sujet physique bac

« Terminale Sujet n°1 Exercice n°1 : Acide sulfamique (3 points) Données : Électronégativité χ(H) = 2,2 et χ(O) = 3,4 L’acide sulfamique fait partie du couple acide-base suivant : H2N–SO3H / H2N–SO3-. a.

La représentation de Lewis de l’acide sulfamique est donnée ci-contre. Justifier le caractère acide de l’atome d’hydrogène représenté en bas. b.

Écrire l’équation de la réaction (considérée comme totale) entre l’acide sulfamique et l’eau. c.

On souhaite doser une solution commerciale d’acide sulfamique H2N–SO3H, de concentration inconnue.

Comme une solution aqueuse d’acide sulfamique contient les ions issus de la réaction acidobasique précédente, on peut utiliser un dosage par étalonnage conductimétrique pour déterminer sa concentration. Pour se faire, la solution commerciale est diluée 50 fois.

La conductivité de cette solution diluée est 20,5 mS.m–1.

La mesure de la conductivité de plusieurs solutions-étalons d’acide sulfamique H2N– SO3H, de concentration cj conduit aux résultats rassemblés ci-dessous. Solution j cj (mmol.L–1) σj (mS.m–1) S1 2,00 8,10 S2 4,00 16,3 S3 6,00 23,9 S4 8,00 32,2 S5 10,0 40,1 Déterminer la concentration de la solution commerciale d’acide sulfamique. 1 Exercice n°2 : Réduire l’acidité d’un lac (7 points) Plusieurs lacs acides sont répartis dans le monde entier.

Cette acidité peut avoir des causes naturelles (comme les éruptions volcaniques) ou être dues aux activités humaines.

Pour lutter contre l’acidification d’un lac, deux méthodes sont possibles : diluer ou procéder à un chaulage (Doc 1). Document 1 : Le chaulage - Le chaulage est une technique agricole utilisée pour augmenter le pH d’un sol en y épandant des espèces chimiques basiques, comme l’ion carbonate issu du carbonate de calcium solide.

Cette même technique est également utilisée pour corriger le pH de lacs trop acides, où les écosystèmes souffrent de l’excès d’acidité.

Dans ce cas, de la chaux est larguée par hélicoptère. - « Chaulage » provient de « chaux » qui désigne l’oxyde de calcium de formule CaO.

Le carbonate de calcium est préféré à la chaux, car plus soluble dans l’eau. Document 2 : Le lac Delage - Le lac Delage est situé au nord de la ville de Québec.

Il alimente en eau une partie de la ville LacDelage.

Son volume est estimé à V = 5,0 x 106 m3. - Le pH du lac Delage est de 5,5, mais il faudrait le relever à 6,0. Données : Carbonate de calcium de formule CaCO3 (s) ; masse molaire : M = 100 g.mol-1 1.

Méthode par dilution Le but est de déterminer le volume d’eau à ajouter pour que le pH du lac passe de 5,5 à 6,0. 1.1.

Donner la définition du pH en précisant les grandeurs et leurs unités. 1.2.

Calculer la concentration initiale en ions H3O+ notée [H3O+]i et la concentration finale souhaitée en ions H3O+ notée [H3O+]f. 1.3.

Déterminer le volume Veau à ajouter lors de la dilution pour atteindre le pH voulu. 2.

Méthode par chaulage - Le carbonate de calcium est très soluble dans l’eau suivant la réaction totale : CaCO3 (s) → Ca2+(aq) + CO32- (aq) (réaction 1) - Les ions carbonate CO32- (aq) réagissent avec les ions H3O+ selon la réaction supposée totale : CO32- (aq) + H3O+ → HCO3- (aq) + H2O (ℓ) (réaction 2) 2.1.

Parmi les deux réactions précédentes, laquelle est une réaction acidobasique ? Justifier votre réponse. 2.2.

Préciser les deux couples acidobasiques de la réaction acidobasique. 2.3.

En utilisant les résultats de la question 1.2., montrer que la quantité n d’ions H3O+ qui doivent réagir avec les ions carbonate CO32- (aq) lors du chaulage afin de diminuer le pH du lac vaut : n = 1,1 x 104 mol. 2.4.

En déduire la masse de carbonate de calcium à utiliser lors du chaulage. 2 Terminale Sujet n°2 EXERCICE 1 : TRAITEMENT ANTI-ACARIEN (11 points) Le varroa (destructor) est un acarien qui parasite les abeilles et entraîne la destruction de très nombreuses colonies d’abeilles dans le monde. L’utilisation d’un diffuseur contenant une solution d’acide méthanoïque permet de l’éradiquer. Cet exercice porte sur l’étude de quelques propriétés de l’acide méthanoïque, puis sur la détermination de la concentration en acide méthanoïque d’une solution commerciale pour la comparer à l’indication donnée par le fabricant : solution aqueuse contenant 65,0 g d’acide méthanoïque pour 100 mL de solution. Données : - Formule développée de l’acide méthanoïque : - Masse molaire moléculaire de l’acide méthanoïque : M = 46,0 g⋅mol−1. Extrait de table de spectroscopie infrarouge : Liaison O – H alcool O – H acide carboxylique C–H C=O Nombre d’onde (cm−1) 3200 – 3700 Caractéristiques de la bande d’absorption forte, large 2600 – 3200 forte à moyenne, large 2800 – 3100 1650 – 1740 forte ou moyenne forte, fine Propriétés de l’acide méthanoïque 1.

Citer la définition d’un acide selon la théorie de Brönsted et donner les noms de deux acides usuels. 2.

Donner la formule de l’ion méthanoate, base conjuguée de l’acide méthanoïque. 3. Parmi les trois spectres infrarouge A, B et C ci-après, identifier celui pouvant être attribué à l’acide méthanoïque.

Justifier la réponse. 3 Titrage de l’acide méthanoïque contenu dans la solution commerciale de traitement anti-acarien Un titrage de l’acide méthanoïque contenu dans une solution commerciale de traitement anti-acarien par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium est réalisé en mettant en œuvre le protocole suivant. Protocole du titrage : • Diluer 1 000 fois la solution commerciale. • Prélever un volume Va = 20,0 mL de la solution diluée Sa de concentration C0. • Titrer le prélèvement par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (Na+(aq) + HO−(aq)) de concentration Cb = 2,00×10−2 mol⋅L−1.

Le suivi du titrage est effectué par pH-métrie. • Utiliser un tableur-grapheur dans lequel sont entrées les différentes valeurs du pH mesurées en fonction du volume Vb de solution d’hydroxyde de sodium ajoutée. 4.

Faire un schéma légendé du dispositif expérimental utilisé pour réaliser le titrage. 5.

Écrire, sans justifier, l’équation de la réaction support du titrage. 6.

Montrer que la concentration d'acide méthanoïque de la solution diluée déterminée expérimentalement est égale à C0 = 15,0×10−3 mol⋅L−1. Dans les conditions de l’expérience, les incertitudes-type sur la concentration Cb et sur les volumes Va, Véq (volume à l’équivalence) sont les suivantes : u(Cb) = 0,02×10−2 mol⋅L−1 u(Va) = 0,2 mL u(Véq) = 0,5 mL L’incertitude-type sur la concentration C0 d’acide méthanoïque dans la solution diluée est déterminée à partir des valeurs et incertitudes-type sur Ca, Va et Véq à partir de l’expression suivante : u(C0 ) = C0 .

( u(Cb ) 2 u(Va ) 2 u(Véq ) 2 ) +( ) +( ) Cb Va Véq 4 7.

Écrire le résultat de la mesure de la concentration expérimentale C de la solution commerciale assortie de son incertitude, sachant que dans les conditions expérimentales : u(C ) u(C0 ) = C C0 8.

Confronter la concentration C obtenue expérimentalement à la concentration indiquée par le fabriquant Cfab en calculant le quotient ci-dessous.

Conclure. C − Cfab u(C ) EXERCICE 2 : ENCRE ET EFFACEUR (9 points) 5 Q5.

Calculer le pourcentage massique en bleu d’aniline de l’encre contenue dans la cartouche.

Conclure. La réaction support de titrage est la suivante : SO32–(aq) + 2 OH–(aq) + I2(aq) → SO42–(aq) + H2O(ℓ) + 2 I–(aq) Q6.

Montrer que la quantité de matière d’ion sulfite 𝑛𝑆𝑂32− contenue dans un effaceur est voisine de 8 x 10–5 mol. Q7.

En déduire le nombre de cartouches d’encre que l’on peut effacer avec un seul effaceur en supposant que la réaction d’oxydoréduction entre le bleu d’aniline et les ions sulfite met en jeu une mole de bleu d’aniline pour une mole d’ions sulfite. 6 Terminale Sujet n°3 Vous rédigerez le devoir avec rigueur et exprimerez les résultats avec un nombre de chiffres significatifs correspondant à la précision des données.

Les réponses sans justifications ne seront pas prises en compte. Exercice n°1 : Autour du nitrate d’ammonium (8 points) Le nitrate d’ammonium est un solide ionique de formule NH 4NO3.

Il est utilisé en grande quantité comme engrais mais il a aussi des applications courantes, on le trouve par exemple dans les poches de froid instantané utilisées pour soulager les douleurs musculaires. L’objectif de cet exercice est d’étudier des solutions aqueuses d’acide nitrique et d’ammoniaque, les deux réactifs permettant la synthèse du nitrate d’ammonium. Données : ➢ Conductivités molaires ioniques à 25°C : λ(NH4+) = 7,35 mS.m2.mol–1 ; λ(Cl–) = 7,63 mS.m².mol–1 ; λ(H3O+) = 34,98 mS.m².mol–1 ; ➢ Masses molaires : M(HNO3) = 63,0 g.mol-1 ; M(NH4NO3) = 80,0 g.mol–1 1.

Préparation d’une solution d’acide nitrique nécessaire à la synthèse du nitrate d’ammonium Pour réaliser la synthèse du nitrate d’ammonium, on utilise une solution aqueuse S 2 d’acide nitrique de concentration en quantité de matière égale à 1,0 mol.L –1 que l’on souhaite préparer à partir d’une solution d’acide concentré. L’étiquette d’une solution S1 d’acide nitrique concentré indique que le pourcentage massique en acide nitrique HNO3 dans la solution est de 47 % c’est-à-dire que 100 g de solution contiennent 47 g d’acide nitrique.

Afin de déterminer la masse volumique de la solution S1,.... »