Technicien Dbs

19/12/2017

La chimie

11/05/2017

اللهم بلغنا رمضان

15/02/2017

STEREOCHIMIE - GEOMETRIE DES MOLECULES ET DES IONS.
Cette leçon comporte deux paragraphes.
1- REPRESENTATION DE LEWIS DES ATOMES
Par exemple, l'atome de chlore le plus abondant dans la nature possède un noyau central contenant Z = 17 protons positifs et N = 18 neutrons. Le nombre de nucléons est donc A = Z + N = 17 + 18 = 35. On symbolise ce noyau par .
Loin de ce noyau gravitent 17 électrons négatifs e - répartis sur trois couches K, L, M.
Le modèle de Lewis d'un atome ne représente que la couche externe.
Remarque :
La couche n (entier) contient au maximum 2 ´
n² électrons.
La couche n = 1 (K) contient au maximum 2 ´ 1² = 2 électrons.
La couche n = 2 (L) contient au maximum 2 ´ 2² = 8 électrons.
La couche n = 3 (M) contient au maximum 2 ´ 3² = 18 électrons.
La couche . . . contient au maximum . . .
2- REGLE DE L’OCTET ET DU DUET.
GEOMETRIE DES MOLECULES ET DES IONS.
Les atomes de la dernière colonne de la classification périodique possèdent huit électrons (un octet) sur leur couche externe, l'exception de l'atome d'hélium He qui possède deux électrons (un duet) sur sa couche K :
He : (K) 2 Ne : (K) 2 (L) 8 Ar : (K) 2 (L) 8 (M) 8 Kr : (K) 2 (L) 8 (M) 18 (N) 8 . . .
Ces gaz nobles sont stables.
Lors de transformations chimiques, les atomes évoluent pour acquérir la structure électronique du gaz noble le plus proche d'eux dans le tableau périodique. Ils acquièrent ainsi une plus grande stabilité. Ils obeissent soit la règle du duet soit à la règle de l'octet
a- Règle du duet - Règle de l’octet.
Règle du duet : Les atomes proches de l'hélium évoluent pour acquérir deux électrons externes.
Règle de l'octet : Les autres atomes évoluent pour acquérir huit électrons sur leur couche externe.
Ces évolutions aboutissent à des ions ou à des molécules .
Exemples :
- L'atome de lithium Li : (K) 2 (L) 1 donne naissance à l'ion stable Li + : (K) 2 à comparer à He : (K) 2 .
- L'atome d'hydrogène H : (K) 1 donne rarement naissance à l'ion H - : (K) 2 à comparer à He : (K) 2 .
- L'atome d'hydrogène H : (K) 1 donne souvent naissance à l'ion H + : (K) 0 (exception à la règle du duet).
- L'atome d'oxygène O : (K) 2 (L) 6 donne naissance à l'ion stable O - - : (K) 2 (L) 8 à comparer à Ne : (K) 2 (L) 8 .
- Dans les composés polyatomiques, on distingue les doublets liants entre deux atomes et les doublets non liants appartenant à un seul atome.
- Les atomes O : (K) 2 (L) 6 C : (K) 2 (L) 4 H : (K) 1 donnent naissance à la molécule de méthanal (voir ci-dessous ) dans laquelle l'atome H satisfait à la règle du duet alors que les atomes C et O satisfont à la règle de l'octet.
- De nombreux autres exemples sont donnés dans la suite de la leçon. Tous ces exemples satisfont à la règle de l'octet et du duet.
- Dans l'enseignement post baccalauréat on rencontrera des composés chimiques que ne satisfont pas à la règle de l'octet.
b- Structure plane de Lewis.
C'est une représentation plane (donc incorrecte) des molécules ou des ions indiquant l'enchaînement des atomes et les électrons de leur couche externe en distinguant les doublets liants et les doublets non liants (voir la 3° colonne des deux tableaux ci-dessous).
c- Structure spatiale - Méthode VSEPR de GILLEPSIE (allègement de programme pour le bac 2002)
Les doublets liants ou non liants de la couche externe de l'atome central d'un édifice polyatomique se repoussent entre eux car ils sont négatifs. La géométrie du composé sera telle que ces doublets soient le plus loin possible les uns des autres.
Remarque : Une liaison multiple est assimilée à une liaison simple mais plus volumineuse et plus répulsive.
Conventions : Les liaisons de l'atome de carbone tétraédrique sont représentés de la façon suivante :
(structure dans l'espace à 3 dimensions)
Composé AXn sans doublet libre sur l’atome A
A est l’atome central.
X désigne les atomes liés à l'atome A. Il y en a un nombre n. Ces atomes X peuvent être différents.
- Exemple :
Considérons la molécule de méthanal
L'atome central A est, ici, l'atome de carbone C.
Les atomes X liés à C sont, ici, les atomes H, H et O. On a donc n = 3.
La structure du méthanal est donc de type AX 3 . Pour plus de précision, voir le problème 7-A avec corrigé.
- Recherche de la structure de quelques molécules ou ions :
(La dernière colonne du tableau donne la
représentation de Gillepsie).
Composés AXnEp avec p doublets non liants sur l’atome A
A est l’atome central.
X désigne les atomes liés à l'atome A. Il y en a un nombre n. Ces n atomes X peuvent être différents.
E désigne un doublet non liant fixé sur l'atome A . Il y en a un nombre p.
- Exemple :
Considérons l'ion hydronium
L'atome central A est, ici, l'atome d'oxygène O.
Les atomes X liés à O sont, ici, les atomes H,H et H. On a donc n = 3.
Il y a un doublet E non liant fixé sur l'atome central. On a donc p = 1.
La structure de l'ion hydronium H 3 O + est donc de type AX 3 E 1 .
- Recherche de la structure de quelques
molécules :
(La dernière colonne du tableau donne la
représentation de Gillepsie).
A VOIR :
Problème avec corrigé n° 7 A : Structure de

07/02/2017

Les types de phrases ,exercice corrigé: 1.Quels jolis tapis ! Exclamative
2. J'aime les gâteaux délicieux de maman.
Déclarative
3. Quels sont les méfaits des drogues sur l'organisme ? Interrogative
4. Suivez à la lettre les consignes de votre coach. Impérative
5. Quelle est la capitale de la France ?
Interrogative
6. Soyez tolérants envers autrui. Impérative
7. Mon plat préféré est le couscous.
Déclarative
8. Comme elle est intéressante cette émission ! Exclamative
9. Encourageons chaleureusement l'équipe nationale. Impérative
10. Nous devons tous protéger notre environnement. Déclarative
- Si vous aviez été membre du club
2. J'aime les gâteaux délicieux de maman.
Déclarative
3. Quels sont les méfaits des drogues sur l'organisme ? Interrogative
4. Suivez à la lettre les consignes de votre coach. Impérative
5. Quelle est la capitale de la France ?
Interrogative
6. Soyez tolérants envers autrui. Impérative
7. Mon plat préféré est le couscous.
Déclarative
8. Comme elle est intéressante cette émission ! Exclamative
9. Encourageons chaleureusement l'équipe nationale. Impérative
10. Nous devons tous protéger notre environnement. Déclarative

06/02/2017

degré d'hydratation du sel de Mohr :

Le sel de Mohr est un solide ionique hydraté de formule FeSO4 ; (NH4)2SO4 ; nH2O. cela signifie qu'une mole de ce sel contient une mole de sulfate de fer II, une mole de sulfate d'ammonium et n moles d'eau. Le nombre n est un entier appelé degré d'hydratation.. On pèse 4 g de sel de Mohr et on les dissout dans une fiole jaugée de 100 mL afin d'ontenir une solution aqueuse S1 de sel de Mohr de concentration massique c'1 = 40 g/L.

On mélange dans un bécher, un volume V1 = 10 mL de la solution S1 et un volume V2= 5 mL d'une solution S2 d'acide sulfurique ( 2H+ + SO42-) de concentration molaire c2= 1 mol/L. On dose alors les ions fer II par une solution titrante de permanganate de potassium de concentration molaire c0= 0,02 mol/L. Le volume de solution titrante versé à l'équivalence est V0= 10,2 mL.

Ecrire l'équation de la réaction de dosage. Quel est le rôle de l'acide sulfurique ?
Comment l'expérimentateur a t-il détectée l'équivalence ?
Déterminer la concentration molaire c1 en ion fer II de la solution S1.
En déduire la valeur du degré d'hydratation du sel de Mohr.
Déterminer la quantité de matière de chaque espèce dissoute présente dans le bécher lors de l'équivalence. Vérifier alors l'électroneutralité de la solution.
Potentiels normaux à 25°C : E° (MnO4- / Mn2+) = 1,51 V ; E° (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V

masse atomique molaire (g/mol) H=1 ; C=12 ; N=14 ; O=16 ; S=32,1 ; K= 39,1 ; Mn= 54,9 ; Fe = 55,8.


corrigé
5 fois { Fe2+ --> Fe3+ + e- } oxydation
MnO4- + 8 H+ + 5e- --> Mn2+ + 4H2O réduction

MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ --> Mn2+ + 5 Fe3+ + 4H2O

l'ion permanganate est oxydant en milieu acide : l'acide sulfurique est l'un des réactifs.

avant l'équivalence le liquide est incolore dans l'erlenmeyer ; après l'équivalence l'ion permanganate est en excès, la solution de l'erlenmeyer est violette.

A l'équivalence, quantité de matière d'ion permanganate ajouté : 0,02*10,2 = 0,204 mmol

d'après les coefficients de l'équation bilan, la quantité de matière d'ion Fe2+ est 5 *0,204 = 1,02 mmol dans 10 mL de solution soit [Fe2+] = 1,02 /10 = 0,102 mol/L.

degré d'hydratation du sel de Mohr :
0,102 mol FeSO4 soit : 0,102 *(55,8 + 32+4*16) = 15,48 g

0,102 mol (NH4)2SO4 soit : 0,102 *(18*2 + 32+4*16) = 13,46 g

d'où 40-(15,48+13,46) = 11,06 g d'eau

11,06 / 18 = 0,614 mol d'eau

0,604 = 0,102 n soit n = 6.

05/02/2017

Groupe nominal: Qu’est-ce qu’un groupe nominal ?

Un nom est rarement tout seul. On trouve devant lui un déterminant. On peut trouver aussi d’autres mots, avant et après le nom.
Le nom (commun ou propre) et les mots qui l’accompagnent forment ce qu’on appelle le groupe nominal . (Que l’on note souvent GN et que l’on nomme aussi groupe du nom.)

Exemple:
Regardons la suite de mots « la petite fille ».
On y trouve un nom, le mot « fille ».
Ce nom est accompagné du mot « la » (le déterminant) et du mot « petite ».
La suite de mots « La petite fille » est donc le GN.

Remarque : Un GN peut être constitué d’un nom propre, avec ou sans déterminant.

Qu’est-ce qu’un noyau et un chef de groupe ?

Dans un GN, le nom est le mot le plus important. On dit qu’il est le noyau. On peut aussi dire qu’il est le nom chef de groupe. Dans un GN, on peut facilement supprimer certains mots. Mais il n’est pas possible de supprimer le nom ou son déterminant. La suite de mots n’aurait plus de sens.

05/02/2017

OXYDO-REDUCTION

Pour tous les exercices sauf indication contraire, le pH sera considéré comme constant et égal à 0. On prendra 2,3 RT/F = 0,06.

DONNEES

Oxydant
Fe3+
CH3COOH
Br2
IO3-
S4O62-
O2 Mno4 Réducteur
Fe2+
CH3CH2OH
Br-
I2
S2O32-
H2O2
Mn2+

E0 (V)
0,77
0,1
1,07
1,19
0,09
0,69
1,51

Oxydant
Cr2O72-
I2
Br2
HNO3
Sn4+
Ce4+
Cr3+

Réducteur
Cr3+
I-
Br-
NO
Sn2+

Exercice 1 :
1) Equilibrer les réactions se produisant entre les couples :
a) HNO3/NO et Fe3+/Fe
b) IO3-/I2 et CH3COOH/CH3CH2OH
Br2/Br- et S4O62- / S2O32-
2) Dans chaque cas calculer la constante d'équilibre de la réaction spontannée dans les conditions standards.

a) HNO3/NO et Fe3+/Fe

HNO3 + 3 H+ + 3 e- = NO + 2 H2O E01 = 0,96 V Couple Oxydant

Fe = Fe3+ + 3e- E02 = 0,77 V Couple Réducteur

HNO3 + 3 H+ + Fe = NO + 2 H2O + Fe3+

Log KR = 3 *(0,96 - 0,77) / 0,06 = 9,5 - KR = 109,5 - réaction quasi totale

b) IO3-/I2 et CH3COOH/CH3CH2OH
2 * [ 2 IO3- + 12 H+ + 10 e- = I2 + 6 H2O E01 = 1,19 V Couple Oxydant
5 *[CH3CH2OH + H2O = CH3COOH + 4 H+ + 4 e- E02 = 0,10 V Couple Réducteur
4 IO3- + 24 H+ + 5 CH3CH2OH + 5 H2O = 2 I2 + 12 H2O + 5 CH3COOH + 20 H+
4 IO3- + 4 H+ + 5 CH3CH2OH = 2 I2 + 7 H2O + 5 CH3COOH

log KR = 10* 4 * (1,19 - 0,10 ) / 0,06 = 60 - KR=1060 - Réaction quasi totale

c) Br2/Br- et S4O62- / S2O32-

Br2 + 2 e-= 2 Br- E01 = 1,07 V Couple Oxydant

2 S2O32- = S4O62- + 2 e- E01 = 0,09 V Couple réducteur

Br2 + 2 S2O32- = 2 Br- + S4O62-

Log KR = 2 (1,07 - 0,09 ) / 0,06 = 32,7 - KR=1032,7 - Réaction quasi totale

Exercice 2 :
On titre 20 mL d'une solution d'eau oxygénée H2O2 de molarité inconnue par une solution 0,025 mol.L-1 de permanganate de potassium (K+ MnO4-). Il faut verser 12,3 mL de KMnO4 pour atteindre le point équivallent. Quelle est la molarité de H2O2 ?

H2O2 = O2 + 2 H+ + 2 e- - E01 = 0,69 V - Couple réducteur
MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O - E02 = 1,51 V - Couple Oxydant

Utilisation des normalités
Le nombre d'électron libéré par H2O2 est égal au nombre d'électron capté par MnO4-
N1V1 = N2V2
(1) MnO4- : 1 mole = 5 moles d'e- ( N1 = 5 C1
(2) H2O2 : 1 mole : 2 moles d'e- ( N2 = 2 C2
5 C1 V1 = 2 C2 V2
C2 = 5 * 0,025 *12,3 / (2 *20) = 0,0384 mol.L-1
Utilisation des molarités
5 H2O2 + 2 MnO4- + 16 H+ = 5 O2 + 10 H+ + 2 Mn2+ + 8 H2O
5 H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+ = 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
5 mole d' H2O2 (2) réagissent avec 2 moles de MnO4- (1)
5 C1 V1 = 2 C2 V2

Exercice 3 :
Pour déterminer le taux d'alcoolémie d'un conducteur on procède ainsi : On prélève 5 mL de sang qu'on mélange à 25 mL d'une solution à 0,005 mol.L-1 de dichromate de potassium (K+ Cr2O72-). Le mélange réactionnel est ensuite titré par une solution à 0,1 mol.L-1 d'iodure de potassium (K+ I-). Il faut verser 6,6 mL de cette solution de KI pour atteindre le point équivalent. Quel est le taux d'alcoolémie du conducteur ?

Trois couples interviennent dans ce titrage.
(1) Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O E01 = 1,33 V
(2) CH3CH2OH + H2O = CH3COOH + 4 H+ + 4 e- E02 = 0,10 V
(3) I2 + 2 e-= 2 I- E03 = 1,54 V

On fait d'abord réagir l'oxydant Cr2O72- sur le réducteur CH3CH2OH.
On fait ensuite réagir le mélange avec le réducteur I-
Pour que ce titrage puisse fonctionner il faut mettre Cr2O72- en excès par rapport à CH3CH2OH. L'excés d'oxydant peut alors être titré par le réducteur I-

Utilisation des normalités :

Le nombre d'e- libérés par les réducteurs (CH3CH2OH et I-) est égal au nombre d'électron capté par les oxydants (Cr2O72-).
N2 V2 + N3 V3 = N1 V1
(1) Cr2O72- 1 mole ( 6 moles d'e- ( N1 = 6 C1
(2) CH3CH2OH 1 mole ( 4 moles d'e- ( N2 = 4 C2
(3) I- 1 mole ( 1 mole d'e- ( N3 = C3
4 C2 V2 + C3 V3 = 6 C1 V1

C2 = ( 6 C1 V1 - C3 V3 ) / 4 V2 = (6*0.005*25-0,1*6,6)/20 = 0,045 mol.L-1
M CH3CH2OH = 12 * 2 + 6 + 16 = 46 g.mol-1
Soit 0,045 *46 = 0,201 g.L-1
Soit un taux d'alcoolémie de 0,201 g d'alcool pur par litre de sang.

Exercice 4 :
Calculer le potentiel de Nernst et les concentrations des diverses espèces pour les mélanges suivants :

1) 20 mL de KI 0,2 mol.L-1 + 50 mL de I2 0,25 mol.L-1
2) 150 mL de FeCl3 0,12 mol.L-1 + 200 mL de FeCl2 0,22 mol.L-1
3) 200 mL de KMnO4 0,015 mol.L-1 + 100 mL de FeCl2 0,1 mol.L-1
4) 100 mL de S2O32- 0,025 mol.L-1 + 25 mL de I2 0,125 mol.L-1

1) 20 mL de KI 0,2 mol.L-1 + 50 mL de I2 0,25 mol.L-1

I2 + 2 e- = 2 I- E0 = 1,54 V
E = E0 + 0,06 log { [I2] / [I-]2 }
[I2] = 50 * 0,25 / 70 = 0,179 mol.L-1
[I-] = 20 * 0,2 / 70 = 0,0571 mol.L-1
E = 0,59 V

2) 150 mL de FeCl3 0,12 mol.L-1 + 200 mL de FeCl2 0,22 mol.L-1
Fe3+ + e- = Fe2+ E0 = 0,77 V
E = E0 + 0,06 log { [Fe3+] / [Fe2+] }
[Fe3+] = 150 * 0,12 / 350 = 0,0514 mol.L-1
[Fe2+] = 200 * 0,22 / 350 = 0,1257 mol.L-1
E = 0,75 V

3) 200 mL de KMnO4 0,015 mol.L-1 + 100 mL de FeCl2 0,1 mol.L-

MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O - E01 = 1,51 V - Couple Oxydant
Fe2+ = Fe3+ + e- E02 = 0,77 V - Couple réducteur
MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ = Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+
log K = 5*1*(1,51-0,77)/0,06 = 61,7 - KR = 1061,7 - Réaction quasi totale

MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ ( Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+

MnO4-
H+
Fe2+
Mn2+
Fe3+

E.I
0,003 mole(excès)
(pH=0) Cte (Excés)
0,01(défaut)
0
0

E.F
0,003 - 0,01/5 = 0,001
(pH=0) Cte (Excés)
0
0,01/5=0,002
0,01

[MnO4-] = 0,001 / 0,3 = 0,00333 mol.L-1
[Mn2+] = 0,002/0,3= 0,00667
[Fe3+] = 0,01 / 0, 3 = 0,0333 mol.L-1
[H3O+] = 1 mol.L-1

K = { [Mn2+] [Fe3+]5 } / { [MnO4-] [H+]8 [Fe2+]5 }
[Fe2+]5 = 1/ K * { [Mn2+] [Fe3+]5 } / { [MnO4-] [H+]8 }
[Fe2+]5 = 10-61,7 * { 0,00667 * 0,0333 5 / 0,00333 }
[Fe2+] = 1,75 10-14 mol.L-1
Le potentiel peut se calculer par un couple ou l'autre et on doit bien sur obtenir le même résultat.
E = E02 + 0,06 log { [Fe3+] / [Fe2+] } = 0,77 + 0,06 log { 0,0333 /1,75 10-14} =1,507 V
E = E01 + 0,06/5 log {[MnO4-] [H3O+]8/ [Mn2+]} = 1,51 + 0,06/5 log{0,00333 /0,00667} =1,506 V

4) 100 mL de S2O32- 0,025 mol.L-1 + 25 mL de I2 0,125 mol.L-1

n S2O32- = 100 * 0,025/1000 = 0,0025 mole
nI2 = 25*0,125/1000 = 0,003125 mole

2 S2O32- = S4O62- + 2 e- E01 = 0,09 V Couple réducteur
I2 + 2 e- = 2 I- E02 = 0,54 V Couple oxydant
I2 + 2 S2O32- = S4O62- + 2 I-
Log K = 2*(0,54-0,09)/0,06 = 15 - K = 1015 - Réaction quasi totale

2 S2O32- + I2( 2 I- + S4O62-

S2O32-
I2
S4O62-
I-

E.I
0,0025 mole(défaut)
0,003125(excés)
0
0

E.F
0
0,003125-0,0025/2=
0,001875
0,0025/2=0,00125
0,0025

[S4O62-] = 0,00125/0,125 = 0,01 mol.L-1
[I2] = 0,001875 / 0,125 = 0,015 mol.L-1
[I-] = 0,005/0,125 = 0,02 mol.L-1

K = [S4O62-] [I-]2 / { [S2O32-]2 [I2] }
[S2O32-]2 = 1/K [S4O62-] [I-]2 / [I2] = 10-15 * 0,01 * 0,022 / 0,015 = 2,67 10-19
[S2O32-] = 5,164 10-10 mol.L-1
Le potentiel peut se calculer par un couple ou l'autre et on doit bien sur obtenir le même résultat.
E = E01 + 0,03 log { [S4O62-] / [S2O32-]2 } = 0,09+0,03 log { 0,01 /2,67 10-19 } = 0,587 V
E = E02 + 0,03 log { [I2] / [I-]2 } = 0,54 + 0,03 log{0,015 /0,022} =0,587 V

Exercice 5 :

On titre 20 mL d'une solution de Fe3+ à 0,15 mol.L-1 par une solution de Sn2+ à 0,25 mol.L-1. Tracer la courbe de variation du potentiel de Nernst du mélange réactionnel en fonction du volume versé de la solution de Sn2+.

(1) Fe3+ + e- = Fe2+ E01 = 0,77 V - Couple oxydant
(2) Sn4+ + 2 e- = Sn2+ E02 = 0,14 V - Couple réducteur

2 Fe3+ + Sn2+ = 2 Fe2+ + Sn4+
KR = { [Fe2+]2 [Sn4+] } / { [Fe3+]2 [Sn2+] }
Log KR = 2 * (0,77 - 0,14) / 0,06 = 21
KR = 1021 Réaction quasi totale

Détermination de Veq :
Nombre d'électrons libéré par Sn2+ = Nombre d'électron capté par Fe3+
(1) Fe3+ : 1 mole capte 1 mole d'e-
(2) Sn2+ : 1 mole libère 2 mole d'e-
2 C2 V2 = C1 V1
V2 = C1 V1/ 2 C2 = 0,15 * 20 / ( 2 * 0,25 ) = 6 mL

* Pour V = 0 : Le potentiel n'est pas calculable théoriquement puisque une seule espèce Fe3+ est présente.

* Pour 0 < V2 < 6 mL : Fe3+ est en excés et Sn2+ est en défaut.

2 Fe3+ + Sn2+ ( 2 Fe2+ + Sn4+

Fe3+
Sn2+
Fe2+
Sn4+

E.I
C1 V1
C2 V2
0
0

E.F
C1 V1 - 2 C2V2
0
2 C2 V2
C2 V2

E = E01 + 0,06 log { [Fe3+] / [Fe2+] }
E = E01 + 0,06 log { [C1 V1 - 2 C2V2] / [2 C2 V2] }

E = 0,77 + 0,06 log { [3 - 0,5 V2] / [0,5 V2] }

Pour V2 > 6 mL : Sn2+ est en excés et Fe3+ est en défaut.

2 Fe3+ + Sn2+ ( 2 Fe2+ + Sn4+

Fe3+ (défaut)
Sn2+ (excés)
Fe2+
Sn4+

E.I
C1 V1
C2 V2
0
0

E.F
0
C2 V2 - C1V1/2
C1 V1
C1 V1/2

E = E02 + 0,03 log { [Sn4+] / [Sn2+] }
E = E02 + 0,03 log { [C1 V1 /2] / [ C2 V2 - C1V1/2] }

E = 0,14 + 0,03 log { [1,5] / [0,25 V2 - 1,5] }

Pour V2 = 6 mL
C'est le point équivallent du titrage.
2 Fe3+ + Sn2+ = 2 Fe2+ + Sn4+

Fe3+ (défaut)
Sn2+ (excés)
Fe2+
Sn4+

E.I
C1 V1
C2 V2
0
0

E.F
2 

C1 V1 - 2 
C2 V2 - 

(1) E = E01 + 0,06 log { [Fe3+] / [Fe2+] }
(2) E = E02 + 0,03 log { [Sn4+] / [Sn2+] }

(2') 2 E = 2 E02 + 0,06 log { [Sn4+] / [Sn2+] }
+(2') : 3 E = E01 + 2 E02 + 0,06 log { [Fe3+] [Sn4+] / ([Fe2+] [Sn2+]) }

3 E = E01 + 2 E02 + 0,06 log R

On a au point équivallent C1 V1 = 2 C2 V2
[Fe3+] = 2  / V
[Sn4+] = (C2 V2 -  ) / V
[Fe2+] = (C1 V1 - 2 ) / V = (2 C2 V2 - 2 ) / V = 2 ( C2 V2 -  ) / V
[Sn2+] =  / V
R = [Fe3+] [Sn4+] / ([Fe2+] [Sn2+]) = 1 ( log R = 0
3 E = E01 + 2 E02
E = 1/ 3 (E01 + 2 E02) = 1/3 (0,77 + 20,14) = 0,35 V

02/02/2017

02/02/2017

TRAVAIL ET PENDULE SIMPLE
1-Bilan des forces : poids P et tension du fil T
2-Travail de la tension du fil : il est nul , car lors du mouvement du pendule, la tension est toujours perpendiculaire par rapport au vecteur déplacement.
Seul le poids va travailler.

3-Travail du poids P :


W(P) =m.g.(ZG-ZG0)
D'après le schéma : ZG-ZG0 = h
donc W(P)=m.g.h
Avec h = OG0 – OH avec OG0 = L et OH = OG. cosα = L. cosα
Il vient h = L – L.cosα = L(1-cosα)
Le travail devient : W(P) = m.g.L.(1-cosα)

Application numérique : W(P) = 5,0.10-3.9,8.40.10-2.(1-cos10)

W(P) = 3,0.10-4 J = 0,3 mJ.

Le travail est positif donc moteur. Il sera résistant lors de la montée.

02/02/2017

TRAVAIL ET PENDULE SIMPLE
1-Bilan des forces : poids P et tension du fil T

2-Travail de la tension du fil : il est nul , car lors du mouvement du pendule, la tension est toujours perpendiculaire par rapport au vecteur déplacement.
Seul le poids va travailler.

3-Travail du poids P :
W(P) =m.g.(ZG-ZG0)
D'après le schéma : ZG-ZG0 = h
donc W(P)=m.g.h
Avec h = OG0 – OH avec OG0 = L et OH = OG. cosα = L. cosα
Il vient h = L – L.cosα = L(1-cosα)
Le travail devient : W(P) = m.g.L.(1-cosα)
Application numérique : W(P) = 5,0.10-3.9,8.40.10-2.(1-cos10)

W(P) = 3,0.10-4 J = 0,3 mJ.

Le travail est positif donc moteur. Il sera résistant lors de la montée.

01/02/2017

Nomenclature des Alcanes à chaîne linéaire.

Les quatre premiers alcanes ont un nom consacré par l'usage :

méthane éthane propane butane

CH4 C2H6 C3H8 C4H10

Pour les autres alcanes à chaîne linéaire,
on utilise un préfixe grec indiquant le nombre d'atomes de carbone que l'on fait suivre du suffixe -ane.
Le tableau ci-dessous donne les préfixes des alcanes de n = 5 à n = 18.
Nombre d'atomes
de carbone : n Formule Préfixe Nom
n=5
C5H12 pentane
n: 6 C6H14 hex+ane

II- Nomenclature des groupements alkyles.
Un alcane non cyclique peut s'écrire :
Cn H2n + 1 – H
ou
R – H
R - est un groupement alkyle.
On obtient un groupement alkyle en enlevant un atome d'hydrogène à la formule d'un alcane.
Exemples :
Groupe méthyle
CH3 –Groupe éthyle
CH3 - CH2 – Groupe propyle
CH3 - CH2 - CH2 – Groupe isopropyle
ou Méthyléthyle

IV- Nomenclature des alcènes.

On obtient le nom d'un alcène de la manière suivante :

- On cherche la chaîne carbonée la plus longue contenant la double liaison.

- On compte le nombre d'atomes de carbone de cette chaîne principale et on obtient le nom de l'alcène grâce au préfixe grec indiquant le nombre d'atomes de carbone suivi du suffixe -ène.

- On numérote les atomes de carbone de la chaîne principale de façon à avoir les plus petits indices pour les atomes de carbone doublement liés.

- La place de la double liaison est indiquée par son indice de position placé avant le suffixe - ène.

- C'est la place de la double liaison qui impose le sens de numérotation.

- Comme pour les alcanes, on indique les groupes substituants de la chaîne principale avec leur indice de position.

la chaîne carbonée la plus longue et le nom de l'alcane à chaîne linéaire comportant le même nombre d'atomes de carbone.
L'alcane considéré est nommé comme un dérivé de cet alcane linéaire.
La chaîne la plus longue s'appelle la chaîne principale.
- On identifie les groupes substituants sur cette chaîne et leur place par un indice de position.
Cet indice s'obtient grâce à la numérotation des atomes de carbone de la chaîne principale.
- Deux sens de numérotation existent, pour trouver le bon sens de numérotation :
- On écrit tous les indices obtenus par ordre croissant.
- Le sens à retenir est celui pour lequel le premier chiffre différent est le plus petit ou bien on choisit celui pour lequel la somme des indices est la plus petite.

Dans l'écriture du nom de l'alcane, on doit respecter deux règles :
- Les indices de position des groupes alkyles se placent devant le nom du groupe.
- Les groupes alkyles s'écrivent avant le nom de l'alcane.
(Deux chiffres sont séparés par une virgule et entre un chiffre et une lettre, on place un tiret).
On fait élision du "e" du nom de l'alkyle.
- Les groupements alkyles sont placés par ordre alphabétique.
S'il existe plusieurs groupes identiques, en utilise les préfixes : di, tri, tétra…
- Les substituants halogènes se traitent comme les groupes alkyles.


IV- Nomenclature des alcènes.

On obtient le nom d'un alcène de la manière suivante :

- On cherche la chaîne carbonée la plus longue contenant la double liaison.

- On compte le nombre d'atomes de carbone de cette chaîne principale et on obtient le nom de l'alcène grâce au préfixe grec indiquant le nombre d'atomes de carbone suivi du suffixe -ène.

- On numérote les atomes de carbone de la chaîne principale de façon à avoir les plus petits indices pour les atomes de carbone doublement liés.

- La place de la double liaison est indiquée par son indice de position placé avant le suffixe - ène.

- C'est la place de la double liaison qui impose le sens de numérotation.

- Comme pour les alcanes, on indique les groupes substituants de la chaîne principale avec leur indice de position.