On a :

RT

RP

T P

et Cp

0p

.

La condition n’est donc pas vérifiée. La chaleur Q n’est pas une fonction d’état.


1- la chaleur nécessaire :

sol. sol. liq. liq. liq. vap. vap.

i chauffage changement chauffage changement chauffage

eau eau eau eau eau

sol f 1 fus liq vap f vap vap 2 vap

Q Q Q Q Q Q Q

Q m C T T m h m C T T m h m C T T

Q 40 0.5 0 10 40 80 40 1 100 0 40

540 40 0.5 120 100 29400 Cal

2- la variation de l’entropie :

sol. sol. liq. liq. liq. vap. vap.

i chauffage changement chauffage changement chauffage

eaueauvap vapeau liq eaufusf 2

sol sol vap

1 f f vap vap

S S S S S S S

T m hm hT TS m C Ln m C Ln m C Ln

T T T T T

273S 40 0.5 Ln

263

40 80 373 40 540 393 Cal40 1 Ln 40 0.5 Ln 83.90

273 273 373 373 g


2 2 2 2 2

5C H g O g 2 CO g H 0 g

2

1- L’enthalpie standard de formation de l’acétylène gaz :

O O O 0 0 0 0

R f f f 2 f 2 f 2 f 2 2

0 0 0

f 2 f 2 f 2 2

0 0 0 O

f 2 2 f 2 f 2 R

5h h produits h réactifs 2 h CO g h H O g h O g h C H g

2

2 h CO g h H O g h C H g

h C H g 2 h CO g h H O g h 2 94 57.8 310.5 64.7 KCa

l / mol

2- Calculer l’enthalpie de la réaction à 100 °C :

0

0

0

T

TT

R R

T

2 2 2 2 2

1 4 2 1 4 2

TT 1 4

R R

h h Cp dT

5 5Cp Cp H 0 g 2 Cp CO g Cp O g Cp C H g 0.5 2 0.21 0.03

2 2

19.36 1.1519 10 T 1.2374 10 T 18.52 1.1519 10 T 1.2374 10 T

h h 18.52 1.1519 10 T 1.2374 10 T

0

0

T

2

T

3731 4

T 2 2 3 3

R 0 0 0

298

dT

1.1519 10 1.2374 10h 18.52 T T T T T T 315.84 KCal / mol

2 3

3- Calculer la variation de l’entropie standard de la réaction :

O O O 0 0 0 0

R f f f 2 f 2 f 2 f 2 2

0

R

5S S produits S réactifs 2 S CO g S H O g S O g S C H g

2

5S 2 9.90 9.95 0.60 48.07 19.82 K / mol.K

2

4- Calculer la variation de l’entropie à 100°C :

0

0

0

T

TT

R R

T

2 2 2 2 2

1 4 2 1 4 2

TT 1 4

R R

dTS S Cp

T

5 5Cp Cp H 0 g 2 Cp CO g Cp O g Cp C H g 0.5 2 0.21 0.03

2 2

19.36 1.1519 10 T 1.2374 10 T 18.52 1.1519 10 T 1.2374 10 T

S S 18.52 1.1519 10 T 1.2374 10

0

0

T

2

T

3734

T 1 2 2

R 0 0

0 298

dTT

T

T 1.2374 10S 18.52ln 1.1519 10 T T T T 35.73 K / mol.K

T 2

5- La réaction est spontanée à 25°C :

0 0 30 0 0 0 0 0libérée libéréeR échangée créer créer créer R

extérieur extérieur

0

créer

Q Q 310.5 10S S S S S S 19.82

T T 298

1022 Cal / K

S est positive récation spon tan ée à 25 C

Janvier 2020



Dans une expérience de J.J. Thomson, la déviation d’un faisceau électronique, composé d’un électron,

par le champ électrique 4E 3.6 10 V / m est annulée par l’action antagoniste d’un champ

magnétique d’induction 4B 9 10 Tesla qui agit dans le même espace que E.

1. Déterminer la vitesse de l’électron et son énergie cinétique en MeV.

2. Quel est le potentiel accélérateur U qu’il faut appliquer entre la cathode et l’anode pour conférer à

l’électron cette énergie cinétique ?

Données : 31 19 13

em 9.1 10 Kg ; e 1.602 10 C ; 1 MeV 1.602 10 J


1. Compléter la réaction nucléaire suivante et donner leur notation simplifiée :

10 1 7

5 0 3B n Li ......

2. Soit la réaction : 235 1 139 86 1

92 0 56 36 0U n Ba Kr ..... n

a- Compléter la réaction ci-dessus et calculer pour une mole de noyau d’uranium l’énergie, en

Joule, qui accompagne la réaction.

b- S’agit-t-il d’une réaction endothermique ou exothermique ? Justifier.

Données : les masses en u.m.a. : 23 1

AV

27 8

n 1.00867 ; U 236.044 ; Ba 138.920 ; Kr 85.94 N 6.023 10 mol

1 uma 1.66 10 Kg et C 3 10 m / s


1- On observe la chute libre d’une gouttelette d’huile dans l’air. Elle tombe à une vitesse de

0.0322 cm / s . Donner le schéma des forces exercées sur la gouttelette et déterminer le rayon de la

gouttelette.

2- La gouttelette se trouve entre les plateaux d’un condensateur développant un champ E de 54.5 10 V / m . La gouttelette remonte à la vitesse de

30.265 10 m / s . Donner le schéma des forces

exercées sur la gouttelette et déterminer la charge de la gouttelette et le nombre d’électrons

correspondant.

Données : 6 1 1 3 3 2 19

air air huile18 10 Kg.m s ; 1.25 Kg / m ; 1260 Kg / m ; g 9.81 m / s ; e 1.602 10 C


Dans le cas de l’atome de l’hydrogène, calculer :

1- L’énergie, en eV, d’excitation nécessaire pour passer de l’état fondamental à l’état n=3.

2- L’énergie nécessaire, en eV, pour ioniser l’atome à partir de cet état. La longueur d’onde

correspondante en 0

A .

3- La fréquence, en s-1, émise quand l’atome passe de l’état n=3 à l’état moins excité n=2.

Données :

-19 -34 8

n 2

010 1

Hydrogène H 2 1 H2 2

1 2

-13.581 eV =1.602×10 J ; E Hydrogène = eV ; h = 6.62×10 J.s ; C 3 10 m / s ;

n

1 1 h C1 A 10 m ; E R h c h h C ; avec n n ; R 10970000 m .

n n

Correction


1- La vitesse et l’énergie cinétique :

Bilan des forces pour 1 électron q e :

eF F La projection donne : 4

7

e e 4

E 3.6 10q V q E V 4 10 m / s

9 10

L’énergie cinétique de l’électron :

2

2 31 7 16 3

c e e

1 1E m V 9.1 10 4 10 7.28 10 J 4.55 10 MeV

2 2

2- Le potentiel accélérateur nécessaire : on suppose une conversion totale sans perte.

16

celectrique cinétique ci 19

E 7.28 10E E q U E U 4544.3 Volts

e 1.602 10


1- La réaction nucléaire :

10 1 7

5 0 3B n Li 4

2He

La forme simplifiée :

10 7

5 3B n ; Li

2-

Soit la réaction :

235 1 139 86 1

92 0 56 36 0U n Ba Kr n 11

Car :

235 1 139 86 x

et 92 0 56 36 y

donc x 11 et y 0

L’énergie pour une mole d’uranium (l’étudiant peut procéder différemment mais devra aboutir au

même résultat) :

produits réactifs n Kr Ba U n

22 27 8 10

10 23 13

mole AV

m m m 11 m m m m m 1.09733 uma

E m C 1.17533 1.66 10 3 10 1.639 10 J pour un noyau

Pour une mole : E E N 1.76 10 6.023 10 9.87 10 Joules

Cette réaction est exothermique p rE 0 pour m m m car elle est négative.


1-chute libre de la gouttelette :

Bilan des forces :

F m 0 Car la vitesse de chute est constante.

P R A 0 . La projection donne :

3 3

h h h air h chute

3

h h air h chute

2

h h air chute

2

h h air chute

2 chuteh

h air

6

chute

h air

P A R 0

4 4R g R g 6 R V 0

3 3

4R g 6 R V 0

3

4R g 6 V 0

3

4R g 6 V

3

18 VR

4 g

18 V 18 18 10 0.000322R 1.45 10

4 g 4 1260 1.25 9.81

6 m

3- La gouttelette remonte :

F m 0 Car la vitesse de remontée est constante.

Réaction

+ Archimède

Axe de

déplacement

Poids

Archimède

+ F. Elec.

Axe de

Déplacement Poids +

Réac.

eP R A F 0 . La projection donne :

e

e

3 3

e h h h Montée h air

3

e h h air h M

3

h h air h M

3

h h air h M

36 6 6 3

5

A F P R 0

F P R A

4 4F R g 6 R V R g

3 3

4F R g 6 R V

3

4qE R g 6 R V

3

4R g 6 R V

3qE

41.45 10 1260 1.25 9.81 6 18 10 1.45 10 0.265 10

3q 6.4.5 10

19

19

19

432 10 C

q 6.432 10q ne n 4 électrons

e 1.602 10


1- L’énergie pour passer de l’état fondamental à l’état n=3 :

n 1 à n 3

n 1 à n 3

n 2 2

final initial

34 8

H 2 2 2 2 19

1 2

-13.58 13.58 13.58 13.58 13.58E Hydrogène = eV E 12.07 eV

n n n 3 1

si n on autrement :

1 1 1 1 1E R h C 10970000 6.62 10 3 10 12.0

n n 1 3 1.602 10

88 eV

2- L’énergie nécessaire pour ioniser cet atome à partir de l’état n=3 :

ionisation n 3 2

34 8

ionisation H 2 2 2 19

1 2

13.58 13.58E hydrogène = E E 1.51 eV

3

si n on autrement :

1 1 1 1 1E R h C 10970000 6.62 10 3 10 1.51 eV

n n 3 1.602 10

La longueur d’onde correspondante :

34 8 07

ionisation ionisation 19

ionisation ionisation

07

H 2 2

1 22

h C h C 6.62 10 3 10E 8.21 10 m 8210 A

E 1.51 1.602 10

1 1 1 1R 8.204 10 m 8204A

1 1n n10970000

3

3- La fréquence émise quand l’électron passe de n= 3 à n=2 :

n 3 à n 2

n 3 à n 2

n 3 à n 2

n 2 2 2

1914 1

34

8

H 2 2 2 2

1 2

13.58 13.58 13.58E hydrogène E 1.886 eV

n 2 3

E1.886 1.602 10

E h 4.56 10 sh 6.62 10

si n o nautrement :

C 1 1 1 1C R 3 10 10970000 4.

n n 2 3

14 157 10 s

Mars 2020



1- Donner sous forme de tableau la composition des noyaux : 23592

U et 14054

Xe .

2- Calculer, en MeV/nucléon, les énergies de cohésion par nucléon de ces noyaux.

3- Lequel de ces deux noyaux est le plus stable ? Justifier votre réponse.

Données : p n U Xe

23 1

AV

m 1.00728 uma ;m 1.00866 uma ;m 234.9942 uma ;m 139.9252 uma ;

N 6.023 10 mol ; 1 uma 933 MeV.


L’Astate est un élément chimique qui existe sous formes isotopiques 21085

At et 21285

At dont les masses

atomiques respectives sont 209.64 et 211.66 uma. Sachant que la masse atomique de l’astate est de

210.197 uma, déterminer l’abondance relative de deux isotopes.


Le groupe de l’oxygène O (Z=8) comporte dans l’ordre les éléments : O, S, Se et Te.

1- Donner la configuration électronique de S, Se et Te à l’état fondamental ainsi que le nombre de

charge Z de chacun d’entre eux.

2- Donner la période et le sous-groupe de chaque élément.

3- Donner la configuration électronique d’un élément X ainsi que son numéro Z, sachant qu’il

appartient à la même période que celle du soufre S et au groupe chimique VIIA.

4- Donner les cases magnétiques de la couche externe et les quatre nombre quantique de l’électron

célibataire de l’élément X.

5- Donner la configuration électronique d’un élément Y ainsi que son numéro Z, sachant qu’il

appartient à la même période que celle du soufre et au sous-groupe IA.

6- Peut-t-on prévoir la nature de la liaison dans la molécule XY ? Justifier votre réponse et donner le

modèle de Lewis.

7- La molécule HX possède un moment dipolaire égal à 1.03 Debye et une longueur de liaison

égale à0

1.27 A . Calculer le caractère ionique partiel (CIP) de cette liaison. Conclure.

Données : 0

19 30 10e 1.602 10 C ; 1 Deybye 3.33 10 C.m ; 1 A 10 m.

Correction


1-la composition du noyau :

2-Les énergies de cohésions :

Pour 23592

U :

th réel p n réel

nucélon

U

m M M Z m N m M 92 1.00727 143 1.00866 234.9942 1.91302 uma

E 1784.85E m 933 1784.85 MeV E 7.60 Mev / Nuc.

M 234.9942

Pour 14054

Xe :

th réel p n réel

nucélon

Xe

m M M Z m N m M 54 1.00727 86 1.00866 139.9252 1.21214 uma

E 1130.93E m 933 1130.93 MeV E 8.08 Mev / Nuc.

M 139.9252

3-Stabilité :

nucélon nucélon

Xe UE E Le noyau Xe est plus stable.


1 2

1 1 2 2

1 2 1 2 2 2 1 1 2 2 2

21212 2 1 1 2

2 1

210

1 2

x x 1

et

M x M x M

x 1 x M 1 x M x M M M x M x M

M M 210.197 209.64x M M M M x 0.28 pour At

M M 211.66 209.64

x 1 x 1 0.28 0.72 pour At

Noyau protons neutrons

23592

U 92 143

14054

Xe 54 86


1- Les configurations électroniques :

2 2 4

8 2s 2PO:1s , l’élément suivant dans le groupe possède la même configuration de la couche externe

que celle de l’Oxygène dans la période 3 donc :

S

2 2 6 2 4

z S2s 2P 3s 3p Z 16S:1s de même :

Se

2 2 6 2 6 2 10 4

z Se2s 2P 3s 3p 4s 3d 4P Z 34Se:1s de même :

Te

2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 4

z Te2s 2P 3s 3p 4s 3d 4P 5s 4d 5P Z 52.Te:1s

2- Période et s-groupe :

16 P 3 S G : VIAS:

32 P 4 S G : VIASe:

52 P 5 S G : VIATe:

3- L’élément X : appartient à la même période que celle du soufre S et au groupe chimique VIIA.

Donc : P=3 et S-G=VIIA donc 7 électrons sur les sous-couches s et p alors

X

2 2 6 2 5

z X2s 2P 3s 3p Z 17X:1s

4- Les cases magnétiques et les nombres quantiques de l’électron célibataire de X :

X

2 2 6 2 5

z 2s 2P 3s 3pX:1s

Les nombres quantiques de l’électron célibataire sont :

n=3 ; l=1 ; m=1 et s=1/2 ou -1/2

23S

3S2

3P5

5- L’élément Y : appartient à la même période que celle du soufre et au sous-groupe IA. Donc : P=3

et S-G=IA donc 1 électron sur la souche s alors :

y

2 2 6 1

z Y2s 2P 3s Z 11Y :1s

6- La liaison entre X et Y : X est potentiellement un receveur d’un électron pour avoir la couche trois

saturée, celle du gaz rare qui le suit, et Y et donneur potentiel pour avoir la couche deux saturée celle

du gaz rare qui le précède.

Modèle de Lewis :

2 2 6 1

2 2 6 2 5

2s 2P 3s Y

2s 2P 3s 3p

donc Y

Y :1s

X :1s X

X

7- Moment dipolaire :

19 10 29

référence

HCl

référence

d e d 1.602 10 1.27 10 2,03454 10 C 6.11 Deybye

1.03CIP 0.168

6.11

CIP < 0.5 donc il s’agit d’une liaison ionique partielle (0 < CIP <0.5). Le CIP pour une liaison

covalent polarisée est (0.5 < CIP <1).

Dr. Youcef Mahdi

Contact: [email protected]; Tél.: 06 70 43 60 18

Pour toutes omissions ou erreurs dans la correction.

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