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Sujet
1
erePartie : Réaction d’estérification
La formule semi-développée d’un ester est :
dont le groupement R peut être une chaine carbonée ou un atome d’hydrogène , par
contre le groupement R’ est forcèment une chaine carbonée .
Pour étudier la réaction d’estérification , on réalise dans une fiole jaugée un mélange
formé de 0,500 mol d’acide éthanoïque CH3COOH et 0,500 mol de butane-2-ol
et quelques gouttes d’acide sulfurique. Le volume total du mélange est V = 100 mL .
Après avoir agité le mélange on le partage en quantités égales dans 10 tubes à essais
numérotés de 1 à 10 et on les scèle puis on les met à t=0 dans un bain marie de
température constante 60°C .
Données :
1- Réaction d’estérification
1-1- En utilisant les formules semi-développées, écrire l’équation de la réaction
d’estérification qui se produit dans un tube à essai et donner le nom de
l’ester formé.
1-2- Calculer le volume de l’alcool et la masse de l’acide qui ont été mélangés
dans la fiole jaugée.
1-3- Dresser le tableau d’avancement de la réaction qui a lieu dans chaque tube
à essai et exprimer la quantité de matière de l’ester formé n(ester)t à un
Deuxième Bac
Science
mathématique
Examen National
Session Rattrapage 2011
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instant donné t en fonction de la quantité de matière d’acide restant n(ac)r
2- Dosage de l’acide restant.
Pour doser l’acide restant à un instant t, dans le tube à essai numéro 1 on le verse dans
un erlenmeyer jaugé puis on le dilue en ajoutant de l’eau distillée froide jusqu'à obtenir
un mélange (S) de volume 100mL. On prend 10mL du mélange (S) et on le verse dans un
bécher et on le dose avec une solution d’hydroxyde de sodium de concentration
1
1,0 .
− Cb = mol L
. (on ne tient pas compte, lors du dosage, des ions H3O+ provenant de
l’acidsulfurique)
2-1- Ecrire l’équation de la réaction du dosage.
2-2- Donner l’expression de la constante d’acidité KA du couple
CH3COOH/CH3COO- en fonction des concentrations.
2-3- Déduire la constante d’équilibre K associée à l’équation de la réaction du
dosage et calculer sa valeur à 25°C.
2-4- Le volume de la solution d’hydroxyde de sodium nécessaire pour obtenir
l’équivalence est Vb=4,0 ml. Déduire la quantité de matière d’ester formé
dans le tube à essais numéro 1 .
3- Sens d’évolution du système chimique
Le dosage de l’acide restant dans les
tubes précédents à différents
instant a permis de tracer la courbe
x=f(t) dont x est l’avancement
de la réaction d’estérification,
à un instant t, dans un tube à essai.
(figure 1)
3-1- calculer la constant
d’équilibre K’ associée à la réaction d’estérification.
3-2- calculer la quantité de matière d’acide éthanoïque na qu’il faut ajouter à un
tube à essai dans les mêmes conditions expérimentales précédentes pour
que le rendement final de la synthèse de l’ester à la fin de la réaction soit
r = 90%.
2
ème Partie : Préparation du zinc par électrolyse
La préparation de certains métaux se fait par l’électrolyse de solution aqueuse qui contient les
cations de ces métaux. Plus de 50% de la production mondiale du zinc est obtenue par
électrolyse de la solution de sulfate de zinc acidifiée par l’acide sulfurique.
Données :
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La cellule de l’électrolyseur est constituée de deux électrodes et d’une solution de
sulfate de zinc acidifiée. Un générateur électrique appliquant entre les deux électrodes
une tension constante permet d’obtenir un courant d’intensité I = 8,0.104A . L’équation
de la réaction de l’électrolyse est :
Zn + H Ol O + H + Zns
+ +
2
2
1
2 2
2
1- Ecrire la demie-équation électronique correspondant à la formation du zinc et
celle correspondante à la formation du dioxygène.
2- Déterminer, en justifiant la réponse , le pôle du générateur qui est lié à
l’électrode au niveau de laquelle se dégage le dioxygène .
3- L’électrolyse commence à l’instant t0 = 0 . A un instant t la charge électrique qui
a été transportée dans le circuit est
Q = I.t
avec
0 t = t − t
. On désigne par x
l’avancement de la réaction à l’instant t . Montrer que
t
F x
I
=
2 .
4- Calculer la masse du zinc formée pendant
t =12h
de fonctionnement de
l’électrolyseur