Partie A : Évaluation des Ressources / 24 points

Exercice 1 : Vérification des savoirs / 8 points

1. Couple acide base : Ensemble constitué de deux espèces acide et base tous conjugués. 1 pt
Teinte sensible : couleur prise par un indicateur coloré dans sa zone de virage.
2. QCM :
2.1 : b (alcool secondaire) ; 0,5 pt
2.2 : c (basique) 0,5 pt
3. Amphion ou Zwitterion 1 pt
4. Formule générale des amides N,N-disubstitués :
R’ et R’’ sont des groupes carbonés
5. Deux caractéristiques de la réaction d'estérification entre un acide carboxylique et un alcool : Lente, athermique, réversible ou limitée. 0,5 x 2 = 1 pt
6. Un facteur cinétique et son influence sur la vitesse de formation d'un produit.
• La concentration initiale des réactifs : La vitesse de formation d'un produit augmente avec la concentration initiale des réactifs.
• La température : La vitesse de formation d'un produit augmente avec la température du milieu réactionnel.
• Le catalyseur : Il accélère la vitesse de formation d'un produit lorsqu'il est présent

Exercice 2 : Application des savoirs / 8 pointS

1. Formules semi-développées des composés:
2-1. La nature des corps B et A.
A : Alcool primaire 0,5 pt
B : Aldéhyde 0,5 pt
2-2. Formules semi-développées de A et B si l'oxydation de B donne l'acide 2-méthylpropanoïque.
3-Solution d'acide benzoïque ${C_6}{H_5}COOH$ ($C = {10^{ - 2}}$ mol/L et $pH = 3,2$ à $25{}^oC$).
3-1- Montrons que l'acide benzoïque est un acide faible.
$\left[ {{H_3}{O^ + }} \right] =$ ${10^{pH}} =$ $6,3 \times {10^{ - 4}}$ mol/L or $C = {10^{ - 2}}$ mol/L
$\left[ {{H_3}{O^ + }} \right] \prec C$ donc l'acide benzoïque est un acide faible. 1 pt
3.2 Equation-bilan de la réaction avec l’eau
${C_6}{H_5}COOH +$ ${H_2}O$ $\to$ ${C_6}{H_5}CO{O^ - } +$ ${H_3}{O^ + }$ 1 pt
3.3 Expression de la constance d’acidité Ka
$Ka =$ $\frac{{\left[ {{C_6}{H_5}CO{O^ - }} \right]\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]}}{{\left[ {{C_6}{H_5}COOH} \right]}}$ 1 pt

Exercice 3 Utilisation des savoirs / 8 points

1.1 Courbe donnant $\left[ {{I_2}} \right] = f(t)$ 2 pts
1.2 Vitesse formation de ${{I_2}}$ à $t = 15$ min
Détermination graphique ( voir image plus haut)
En traçant la tangente a la courbe a $t = 15$ min, on trouve la pente qui est $V\left( {{I_2}} \right)$ ainsi :
$V\left( {{I_2}} \right) =$ $\frac{{\left( {3,85 - 1,4} \right) \times {{10}^{ - 2}}}}{{\left( {15 - 0} \right)}}$ $= 1,6 \times {10^{ - 2}}$ mol/L.min 2 pts
1.3 Relation entre la vitesse de formation de ${{I_2}}$ et la vitesse de disparition de ${I^ - }$
D’après l’équation-bilan de la réactions
$\frac{{V{{\left( {{I^ - }} \right)}_t}}}{2} =$ $\frac{{V{{\left( {{I_2}} \right)}_t}}}{1} \Rightarrow$ $V{\left( {{I^ - }} \right)_t} =$ $2V{\left( {{I_2}} \right)_t}$ 1 pt
AN : $V{\left( {{I^ - }} \right)_t} =$ $2 \times 1,6 \times {10^{ - 3}} =$ $3,2 \times {10^{ - 3}}$ mol/L.min 1 pt
2. La vitesse de formation du diiode diminue au cours du temps. 1pt
3- Justification de cette opération. 1pt
Cette opération appelée trempe, permet de bloquer ou stopper la réaction afin de doser le diiode présent.

Partie B : Évaluation des Compétences / 16 points

1- Protocole permettant d’aboutir au point de demi-équivalence
Dosage pH-métrique d'une solution d'acide faible All par une base l'une $H{O^ - }$
♦ Après avoir rincé la verrerie,
♦ Introduire un volume Va de la solution d'acide faible dans un bûcher ;
♦Introduire la solution de base forte dans la burette graduée jusqu'à la graduation zéro (0);
♦Plonger les électrodes du pH-mètre préalablement étalonné dans le bécher:
♦ Mettre en marche l’agitateur magnétique ;
♦ Verser progressivement la solution de base forte dans le bécher ;
♦ Noter chaque fois la valeur du pH indiquée par le pH-mètre correspondant au volume de base versé ;
A l'aide des résultats obtenus, tracer la courbe $pH = f(Vb)$ ;
♦ Déterminer le volume à l'équivalence $V{b_E}$; par la méthode des tangentes parallèles ;
♦ Calculer le volume a la demi-équivalence $Vb\left( {\frac{1}{2}eq} \right) = \frac{{V{b_{eq}}}}{2}$ de base à verser
♦ Reprendre le dosage en laissant couler un volume $\frac{{V{b_{eq}}}}{2}$ de la solution de base forte dans le bécher contenant le volume Va initial de la solution d'acide faible et lire le pH correspondant au mélange obtenu. 1,5 pt
Dispositif expérimental.
2- Le problème posé : Préparation d'une solution tampon de $pH = 9,2$
$pH = pKa +$ $\log \frac{{\left[ {N{H_3}} \right]}}{{\left[ {NH_4^ + } \right]}}$ $= 9,2 =$ $pKa\left( {NH_4^ + /N{H_3}} \right)$ 0,5 pt
1| faut que ${\left[ {NH_4^ + } \right] = \left[ {N{H_3}} \right]}$ pour avoir $pH = pKa$.
N'ayant pas les ions ${NH_4^ + }$ en solution, il faut les produire en faisant réagir ${N{H_3}}$ avec ${H_3}{O^ + }$. suivant l'équation de la réaction :
$N{H_3} + {H_3}{O^ + }$ $\to NH_4^ + +$ ${H_2}O$ 0,5 pt
Réactif à choisir : Ammoniac et acide chlorhydrique.
Il faut doser l’ammoniac par l'acide chlorhydrique jusqu'à la demi- équivalence 1,5 pt
Calcul des volumes l'acide et de base à prélever
A la demi-l’équivalence, on a :
${n_{{H_3}{O^ + }}} = \frac{{{n_{N{H_3}}}}}{2}$ $\Rightarrow {C_1}{V_1} =$ $\frac{{{C_2}{V_2}}}{2}$ 1 pt
Alors $\left\{ \begin{array}{l}{V_1} + {V_2} = 150\\{V_1} = \frac{{{V_2}}}{2}\end{array} \right.$
Car, ces solutions ont une même concentration
On trouve ${V_1} = 50$ mL et ${V_2} = 100$ mL 1 pt
Pour répondre au besoin de la commande, ATEBA doit :
Réaliser dans un bécher un mélange 50 mL de solution d’acide chlorhydrique et 100 mL de solution d'ammoniac. 1 pt
Ou bien il doit introduire 100 mL de solution d’ammoniac dans un bécher puis à l’aide d'une burette laisser couler 50 mL de solution d'acide chlorhydrique. 1 pt
Le mode de préparation de la solution tampon commandé peut être acheminé au principal du collège Bilingue les COMPÉTENTS 1 pt