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21 Avril 2011 Consulté 2018 fois
exercice - Terminale S - Physique
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EXERCICE :

Une réglette crée des ondes rectilignes de fréquence  N = 25 Hz, à la surface de l’eau contenue dans une  cuve à ondes comprenant deux parties 1 et 2 ou les célérités  sont respectivement

 C1= 0.25m.s-1 et  C2=0.30 m.s-1  . L’angle formé par la réglette et la ligne   de séparation MN et  alpha =30°

Faire un schéma en vrais grandeurs  des ondes à la surface de la cuve

EXERCICE :

Une plaque excitatrice P, faisant un angle i1 =20° avec la surface de séparation de deux  couches d’eau de profondeurs différentes crée  à la surface de la couche la moins profonde une onde mécanique  rectiligne qui se propage dans ce milieu avec une célérité  V 1 =20cms-1

1)      sachant que la célérité de propagation des ondes dans le milieu le plus profond est

 V2 = 30cm.s-1. Déterminer la direction des ondes diffractées

2)      montrer que l’angle  d’incidence i1 admet une limite i1L  que l’on déterminera 

3)      représenter les lignes d’ondes dans les deux cas suivants 

·          i1 = i1L

·          i >   i1L

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EXERCICE N:1
1-rappeler dans le cadre de la théorie de Bronsted la définition de :
- un acide - une base - une réaction acide base.
2-on considère à 25 ° C Les couples acide base suivants :
HCOOH /……… ; pKa1=3.80 ; ………. / ClO- pKa4= 7,5

………../CH3NH2 ; pKa2 =10,72 ; NH4+/……….. ; pKa3=9,20
a- Remplacer les pointillés par les formules correspondantes
b- classer les acides de ces couples par ordre d'acidité croissante
c- que peut –on –dire de la force des bases?
3- on fait réagir HCOOH avec CH3NH2
a- écrire l'équation de la réaction.
b- calculer la constante d'équilibre de cette réaction. Retrouver le résultat de la question 2-b
c- la réaction étudiée est- elle ?
Totale , Limitée ou Trop limitée
EXERCICE N:2
On prépare trois solutions S1; S2 ; S3 en dissolvant dans l'eau pure trois acides A1H ; A2H ; A3H de même concentration C1=C2=C3 =C
Les pH de ces solutions, mesurés à 25 ° C sont respectivement :
pH1=3,4 ; pH2 =2,9 ; pH3=2
1- classer ces acides par ordre d'acidité croissante
2- l'un de ces acides est un acide fort, lequel? Ecrire l'équation de son ionisation dans l'eau.
3- Calculer la valeur de la concentration commune C
4- calculer τ1f , τ2f et retrouver le résultat précédent.
5- Comparer les pKa des trois couples
EXERCICE N :3
On considère un litre d’une solution d’ammoniac de pH = 11,1 obtenu en dissolvant n1 = 0,1 mol d’ammoniac NH3 par litre de solution. On notera C1 la concentration de cette solution.
a) Déterminer la quantité d’ions OH- présents dans cette solution, le comparer au nombre de moles d’ammoniac introduit
b) Ecrire l’équation de la réaction de l’ammoniac avec l’eau.
2°/ On dilueV1 mL de la solution d’ammoniac de concentration C1, pour obtenir V2=100 mL d’une solution de concentration C2
On dispose du matériel et des produits suivants :
- Pipettes de 10mL et 5mL
- Fioles jaugées de 250 et 100mL
- Une solution d’ammoniac de concentration C1 = 10-1 mol.L-1
- Eau distillée
a) calculer V1 et indiquer le mode opératoire permettant de préparer la solution d’ammoniac de concentration
C2=10-2mol.L-1
b) Le pH de la solution obtenu après dilution est 10,6.
Déterminer le nombre des moles n2 d’ions OH- présents dans 100mL de cette solution. Le comparer au nombre n1 de moles OH- présents dans le volume V1de la solution d’ammoniac de concentration C1 que l’on a prélevé.
Calculer les taux d’avancement avant et après la dilution .En déduire l’effet de la dilution sur l ionisation d’ammoniac.
c) Si on effectue la même dilution sur une solution de soude de pH = 12, quel sera le pH de la solution obtenue ? Justifier la réponse.
Le nombre de mole d ion OH- ne varie pas au cours de la dilution De même pour le taux d’avancement pour une base forte

EXERCICE N¬¬ :4
L’acide hypochloreux HClO appartient au couple acide base HClO/ClO- de pKa1 = 7,3. L’ammoniac NH3 est la base du couple acide base NH4+/NH3 de pKa2 = 9,2. On prépare V1 = 10 mL d’une solution aqueuse S1 d’acide hypochloreux de concentration C1 = 0,15 mol/L. On ajoute à cette solution V2 = 5 mL d’une solution aqueuse d’ammoniac S2 de concentration C2 = 0,10 mol/L. On suppose que les réactions de HClO et NH3 avec l’eau sont négligeables.
1) Ecrire l’équation de la réaction acido-basique susceptible de se produire lors du mélange des solutions S1 et S2 et calculer la constante d’équilibre associée à K.
2) Calculer les quantités de matière des réactifs en présence à l’état initial.
3) Dresser le tableau d’avancement du système chimique et calculer la valeur de l’avancement à l’équilibre xf.
4) Calculer le taux d’avancement final. La réaction est-elle totale ?
5) Calculer les concentrations des espèces chimiques présentes en solution à l’état final. déduire le pH du mélange
EXERCICE N 5
Des solutions à concentration C =10-2 mol. L-1 d’acide méthanoïque (HCOOH) et d’acide éthanoïque (CH3 COOH) ont des pH respectivement égaux à 2,9 et 3,4.
1°) a- Ces deux acides sont-ils des acides forts ou d’acides faibles ? Justifier la réponse.
b- Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissolution et préciser les couples acide-base mis en jeu.
2° ) a-Quel est l’acide le plus fort ?
b- les pKa des deux couples sont 4,8 et 3,8
Quelle est le pKa de l’acide méthanoïque ? Justifier la réponse.
3°) Une solution S d’un acide AH de concentrationC1 = 10-1 mol .L-1 a un pH=2,4
a) Déterminer les molarités des différentes espèces chimiques présentes dans la solution (S)
b) Calculer le pKa du couple mis en jeu .En déduire le nom et la formule semi-développée de cet acide

EXERCICE N:6
L'acide hypochloreux a pour formule HClO.Sa base conjuguée ClO-¬ est appelée ion hypochlorite.
Le document ci-dessous représente les pourcentages des espèces chimiques acide et base du couple HClO/ClO- ¬
en fonction du pH pour une solution où C = 1,00.10¬ - 2 mol. L ¬ -1
Répondre par vrai ou faux
Question 1
a) La courbe I représente l'évolution en % de la base en fonction du pH
b) Le pKa de ce couple est 7,3

c) Le pH d'une solution refermant 70% d'acide et 30% de base conjugué est 6,88
Question 2 : comparaison de deux acides ; on dispose de solutions d'acides différents ;
Solution 1 : acide éthanoïque, pKa1= 4,7, C1 = 3,0.10-2 mol.L-1, pH = 3,1
Solution 2 : acide HA inconnu, pKa inconnu, C2 = 3,0.10-2 mol.L-1, pH = 2,9
a) le taux d'avancement de la solution 1 est 2,6%
b) le taux d'avancement de la solution 2 est 6,2%
c) le pKa inconnu a pour valeur 5,2
d) le pKa inconnu a pour valeur 4,2






Question 3 : On mélange 100mL d'une solution d'acide éthanoïque CH3COOH de concentration en soluté apporté ca = 10-2 mol.L-1
et 200mL d'une solution d'ammoniac NH3 de concentration en soluté apporté cb = 10-2 mol.L-1
Données: couple CH3COOH/ CH3COO-, pKa1 = 4,7 ; couple NH4+/NH3, pKa2 = 9,2
a) l'équation s'écrit : CH3COOH + NH3 ↔ CH3COO- + NH4+
b) le réactif limitant est NH3
c) la constante d'équilibre de la réaction est K = 3,16.104
d) le taux d'avancement de la réaction est pratiquement égal à 1
Question 4 : (suite de la question précédente)
a) D'après le tableau d'avancement, à l'état final,
b) n NH3 = 1.10-3mol
c) à l'état final, [NH3] = 1.10-2mol.L-1
d) à l'état final, [NH3] = [NH4+]
e) à l'état final pH = 9,2
EXERCICE N:7

On dissout une masse m =1.09g de chlorure d ammonium NH4Cl dans l eau distillée de façon a obtenir un litre de solution
1- Ecrire l équation de la dissolution du chlorure d ammonium dans l eau.
2- Calculer la concentration molaire c de la solution en chlorure d ammonium apportée
3- Ecrire l équation de la réaction acido- basique entre les ions ammonium st l eau
4- Calculer le taux d avancement final ζ1f de cette réaction et le pH de la solution
5- En ajoutant un volume Vs de solution de soude de concentration Cs = 10-2mol.L-1 a un volume V1 =50 mL de la solution chlorure d ammonium, le pH de la solution atteint la valeur 9.2
a- Calculer la constante d équilibre de la réaction entre les ions hydroxyde et ammonium
b- Calculer [OH-]
c- Montrer que [NH3] = [NH4+] sans utiliser les résultats des questions précédentes.
d- Déterminer l avancement xeq (avancement à l équilibre)
e- Calculer le volume Vs .en déduire la quantité d ions OH- introduit dans le mélange
f- Déterminer le taux d avancement final ζ2f de cette réaction lorsque le pH atteint 9.2 .conclure
On donne N =14 g.mol-1 H=1g. mol-1 Cl=35.5 g mol -1 pka (NH4+/ NH3) =9.2


EXERCICE N:8
à la température de 25 °C On prépare une solution (S0) d'acide éthanoïque CH3COOH de concentration C0=0,1 mol.L-1 le pH de la solution S0 est pH0= 2,9 .
1-préciser si l'acide éthanoïque est fort ou faible et écrire l'équation de sa dissolution dans l'eau
2-calculer les concentrations molaires des espèces chimique présente dans S sachant que le produit ionique de l'eau est Ke=10-14 à 25° C.
3-déduire la constante Ka et le pKa du couple CH3COOH / CH3COO-
4-sachant que la dissolution de l'acide éthanoïque est endothermique .quel est l'effet d'une élévation de la température sur le pH de la solution .justifier la réponse.
5-Quel l'effet d'une dilution sur :
 l'équilibre d'ionisation de cet acide (on comparera avec la constante d'acidité Ka)
 Le taux d avancement de l'acide
 Le pH de la solution de l'acide
6-on dilue n fois un volume V0 =20mL de la solution S0, on obtient une solution S de volume V et de concentration C. On suppose que l'acide reste faiblement ionisé.
 Exprimer le pH de la solution S en fonction de pH0 et n
 Quel volume d'eau faut –il ajouter à V0 pour obtenir une solution de pH =3,4 ? .
7- on considère deux solutions aqueuses d'acides A1H (acide faible) et A2H (acide fort) de même volume V0=10mL et de même pH initial (pH0) et de concentration initiales respectives C01=72,4 .10-3mol .L-1 et C02. Que l'on dilue séparément et on mesure à chaque fois le pH de la solution diluée ce qui permet de tracer les courbes pH = f (log n) pour chacun des deux acides (n nombre de dilution).
pH
(1)

4



3.5


(2)
3


Log n
0 1

 Faire la correspondance entre les courbes (1) et (2) et les acidesA1H et A2H .justifier la réponse.
 Calculer C02 ainsi que la constante d'acidité Ka de l'acide faible

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