BAC 2012 Option PC session normale

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1 BAC 2012 Option PC session normale
Pr. L. Hajji FSTG Marrakech

2 Bac OPTION PC Partie 1 : Réaction de l’acide éthanoïque CH3COOH avec l’ammoniaque NH3 et réaction de l’acide avec un alcool R-OH. Données : Constante d’acidité du couple (CH3COOH/ CH3COO-) pKA1=4,8 Constante d’acidité du couple (NH4+/ NH3) pKA2=9,2 Masse molaire de l’alcool R-OH M( R-OH)= 154 g/mol Masse molaire de l’ester E M(E)=196 g/mol 1) Réaction de l’acide éthanoïque CH3COOH avec l’ammoniaque NH3 On prépare une solution aqueuse de volume V en mélangeant n1=10-3mol/L d’acide éthanoïque et n2 = 10-3 mol/L d’ ammoniaque. On obtient la réaction suivante CH3COOH(aq) NH3(aq) CH3COO-(aq) NH+4(aq) 1-1) Déterminer le tableau d’avancement de cette réaction 1-2) Déterminer le quotient de réaction à l’équilibre en fonction de pKA1 et pKA2 et calculer sa valeur. 1-3) Déterminer le taux d’avancement final et vérifier que cette réaction est totale.

3 A(aq) + H2O(l) ⇌ B(aq) + H3O+(aq)
BAC option Pc I) Chimie : Réaction acide éthanoïque avec l’ammoniaque 1-1) Tableau d’avancement Equation CH3COOH(aq) NH3(aq) CH3COO-(aq) NH+4(aq) Etat de la réaction  Taux quantité de matière Initial Au cours final n n  x n1-x n2-x x x  xf n1-xf n2-xf xf xf 1-2) Quotient de la réaction en fonction de pkA1, pkA2 Rappel Comment définir la constante d’acidité KA et son pKA Après sa dissolution, l'acide A réagit avec l'eau. Il s‘établit l‘équilibre chimique représenté par l‘équation : A(aq) + H2O(l) ⇌ B(aq) + H3O+(aq)

4 La constante d‘équilibre associée à cette réaction est, appelée constante d'acidité du couple acide/base A/B, notée KA et définie par : Application : (NH4+/ NH3) (CH3COOH/ CH3COO-) KA1 1/KA2

5 1-3) Calcul du taux d’avancement final
est de l’ordre de 1, donc la réaction est total

6 2) Réaction de l’acide éthanoïque avec l’alcool R-OH
Pour réaliser la réaction d’estérification ,entre l’acide éthanoïque et l’alcool R-OH, on chauffe avec reflux un mélange équimolaire d’acide éthanoïque et d’alcool en présence d’un catalyseur adapté. 2-1) Citer l’avantage du chauffage par reflux. 2-2) Ecrire l’équation de cette réaction . 2-3) Cette réaction est obtenue à partir d’un mélange mA=38,5g d’alcool et à l’équilibre, il y a formation d’un ester de masse mE= 2g . 2-3-1) Calculer le rendement r de cette réaction. 2-3-2) Citer deux méthodes qui permettent d’augmenter le rendement de cette réaction en conservant les mêmes réactifs.

7 Rappel Chauffage par reflux
Principe : La circulation d'eau dans le réfrigérant à boule, permet de refroidir les vapeurs formées lors du chauffage, provoquant leur liquéfaction (dans la vie courante on dit condensation, à tort). Le liquide résultant retombe dans le ballon, c'est le reflux. Il n'y a donc pas de pertes de matières au cours de ce type de chauffage

8 NB CH3COOH + R-OH CH3COOR + H2O
II) Etude de la réaction de l’acide éthanoïque avec un alcool R-OH 2-1) Le chauffage par reflux permet d’éviter la perte des éléments chimiques qui interviennent dans la réaction. 2-2) Equation de la réaction : estérification Définition Une réaction d’estérification est une réaction entre un acide carboxylique et un alcool, conduisant à la formation d’un ester et d’eau NB L'eau est un des produits de la réaction et non plus le solvant : il faut faire intervenir sa concentration dans la constante d'équilibre CH3COOH R-OH CH3COOR H2O

9 3-1) Rendement de la réaction
On a Mélange initiale équimolaire CH3COOH R-OH CH3COOR H2O

10 Pour augmenter le rendement 3-2)
CH3COOH R-OH CH3COOR H2O Qr = K Qr<K Qr>K  a) Utilisation d'un réactif en excès En augmentant l'excès d'un des réactifs (acide ou alcool), son taux d'avancement final augmente . b) Elimination d'un produit formé A l’équilibre, en éliminant l'ester ou l'eau formé(e), Qr devient inférieur à la constante d'équilibre K.  Le système évolue à nouveau dans le sens direct.  Le rendement est amélioré 

11 Données : Partie II : Etude de la pile Zn/Cu
on réalise une pile formée par les couples : Cu2+aq /Cus et Zn2+aq /Zns . On place une lame de zinc dans une solution de sulfate de zinc de volume V=200 mL et de concentration initiale = 10-2 mol/L et une lame de cuivre dans une solution de sulfate de cuivre de volume V=200 mL et de concentration initiale = 10-2mol/l . Les deux solutions sont reliées par un pont salin. Pendent le fonctionnement de la pile on a la réaction suivante. Données : Constante d’équilibre K = Constante de faraday F= 9, C/mol Déterminer le sens d’évolution spontané de la pile. 2) Donner le schéma conventionnel de cette pile. 3) Pendent son fonctionnement, un courant I = 75 mA circule dans le circuit. Déterminer Le temps maximal de fonctionnement de cette pile et calculer sa valeur

12 Rappel - + + - +

13 1) Déterminons le sens de l’évolution spontanée de la réaction
Rappel Pour prévoir le sens d’évolution spontané, on comparer Qr à K Qr < K Qr = K Qr > K Réaction inverse spontanée Réaction directe spontanée équilibre 1) Déterminons le sens de l’évolution spontanée de la réaction L’équation de la réaction est : Donc : la réaction évoluera dans de façon spontanée dans le sens direct

14 2) Symbole conventionnel de cette pile
Oxydation réduction Électrode de Zn = Anode Électrode de Cu = Cathode (-) (+)

15 de fonctionnement de la pile
3) Un courant constant I = 75 mA circule dans la pile. Déterminons le temps maximal de fonctionnement de la pile On a A. N Fin

16 Rappel L’électrode où s’effectue une réduCtion = Cathode
c’est le pôle positif pour une pile. L’électrode où s’effectue une oxydAtion = Anode c’est le pôle négatif pour une pile. le pôle négatif de la pile repousse les électrons : il produit des électrons On symbolise une pile par la notation suivante Sens de circulation du courant électrique Le courant électrique circule conventionnellement du pôle positif, vers le pôle négatif à l’extérieur de la pile. Dans les électrolytes, les porteurs de charge sont les ions. Les cations se déplacent dans le sens du courant électrique. Les anions se déplacent en sens contraire du courant

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