Partie : Évaluation des ressources / 24 points

Exercice I : Vérification des savoirs / 8 pts

Définition des termes :
• Facteur cinétique : Facteur susceptible d’influencer ou de modifier la vitesse d’une réaction chimique 1 pt
• Vitesse instantanée de disparation d’un réactif : Opposée de la valeur, à la date $t$, de la dérivée par rapport au temps de la quantité de matière au de la concentration d’un réactif..
La vitesse instantanée de disparition d’un réactif est définie par : : $V = - {\left( {\frac{{d\left[ R \right]}}{{dt}}} \right)_t}$ ou $V = - {\left( {\frac{{d{n_R}}}{{dt}}} \right)_t}$ avec $R$ le réactif. 1 pt
2.) La trempe permet de stopper l’évolution de la réaction chimique 1 pt
3.) Questions à choix multiple (QCM) 1 pt
• b (augmente)
4.) Formule semi développée du 2-amino-2, 3-dimethylbutan-1-ol 1 pt
5.) Diastéréo-isomères de 4-methylpen-2-ène 2 pts
6.) Équation Bilan : 1 pts
$C{H_3} - N{H_2} +$ ${H_2}O \to C{H_3} -$ $\mathop N\limits^ + {H_3} + O{H^ - }$

Exercice 2 : Application des savoirs / 8 points

1. $C{H_3}COOH$ est moins acide que ${C_6}{H_5} - COOH$, car le $pKa$ $\left( {{C_6}{H_5} - COOH/{C_6}{H_5} - CO{O^ - }} \right)$ $\prec pKa$ $\left( {C{H_3}COOH/C{H_3}CO{O^ - }} \right)$
2. Forme prédominante de l’aspirine est la forme acide car le $pH \prec pKa$ du couple acide / base de l’aspirine. 1,5 pt
3. $Ka = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right] \times$ $\left[ {O{H^ - }} \right] \Rightarrow \left[ {{H_3}{O^ + }} \right] =$ $\frac{{Ka}}{{\left[ {O{H^ - }} \right]}} = 2 \times {10^{ - 3}}$ mol/L 1, 5 pt
4.1) Formule semi-développée de Ala-Gly
4.2 1,5 pt
• Bloquer la fonction acide carboxylique de la glycine ;
• Bloquer la fonction amine de l’alanine ;
• Activer la fonction acide carboxylique de l’alanine ;
• Régénérer les fonctions bloquées après formation de la liaison peptidique.
5. Formule semi-développée de l’alcool 1,5 pt

Exercice 3 : Utilisation des savoirs / 8 points

1.1 Actions à mener pour accélérer la réaction 1 pt
• Utiliser l’acide sulfurique comme catalyseur ;
• Augmenter la température.
1.2 1 pt
${n_{ac}} = \frac{m}{M} = 0,53$ mol et ${n_{al}} = \frac{{16}}{{88}} = 0,18$ mol alors ${n_{ac}} \succ {n_{al}}$
Le réactif en excès est l’acide sulfurique
1.3 Déterminons la masse obtenue d’ester 1, 5pt
$r = \frac{{{m_E}(attendue)}}{{{m_E}(obtenue)}}$ $\Rightarrow {m_E}(obtenue) =$ $\frac{{{m_E}(attendue)}}{{100}} \times r$
$C{H_3} - COOH +$ $C{H_3} - CH(C{H_3}) -$ $C{H_2} - C{H_2} - OH$ $\to C{H_3} - COO -$ $C{H_2} - C{H_2} -$ $CH(C{H_3}) - C{H_3}$ $+ {H_2}O$
$\frac{{{m_{al}}}}{{{M_{al}}}} =$ $\frac{{{m_{est}}(attendue)}}{{{M_{est}}}}$ $\Rightarrow {m_{est}}(attendue) =$ $\frac{{{m_{al}} \times {M_{est}}}}{{{M_{al}}}}$
${m_{est}}(attendue) =$ $\frac{{{m_{al}} \times {M_{est}} \times r}}{{{M_{al}} \times 100}}$ $= 13,95$ g
1.4) On peut remplacer l’acide acétique par : le chlorure d’ethanoyle $\left( {C{H_3} - COCl} \right)$ ou l’anhydride éthanoïque ($C{H_3} - CO - O$ $- CO - C{H_3}$)
Équation bilan
$C{H_3} - COCl -$ $C{H_3} - CH(C{H_3}) -$ $C{H_2} - C{H_2}OH \to$ $C{H_3} - CO - O$ $- CO - C{H_2} -$ $C{H_2} - CH(C{H_3}) -$ $C{H_3} + HCl$
Ou
$C{H_3} - CO - O -$ $CO - C{H_3} + C{H_3}$ $- CH(C{H_3}) - C{H_2} -$ $C{H_2} - OH \to$ $C{H_3} - CO - O -$ $CO - C{H_2} - C{H_2}$ $- CH(C{H_3}) - C{H_3}$ $+ C{H_3}COOH$
2.1 Le benzène joue le rôle de solvant
2.2 Équation bilan de la réaction
2.3
${n_1} = {n_3} = \frac{{{m_3}}}{{{M_3}}}$ $\Rightarrow {m_3} = {n_1} \times {M_3}$ $= 0,2 \times 276,9 =$ $55,38$ g

Partie B : Évaluation des ressources / 16 pts

Tâche 1 : 1ere méthode
Préparation d’une solution d’acide chlorhydrique de $pH = 4$ a partir d’une solution mère de $pH = 3$
Déterminons le volume ${V_0}$de la solution à prélever :
• Lors de la dilution
${n_0} = {n_f} \Leftrightarrow$ ${C_0}{V_0} = {C_f}{V_f}$
${C_0} = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right] =$ ${10^{ - pH}} = {10^{ - 3}}$ mol/L
${C_f} = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right] =$ ${10^{ - pH}} = {10^{ - 4}}$ mol/L
${V_0} = \frac{{{C_f}{V_f}}}{{{C_d}}}$ $= 20$ Ml
Protocole : on effectue une dilution
A l’aide d’une pipète jaugée de 20mL, prélever 20mL de la solution $S_0$ et l’introduire dans une fiole jaugée de 200 mL contenant au préalable de l’eau distille. Compléter ensuite la solution obtenue avec l’eau distille jusqu’au trait de jauge tout en homogénéisant.

Tâche 1 : 2ieme méthode
On effectue la dilution
$p{H_0} = p{H_f} + 1$
Il s’agit d’une dilution au dixième car l’acide chlorhydrique est un acide fort
${C_f} = \frac{{{C_0}}}{{10}} = 20$ mL
Protocole : on effectue une dilution
A l’aide d’une pipète jaugée de 20mL, prélever 20mL de la solution $S_0$ et l’introduire dans une fiole jaugée de 200 mL contenant au préalable de l’eau distille. Compléter ensuite la solution obtenue avec l’eau distille jusqu’au trait de jauge tout en homogénéisant.

Tâche 2
Déterminons le nombre maximum de cuillerées de 7,5mL à prendre par jour pour un malade.
• Équation de la réaction
$Mg{(OH)_2} + 2({H_3}{O^ + }$ $+ C{l^ - }) \to MgC{l_2} +$ $4{H_2}O$
• Déterminer la quantité de nattière de $Mg{(OH)_2}$ nécessaire pour neutraliser les ions ${H_3}{O^ + }$ présents dans le suc gastrique en 24 h
En effectuant un bilan molaire, on a :
$\frac{{{n_{Mg{{(OH)}_2}}}}}{1} = \frac{{{n_{{H_3}{O^ + }}}}}{2}$ $\Rightarrow {m_{Mg{{(OH)}_2}}} =$ $\frac{{\left[ {{H_3}O} \right].{V_{Mg{{(OH)}_2}}}}}{2}$ $= 0,583$ g
• Déterminons le volume de la suspension correspondant à 0,583g de $Mg{(OH)_2}$
250Ml de solution contient 9,75 g d’hydroxyde de magnésium
Pour une masse de 0,583 g, le volume correspondant sera de 15 g ( règle de trois)
• Déterminons le nombre de cuillerées de 7,5mL a prendre pour le traitement.
La contenance d’une cuillerée étant de 7,5mL, nous obtiendrons 2 cuillerées ( règle de trois).
Conclusion : pour son traitement, le malade doit consommer 2 cuillerées de 7,5 mL par jour.