Sujet Bac Afrique Juin 2011
Calculatrice autorisée
II ) Chimie au quotidien (5,5 points)
III ) Le laser au quotidien
(4 points)
III )(spe) La physique du vide grenier
(4 points)
Sujet Bac Afrique Juin 2011 - I ) Les curie
©Sciences Mont Blanc
Sujet Bac Afrique Juin 2011 - II ) Chimie au quotidien
des expériences de chimie réalisables chez soi (6,5 points) calculatrice autorisée
1 ) La pile au citron
Une expérience simple à réaliser chez soi : alimenter un cadran d’horloge, comme l’écran à cristaux liquides d’un réveil de voyage, avec un citron !
Matériel nécessaire pour réaliser la pile :
- Pièces ancienne en cuivre
- Trombones galvanisés (entièrement recouverts de zinc)
- Fils électriques
- Plusieurs citrons
- Un multimètre
L’objectif de cet exercice est d’expliquer scientifiquement le phénomène.
Données :
M(Zn) = 65,4 g.mol-1 ; Constante de Faraday : F = 96 500 C.mol-1
Couples oxydant / réducteur : Zn 2+(aq) / Zn(s) ; H+(aq) / H2 (g) .
1.1.) Polarité
de la pile
On désire mesurer la tension à vide aux bornes de « la pile au citron ».
Pour ce faire, on a réalisé le montage de la figure 1 ci-dessus : l’indication donnée par le voltmètre : + 0,84 V.
1.1.1.) Quel autre nom donne-t-on à la tension à vide d’une pile ?
1.1.2.) Déterminer la polarité de la pile au niveau de la pièce et du trombone.
Justifier votre réponse.
1.2.) Principe de fonctionnement de la pile :
Au cours de son utilisation, on constate une effervescence au niveau de la pièce ancienne.
Après analyse du gaz, on en déduit qu’il s’agit de dihydrogène.
1.2.1.) Comment peut-on mettre en évidence expérimentalement la présence de dihydrogène ?
1.2.2.) Ecrire les équations des réactions d’oxydoréduction ayant lieu à chaque électrode en précisant le type de réaction (oxydation ou réduction) et le nom de chaque électrode.
1.2.3.) En déduire l’équation de la réaction globale se produisant au cours du fonctionnement de cette pile.
1.2.4.) D’où proviennent les ions H+(aq) présents dans les réactifs ?
1.2.5.) Parmi les solutions aqueuses telles que le vinaigre, l’eau sucrée et le jus d’orange, justifier celle(s) qui aurai(en)t pu remplacer le citron ?
1.2.6.) Comment peut-on obtenir, avec le matériel disponible, un dispositif délivrant une tension à vide deux fois plus grande ?
1.3 ) Etude quantitative :
La pile est utilisée pour faire fonctionner une horloge pendant une durée Dt = 5 min 30 s.
L’intensité I du courant débité par la pile est égale à 10 mA.
1.3.1.) Quelle quantité d’électricité Q est débitée par la pile pendant la durée Dt ?
1.3.2.) Déterminer n, la quantité de matière de zinc consommée au cors du fonctionnement de la pile .
1.3.3.) En déduire la variation Dm du trombone pendant la durée de fonctionnement Dt.
2 ) Cuivrer un objet en fer :
Une autre expérience simple à réaliser chez soi : cuivrer un objet en fer, soit encore déposer du cuivre sur un objet en fer.
Matériel nécessaire pour réaliser le dépôt :
- bouillie bordelaise en poudre, en vente dans les jardineries
- eau déminéralisée
- un objet à cuivre
- une clé en fer
- un petit objet en cuivre
- une cuve
- 2 fils électriques et u ne pile de 4,5 V
Données : M(Cu) = 63,5 g.mol-1 ; M(S) = 32,1 g.mol-1 ; M(O) = 16,0 g.mol-1
2.1 ) Préparation de l’électrolyse
On trouve du sulfate de cuivre CuSO4 dans la « bouillie bordelaise », poudre très connue des jardiniers qui l’utilisent comme fongicide ( produit conçu pour tuer ou limiter le développement des champignons parasites des végétaux). Sur un paquet de « bouillie bordelaise » acheté en jardinerie, on peut lire « contient 80 % en masse de CuSO4 ».
2.1.1.) Déterminer une masse notée m de bouillie bordelaise à prélever dans un paquet pour préparer un volume V = 250 mL de solution aqueuse de sulfate de cuivre de concentration molaire C = 1,0 mol.L-1 . Cette solution servira d’électrolyte.
2.1.2. ) Indiquer le protocole expérimental pour préparer l’électrolyte à l’aide du matériel que l’on peut trouver dans les laboratoires de chimie d’un lycée.
2.2) Cuivrage par une transformation spontanée
En plongeant la clé en fer dans l’électrolyte préparée au 2.1. , elle se recouvre instantanément d’une mince couche de cuivre Cu.
Les couples intervenant au cours de la transformation sont Cu2+(aq) / Cu(s) et Fe2+(aq) / Fe(s) .
2.2.1. ) Ecrire l’équation de la réaction qui modélise la transformation se produisant dans le mélange réactionnel. Préciser l’espèce jouant le rôle d’oxydant et celle jouant le rôle de réducteur.
2.2.2. ) Calculer le quotient de réaction initial Qr , i et justifier le caractère spontané de cette transformation ; la constante d’équilibre de la réaction vaut K = 1026.
2.2.3 ) La présence de cuivre à la surface de la clé interrompt la réaction, le dépôt de cuivre sur la clé est donc très mince, proposer une explication pour rendre compte de ce phénomène.
2.3.) Cuivrage par une transformation forcée.
Afin d’augmenter le dépôt de cuivre sur la clé, on réalise une électrolyse à anode soluble.
Pour ce faire, on plonge l’objet en cuivre et la clé dans l’électrolyte préparé au 2.1. (cf. figure 2 de l’annexe) puis on les relie convenablement à la pile de 4,5 V avec deux fils électriques.
Le seul couple mis en jeu au cours de l’électrolyse est celui relatif au cuivre Cu2+(aq) / Cu(s) .
2.3.1.) Sur quelle électrode doit se faire le dépôt de cuivre ?
Ecrire l’équation de la réaction à cette électrode.
2.3.2.) En déduire l’équation de la réaction à l’autre électrode et montrer que le bilan de l’électrolyse est : Cu2+(aq) + Cu(s) pièce = Cu(s) clé + Cu2+(aq)
2.3.3) Sur le schéma du montage de la figure 2 de l’annexe, placer les fils électriques et la pile de 4,5 V en précisant sa polarité pour un montage correct et le déplacement des charges lors de l’électrolyse.
Annexe à rendre avec la copie
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