Modèle de concours : CNC 2010 Chimie (PSI) — Concours National Commun
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En bref
Ce document est une ancienne épreuve écrite du concours de Concours d'accès aux écoles d'ingénieurs organisé par Concours National Commun (CNC) — CPGE (2010), publiée sur Wadifa Info en consultation et téléchargement PDF gratuits, avec une correction proposée.
- Organisme
- Concours National Commun (CNC) — CPGE
- Grade
- Concours d'accès aux écoles d'ingénieurs
- Spécialité
- Chimie
- Année
- 2010
- Pages
- 6
- Langue des questions
- français
- Correction
- correction proposée disponible sur cette page
Sujet officiel de l'épreuve de Chimie du Concours National Commun (CNC) 2010 d'admission dans les établissements de formation d'ingénieurs et assimilés, pour les élèves des classes préparatoires (CPGE) de la filière PSI. Ce modèle contient les 6 pages de l'énoncé original. Les autres épreuves et sessions du CNC sont aussi disponibles sur le site.
📝 Texte des questions (extrait automatiquement des pages scannées)
Ce texte est extrait automatiquement des images de l'épreuve et peut contenir des erreurs de lecture — les images ci-dessus font foi.
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Concours National Commun - Session 2010 - Filière PSI
L’énoncé de cette épreuve comporte 6 pages.
e On veillera à une présentation et une rédaction claires et soignées des copies. Il
convient en particulier de rappeler avec précision les des questions
abordées.
e Si au cours de l’épreuve, un candidat repère ce qui lui semble être une erreur
d’énoncé, il le signale sur sa copie et poursuit sa composition en indiquant clairement
les raisons des initiatives qu’il est amené à prendre.
Données
e Potentiels standards à 25°C :
Couple Zn2+/Zn | H*/Ho() 0268 /H20 MnO4/Mn2* SO4?-/ و5026 | H202/H20 |
Elément Masse molaire atomique (g.mol-!)
Hydrogène 1,0
Carbone 12,0
Azote
Oxygène
Soufre
e Données thermodynamiques à 25 °C :
ArG°(CO2jg)) = -394,4 kJ.mol”!, AgG°(COs(aq) = -386,0 kJ.molr!.
PpK’a1(SO2(aq,/ HSO37) =1l 8.
Produit ionique de l’eau : Ke = 1,0.10-14.
e Masse volumique de l’essence : .قا 765 = وهلا
e Constante des gaz parfaits : R = 8,31 J.K-!.mol"*.
e Constante de Nernst à 25 °C : 8 In(10)=0,06V.
e 1 bar= 105 08
e Tous les gaz rencontrés dans le problème seront considérés comme parfaits.
٠ عم :gaz, aq : aqueux.
e (On considère que, dans les conditions expérimentales mises en œuvres dans le
problème, les solutions sont diluées et idéales. La concentration de référence C° et
la pression de référence P° sont prises égales respectivement à 1 mol.L-! et 1 bar.
Les sources de pollution telles que les transports et les usines libèrent en quantité
importante des oxydes d’azote, des oxydes de carbone et du dioxyde de soufre. Ces oxydes
se transforment dans l’atmosphère respectivement en acide nitrique 11121103, en acide
carbonique CO» et en acide sulfurique H,SO4. Ces acides jouent un rôle important dans le
processus d’acidification des eaux de pluies. Les gaz rejetés dans l’atmosphère
augmentent aussi artificiellement l’effet de serre.
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Concours National Commun - Session 2010 - Filière PSI
Ce problème propose une étude de l’acidification de l’eau de pluie, de quelques effets
des pluies acides et en fin d’une solution alternative pour réduire l’émission de l’oxyde de
carbone.
Le sujet se compose de cinq parties largement indépendantes.
1. Généralités sur quelques polluants atmosphériques
1.1. Donner les configurations électroniques d’un atome de carbone, d’un atome d’azote,
d’un atome d’oxygène et d’un atome de soufre pris dans leur état fondamental. Préciser
le nombre d’électrons de valence pour chacun de ces atomes.
1.2. Déterminer structure de Lewis et géométrie des molécules NO, NO», CO, CO», SO»
et HaSO4.
1.3.1. La molécule SO» est-elle dipolaire ? Justifier.
1.3.2. Expliquer pourquoi le dioxyde de soufre est très soluble dans l’eau.
1.4. Déterminer le nombre d’oxydation de l'azote N dans chacune des molécules
suivantes : NO, NO», 111103 et 1103
1.5. Déterminer le nombre d’oxydation du soufre S dans chacune des molécules
suivantes : SO,, و1150 SO37, H2,S04 et SO42-.
1.6. Déterminer le nombre d’oxydation du carbone C dans chacune des molécules
suivantes : CO, CO,, و1100 et 002
2. Emission des gaz polluants
On s’intéresse dans cette partie à la réaction de combustion d’une essence sans
plomb. Celle-ci est constituée d’un mélange d'hydrocarbures isomères de formule brute
CsH 18.
2.1. Ecrire l’_équation-bilan de la combustion complète dans le dioxygène de l’essence de
formule CsHis.
2.2. Un véhicule se déplace sur une autoroute à la vitesse constante de 100 km/h. Sa
consommation est de 10 L d’essence pour 100 km.
2.2.1. Calculer la quantité de matière en mole de carburant consommée pour un parcours
de 1 km.
2.2.2. Calculer la quantité de matière en mole de dioxyde de carbone rejetée pour un
parcours de 1 km. En déduire la masse de CO» correspondante.
2.2.3. Le véhicule considéré parcourt 20000 km par an. Calculer la masse de dioxyde de
carbone rejetée dans l’atmosphère par an. Commenter ce résultat.
2.3. Lorsqu'on analyse les gaz d'échappement d'un véhicule, on trouve aussi des traces
de CO, d'hydrocarbures et d’oxydes d’azote NO,. Expliquer la provenance de ces
composés.
3. Acidité de l’eau de pluie
3.1. L’eau de pluie, loin des zones polluées, est-elle acide, neutre ou basique ? Justifier.
3.2. Dissolution du dioxyde de carbone
Le dioxyde de carbone présent dans l’air se dissout dans l’eau et donne lieu à des
équilibres acido-basiques. On assiste ainsi aux trois réactions suivantes :
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(1) ,و0026 + و00 K
(2) مود + 211:0 + 11003 + H30* PKa1 = 6,4
5) +-2و0 72 1120 +-و1100 11:0“ pKa = 10,3
3.2.1. Calculer l’enthalpie libre A:G° de la réaction (1) à 25 °C. En déduire la valeur
numérique de la constante d’équilibre K.
Dans la suite de cette partie, on prendra K = 3,4. 102.
3.2.2. Dans l’atmosphère, la pression partielle en و00 est supposée constante et vaut
P(CO21) = 3.10- bar.
3.2.2.1. Montrer que la concentration en CO» dans une solution d’eau distillée restée en
contact avec l’atmosphère à 25 °C est constante et calculer sa valeur.
3.2.2.2. Rappeler la définition d’un acide et d’une base selon Brônsted.
3.2.2.3. L’acide carbonique COz:g est un diacide. Représenter le diagramme de
prédominance des trois espèces carbonatées en solution en fonction du pH.
3.2.2.4. Calculer le pH de la solution aqueuse de la question 3.2.2.1. Sous quelle forme
est le CO» dissous ?
3.2.2.5. Calculer à 25 °C le volume de dioxyde de carbone gazeux qui a été dissous par
litre de cette solution.
3.2.3. Calculer le pH d’une eau de pluie sachant que la concentration de dioxyde de
carbone dissous est constante et vaut 7,0.10-5 1001.171. Retrouve-t-on le résultat de
la question 3.1 ?
3.2.4. Proposer un protocole expérimental pour déterminer la quantité du dioxyde de
carbone dissous dans un litre l’eau de pluie. On expliquera le protocole et on
donnera le schéma du montage expérimental.
3.2.5.Le diagramme de la figure 1 donne les proportions des différentes espèces
carbonatées issues du dioxyde de carbone dissous dans l’eau de pluie en fonction
du pH.
3.2.5.1. Attribuer les trois courbes du diagramme aux différentes espèces carbonatées
en solution.
3.2.5.2. Déduire du diagramme, en le justifiant, les valeurs des وكام associés aux couples
acido-basiques du dioxyde de carbone dissous. Retrouve-t-on les valeurs
données dans la question 3.2 ?
Figure 1 : Diagramme de distribution des
espèces acido-basiques dérivées de
00260
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3.3. Effet de la pollution sur l’acidité de l’eau de pluie
3.3.1. On s’intéresse, dans cette question, à la dissolution en solution aqueuse du dioxyde
de soufre gazeux.
SOzta9) K’ + و50
Dans l’atmosphère, la pression partielle (مد50)ط en و50 est supposée constante.
3.3.1.1. Le dioxyde de soufre dissous en solution aqueuse se comporte comme un
diacide et met ainsi en jeu deux réactions chimiques. Ecrire les équations-bilans
de ces deux réactions en solution aqueuse.
3.3.1.2. Exprimer les concentrations des espèces SOz:ay, HSOz- et SO32- en fonction de
P(SO2:9), de la concentration h = [H:O*] et des constantes d’équilibre
nécessaires.
3.3.1.3. Définir la solubilité s(SO») du dioxyde de soufre dans la solution aqueuse et
donner l'expression de s(SOz) en fonction de h.
3.3.1.4. Comment varie la solubilité s(SO2) en fonction du pH 2
3.3.2. Après la dissolution du dioxyde de soufre dans les gouttes d’eau de l’atmosphère,
l’eau oxygénée H20,, également dissous dans l’eau des nuages, réagit sur ومد502 Et
provoque la formation de l’acide sulfurique H,SO4. Cet acide, en plus de CO» et de
l’acide nitrique, est à l’origine de l’acidification des pluies.
3.3.2.1. Ecrire et justifier l’_équation-bilan de la réaction d’oxydation du dioxyde de
soufre par l’eau oxygénée.
3.3.2.2. Cette réaction a-t-elle une influence sur le pH de l’eau de pluie ? Justifier.
3.3.3. Pour déterminer la quantité de SO, dans un effluent gazeux, on dissout n(SO») mol
de dioxyde de soufre gazeux dans 100 mL d’une solution (S) de permanganate de
potassium de concentration C = 102? mol.L!. On observe la décoloration de la
solution (S). L’équation-bilan de la réaction, supposée totale, qui se produit s’écrit :
5 SOz{aqy + 2 MnO4 + 211:0 — 5 SO42- + 2 1102+ + 4 H+
3.3.3.1. Justifier que cette réaction est quantitative.
3.3.3.2. Quelle est la couleur d’une solution aqueuse de permanganate de potassium ?
3.3.3.3. Expliquer pourquoi il y a décoloration de la solution (S).
3.3.3.4. Déterminer la valeur de n(SO,) correspondant aux proportions
stœchiométriques de l’équation-bilan précédente.
4. Effet des pluies acides : corrosion des gouttières en zinc
Les pluies s’écoulant des toits sont recueillies par des gouttières métalliques
constituées de zinc. En milieu industriel, les pluies peuvent être très acides et
attaquent le zinc.
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Concours National Commun - Session 2010 - Filière PSI
4.1. Expliquer pourquoi le zinc est attaqué par les pluies acides. Déterminer, dans ce
type de corrosion, les couples oxydant/réducteur en présence. Ecrire les demi-
équations électrochimiques de ces couples.
4.2. En déduire l’équation-bilan de la réaction qui a lieu.
4.3. Calculer la constante d’équilibre de cette réaction. Commenter.
4.4. L’oxydation du zinc par les pluies acides est extrêmement lente. Expliquer pourquoi.
5. Un exemple de carburant moins polluant : l’éthanol
Afin de diminuer l’émission de dioxyde de carbone par les véhicules, on utilise des
carburants à base d’éthanol. D’autre part, le pouvoir calorifique important de l’éthanol en
fait un candidat potentiel pour remplacer efficacement l’essence traditionnelle.
5.1. Synthèse de l’éthanol
On envisage la synthèse de l’éthanol par hydratation acido-catalysée de l’éthène
(appelé aussi éthylène).
5.1.1. Quelle est la géométrie de la molécule d’éthène autour de la double liaison C=C ?
Que valent les angles entre les différentes liaisons ?
.1.2. Quel est le rôle de l’acide ?
.1.3. Quel est l’acide généralement utilisé ? Peut-on choisir n'importe quel acide ?
.1.4. En réalité, on ne peut pas procéder à l’hydratation de l’alcène sans précaution.
L’acide doit être dilué et on doit travailler à froid. Expliquer pourquoi.
0 0 QI
5.1.5. L’_éthanol, obtenu عدم hydratation de l’éthène, est un alcool primaire de formule
brute 011:0.
5.1.5.1. Donner la formule semi-développée de l’éthanol. Identifier la fonction alcool.
5.1.5.2. Justifier que l’_éthanol est un alcool primaire.
5.1.5.3. L’éthanol possède-t-il un carbone asymétrique ? Si oui, lequel ?
5.1.5.4. Ecrire l’équation-bilan de la réaction d’hydratation de l’éthène.
5.1.5.5. Donner le mécanisme de l’hydratation de l’éthène en catalyse acide dans ces
conditions. Préciser l’étape limitante.
5.2. Combustion de l’éthanol
On désire utiliser l’énergie libérée par la combustion complète de l’_éthanol dans le
dioxygène de l’air pour alimenter le moteur thermique d’un véhicule.
5.2.1. Ecrire l’équation-bilan de la réaction de combustion complète dans le dioxygène de
l’éthanol gazeux.
5.2.2.Pour parcourir 100 km, un véhicule consomme 8,46 kg d’éthanol. Calculer la
masse de CO» dégagée pour un parcours de 1 km.
5.2.3. Justifier alors la pertinence de l’utilisation de l’éthanol en termes de protection de
l’environnement.
6. La pile à combustible : une source d’énergie propre
Une pile à combustible dihydrogène - dioxygène est une source d’énergie électrique
alimentée constamment en réactifs : dihydrogène et dioxygène gazeux. Elle est constituée
de deux électrodes recouvertes de platine et séparées par un électrolyte.
Les couples intervenant dans la pile dihydrogène-dioxygène sont H*/Hz وم et ارود 120
6.1. Ecrire la demi-équation électrochimique qui a lieu, lorsque la pile à combustible
débite, à chacune des deux électrodes. Justifier votre réponse et indiquer l’anode et la
cathode.
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6.2. Ecrire l’_équation-bilan de la réaction mise en œuvre lors du fonctionnement de cette
pile.
6.3. Quel est le rôle du platine déposé sur les électrodes ?
6.4. Quel est le rôle de l’électrolyte ?
6.5. Proposer le schéma de principe de la pile électrochimique et préciser la nature des
pôles de la pile et le sens de circulation du courant électrique.
6.6. Pour parcourir 100 km, un véhicule consomme 0,6 kg de dihydrogène gazeux.
6.6.1. Calculer le volume de dihydrogène correspondant, à la température 25 °C et sous la
pression 1 bar. Commenter.
6.6.2. Proposer une solution pour réduire l'encombrement du réservoir à hydrogène à
température ambiante.
6.7. Le dihydrogène consommé par la pile à combustible est produit par vaporeformage du
méthane gazeux CH, par action de la vapeur d’eau. L’équation-bilan de cette réaction
est :
و4112 + و0 — و2110 + CHag
Son enthalpie et son entropie standards à 760 °C sont respectivement
A:H° = 217 kJ.mol- et .ل 262 = تقرف 161.001
6.7.1. Quelle est l'influence d’une augmentation de température sur l’équilibre étudié à
pression et composition constantes ? Justifier succinctement votre réponse.
6.7.2. Quelle est l’influence d’une augmentation de pression sur l’équilibre étudié à
température et composition constantes ? Justifier succinctement votre réponse.
6.7.3. Justifier l’intérêt de travailler en excès de vapeur d’eau.
6.7.4. La réaction de reformage du méthane est réalisée à 760 °C, sous la pression de 30
bars et en présence d’un catalyseur solide à base de nickel.
6.7.4.1. Justifier le choix de ces conditions expérimentales.
6.7.4.2. Quel est le rôle du catalyseur ? S'agit-il d'une catalyse homogène ou
hétérogène ?
6.7.4.3. Le rendement de la réaction de vaporeformage du méthane est-il modifié par
l’utilisation du catalyseur ? Justifier.
6.7.4.4. Calculer l’enthalpie libre standard de cette réaction à 760 °C. En déduire la
valeur numérique de la constante d’équilibre K” de cette réaction à la même
température.
6.7.5.On part d’un mélange constitué d’une mole de méthane et quatre moles d’eau à
760 °C et sous 30 bars. Calculer l’avancement & de la réaction à l’équilibre.
6.7.6.On suppose que la réaction de vaporeformage du méthane est totale. Calculer, pour
le véhicule de la question 6.6., la quantité de matière en mole de méthane
consommée pour parcourir les 100 km. En déduire la masse maximale de ود00
dégagée par kilomètre. Conclure.
Epreuve de Chimie 6/6 Tournez la page S.V.P.
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✅ Correction proposée
Il s'agit d'une correction proposée, rédigée par l'équipe wadifa-info pour vous aider à comprendre la méthode — ce n'est pas un corrigé officiel de l'administration organisatrice.
Ce sujet est l’épreuve de Chimie du Concours National Commun (CNC) 2010, filière PSI, concours d’accès aux écoles d’ingénieurs marocaines après les classes préparatoires. L’énoncé compte 6 pages et forme un problème sur les pluies acides et les carburants moins polluants. Il comporte six parties largement indépendantes, alors que l’énoncé en annonce cinq :
- atomistique et structure de Lewis des polluants ;
- combustion de l’essence ;
- acidité de l’eau de pluie (CO2, SO2, dosage) ;
- corrosion du zinc ;
- synthèse et combustion de l’éthanol ;
- pile à combustible et vaporeformage du méthane.
Voici une correction méthodologique proposée.
💡 Avant de commencer : le sujet est long mais très progressif. De nombreuses questions sont des applications directes du cours : nombres d’oxydation, VSEPR, pH d’un acide faible, constantes d’équilibre redox avec 0,06 V, Le Chatelier. Gardez 30 à 40 minutes pour les calculs plus lourds, en 3.2 et 6.7. Justifiez systématiquement chaque approximation, par exemple l’acide peu dissocié ou l’autoprotolyse négligeable.
1. Généralités sur les polluants
- 1.1 Configurations électroniques :
- C : 1s2 2s2 2p2, 4 électrons de valence ;
- N : 1s2 2s2 2p3, 5 électrons de valence ;
- O : 1s2 2s2 2p4, 6 électrons de valence ;
- S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, 6 électrons de valence.
- 1.2 Structures de Lewis et géométrie (méthode VSEPR) :
- NO (11 e-, radical) : N=O avec un électron célibataire sur N. Molécule linéaire, car diatomique.
- NO2 (17 e-, radical) : O=N–O, avec l’électron célibataire sur N et des formes mésomères. Type AX2E1 : molécule coudée, angle d’environ 134°.
- CO (10 e-) : |C≡O|, avec une charge formelle – sur C et + sur O. Molécule linéaire.
- CO2 (16 e-) : O=C=O, type AX2. Molécule linéaire, angle de 180°.
- SO2 (18 e-) : O=S=O avec un doublet non liant sur S, ou O=S+–O–. Type AX2E1 : molécule coudée, angle d’environ 119°.
- H2SO4 : (HO)2SO2, avec S hypervalent (2 S=O et 2 S–OH). Type AX4 : tétraédrique autour de S.
- 1.3.1 Les liaisons S–O sont polarisées, car χ(O) > χ(S), et la molécule est coudée. La somme des moments dipolaires de liaison est donc non nulle : SO2 est polaire. À l’inverse, dans CO2 linéaire, les moments se compensent.
- 1.3.2 SO2 est polaire et l’eau est un solvant polaire et protique. Il s’établit des interactions dipôle-dipôle et des liaisons hydrogène entre H de l’eau et O de SO2. De plus, SO2 réagit avec l’eau (SO2 + 2H2O ⇌ HSO3– + H3O+), ce qui déplace l’équilibre de dissolution.
- 1.4 Nombres d’oxydation de N : NO : +II ; NO2 : +IV ; HNO3 : +V ; NO3– : +V.
- 1.5 Nombres d’oxydation de S : SO2, HSO3– et SO32– : +IV ; H2SO4 et SO42– : +VI.
- 1.6 Nombres d’oxydation de C : CO : +II ; CO2, HCO3– et CO32– : +IV.
2. Émission des gaz polluants
- 2.1 C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O, soit 2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O.
- 2.2.1 Pour 1 km, on consomme 0,1 L, soit m = 10-4 × 765 = 76,5 g. Avec M(C8H18) = 114 g·mol-1 : n ≈ 0,671 mol.
- 2.2.2 n(CO2) = 8n ≈ 5,37 mol, d’où m = 5,37 × 44 ≈ 236 g de CO2 par km.
- 2.2.3 Sur 20 000 km : ≈ 4,7·106 g, soit environ 4,7 t de CO2 par an. C’est plusieurs fois la masse du véhicule. L’effet cumulé du parc automobile sur l’effet de serre est considérable.
- 2.3 CO et hydrocarbures imbrûlés proviennent d’une combustion incomplète : manque local de O2, temps de séjour court, parois froides. Les NOx se forment à haute température dans le cylindre, par réaction du diazote et du dioxygène de l’air (N2 + O2 → 2NO), puis NO s’oxyde en NO2.
3. Acidité de l’eau de pluie
- 3.1 L’eau de pluie est légèrement acide même loin des pollutions, avec un pH d’environ 5,6. En effet, elle dissout le CO2 atmosphérique, qui est un acide faible.
- 3.2.1 ΔrG° = ΔfG°(CO2,aq) – ΔfG°(CO2,g) = –386,0 + 394,4 = +8,4 kJ·mol-1. Alors K = exp(–8400/(8,31 × 298)) = exp(–3,39), soit K ≈ 3,4·10-2.
- 3.2.2.1 Par la loi d’action de masse, [CO2(aq)] = K·P(CO2)/P°. Cette concentration est constante puisque P(CO2) est fixée : [CO2(aq)] = 3,4·10-2 × 3·10-4 ≈ 1,0·10-5 mol·L-1.
- 3.2.2.2 Selon Brönsted, un acide est une espèce capable de céder un proton H+, et une base une espèce capable de le capter.
- 3.2.2.3 Diagramme de prédominance : CO2(aq) | pH 6,4 | HCO3– | pH 10,3 | CO32–.
- 3.2.2.4 La réaction prépondérante est (2), et [CO2(aq)] = c est fixée. On a h2 = Ka1c + Ke = 10-6,4 × 1,02·10-5 + 10-14 ≈ 4,1·10-12, d’où h ≈ 2,0·10-6 et pH ≈ 5,7. Le pH est inférieur à 6,4 : le CO2 dissous est majoritairement sous forme CO2(aq), avec [HCO3–] ≈ 2·10-6 mol·L-1. CO32– est négligeable.
- 3.2.2.5 Le carbone dissous vaut n ≈ [CO2(aq)] + [HCO3–] ≈ 1,2·10-5 mol par litre. À 25 °C et 1 bar, V = nRT/P ≈ 1,2·10-5 × 8,31 × 298/105 ≈ 3·10-7 m3, soit environ 0,3 mL par litre. Si l’on ne compte que CO2(aq), on trouve environ 0,25 mL.
- 3.2.3 Pour c = 7,0·10-5 mol·L-1 : h2 ≈ 10-6,4 × 7·10-5 ≈ 2,8·10-11, d’où pH ≈ 5,3. On retrouve bien une eau de pluie acide, conformément à 3.1.
- 3.2.4 Protocole : titrage pH-métrique d’un volume connu d’eau de pluie par une solution de soude titrée diluée (environ 10-3 mol·L-1), versée à la burette. Montage : burette, bécher avec agitateur magnétique, électrode de verre et électrode de référence reliées au pH-mètre. On repère le saut de pH vers 8,3, correspondant à CO2 + OH– → HCO3– ; on peut aussi utiliser la phénolphtaléine. On a alors n(CO2) = CbVéq, à ramener à 1 L. Il faut opérer rapidement, en récipient fermé, pour éviter les échanges de CO2 avec l’air.
- 3.2.5.1 a = CO2(aq), majoritaire en milieu acide ; b = HCO3–, majoritaire en milieu intermédiaire ; c = CO32–, majoritaire en milieu basique.
- 3.2.5.2 À l’intersection de deux courbes, les formes acide et base conjuguées sont en proportions égales (50 %), donc pH = pKa. On lit a ∩ b vers pH ≈ 6,4 et b ∩ c vers pH ≈ 10,3 : on retrouve les valeurs données.
3.3 Effet de la pollution par SO2
- 3.3.1.1 Les deux acidités de SO2(aq) :
- SO2(aq) + 2H2O ⇌ HSO3– + H3O+ (Ka1 = 10-1,8) ;
- HSO3– + H2O ⇌ SO32– + H3O+ (Ka2 = 10-7,2).
- 3.3.1.2 On note p = P(SO2)/P°. Alors [SO2(aq)] = K′p, [HSO3–] = K′pKa1/h et [SO32–] = K′pKa1Ka2/h2.
- 3.3.1.3 La solubilité est la quantité totale de soufre(IV) dissous par litre de solution en équilibre avec le gaz : s(SO2) = K′p(1 + Ka1/h + Ka1Ka2/h2).
- 3.3.1.4 Quand le pH augmente, h diminue et s augmente. Pour pH < 1,8, s ≈ K′p est constante. Entre 1,8 et 7,2, log s croît avec une pente de +1 par unité de pH. Au-delà de 7,2, la pente est de +2.
- 3.3.2.1 Les deux couples :
- H2O2 + 2H+ + 2e– = 2H2O (E° = 1,77 V) ;
- SO42– + 4H+ + 2e– = SO2 + 2H2O (E° = 0,17 V).
- 3.3.2.2 Oui, le pH diminue. Un acide faible (SO2, pKa1 = 1,8) est remplacé par un acide fort, H2SO4, qui libère 2 H+ par SO2 oxydé.
- 3.3.3.1 Avec n = 10 électrons échangés : log K = 10(1,51 – 0,17)/0,06 ≈ 223. K est énorme, la réaction est quantitative.
- 3.3.3.2 Une solution de permanganate est violette, couleur due à MnO4–.
- 3.3.3.3 MnO4–, coloré, est réduit en Mn2+, pratiquement incolore en solution diluée. La solution se décolore lorsque tout le permanganate a été consommé.
- 3.3.3.4 n(MnO4–) = 0,100 × 10-2 = 10-3 mol. Aux proportions stœchiométriques, n(SO2)/5 = n(MnO4–)/2, d’où n(SO2) = 2,5·10-3 mol.
4. Corrosion des gouttières en zinc
- 4.1 On a E°(Zn2+/Zn) = –0,76 V < E°(H+/H2) = 0 V : Zn est oxydable par H+. Les pluies acides apportent des ions H+. Les couples en présence sont Zn2+/Zn (Zn = Zn2+ + 2e–) et H+/H2 (2H+ + 2e– = H2). Le dioxygène dissous (O2/H2O) peut aussi intervenir.
- 4.2 Zn + 2H+ → Zn2+ + H2, ou Zn + 2H3O+ → Zn2+ + H2 + 2H2O.
- 4.3 log K = 2(0 – (–0,76))/0,06 ≈ 25,3, d’où K ≈ 2·1025. Thermodynamiquement, la réaction est totale.
- 4.4 Le blocage est cinétique. La surtension du dégagement de H2 sur le zinc est forte : le système est lent. La concentration en H+ reste faible (pH de 4 à 5). Enfin, une couche protectrice d’oxyde ou d’hydroxycarbonate de zinc passive le métal.
5. L’éthanol, carburant moins polluant
- 5.1.1 Les carbones sont trigonaux (AX3) : la molécule est plane, avec des angles voisins de 120° (H–C–H ≈ 117°, H–C=C ≈ 121°).
- 5.1.2 L’acide est un catalyseur. H+, électrophile, active la double liaison en la protonant, puis il est régénéré.
- 5.1.3 On utilise généralement H2SO4 dilué, ou H3PO4 supporté dans l’industrie. On ne peut pas prendre n’importe quel acide : il faut une base conjuguée peu nucléophile. HCl ou HBr s’additionneraient sur l’alcène et donneraient un halogénoalcane.
- 5.1.4 L’hydratation est exothermique et équilibrée : à chaud, la réaction inverse, la déshydratation de l’alcool en alcène ou en éther, est favorisée. En milieu acide concentré, H2SO4 s’additionnerait (hydrogénosulfate d’éthyle) et déshydraterait l’éthanol. Un grand excès d’eau déplace l’équilibre vers l’alcool.
- 5.1.5.1 CH3–CH2–OH : la fonction alcool est le groupe hydroxyle –OH porté par un carbone tétragonal.
- 5.1.5.2 Le carbone fonctionnel n’est lié qu’à un seul atome de carbone : c’est un alcool primaire.
- 5.1.5.3 Non. C1 porte deux H et C2 trois H : aucun carbone ne porte quatre substituants différents.
- 5.1.5.4 CH2=CH2 + H2O → CH3CH2OH, en catalyse acide.
- 5.1.5.5 Mécanisme en trois étapes :
- protonation de la double liaison par H3O+, qui donne le carbocation CH3–CH2+. C’est l’étape lente, cinétiquement déterminante ;
- addition nucléophile de H2O sur le carbocation, qui donne l’ion oxonium CH3CH2OH2+ (étape rapide) ;
- déprotonation par l’eau, qui donne l’éthanol et régénère H3O+ (étape rapide).
- 5.2.1 C2H5OH(g) + 3O2 → 2CO2 + 3H2O.
- 5.2.2 Pour 1 km, on consomme 84,6 g d’éthanol, soit 84,6/46 ≈ 1,84 mol. On rejette donc 3,68 mol de CO2, soit environ 162 g de CO2 par km.
- 5.2.3 On émet environ 31 % de CO2 en moins par km que l’essence (162 contre 236 g). Surtout, le bioéthanol issu de la biomasse rejette du CO2 préalablement capté par photosynthèse : le bilan est proche de la neutralité, hors énergie de production. L’éthanol ne contient pas de soufre, donc il n’émet pas de SO2.
6. Pile à combustible H2/O2
- 6.1 O2 est l’oxydant le plus fort (1,23 V > 0 V) : il est réduit, et H2 est oxydé.
- Anode (oxydation) : H2 = 2H+ + 2e–.
- Cathode (réduction) : O2 + 4H+ + 4e– = 2H2O.
- 6.2 2H2 + O2 → 2H2O, avec une f.é.m. standard de 1,23 V.
- 6.3 Le platine est un catalyseur électrochimique. Il adsorbe et dissocie H2 et O2, ce qui réduit les surtensions de ces systèmes lents. C’est aussi un conducteur électronique inerte.
- 6.4 L’électrolyte assure la conduction ionique (migration de H+ de l’anode vers la cathode) et ferme le circuit. Il sépare les deux gaz et ne laisse pas passer les électrons.
- 6.5 Schéma de principe :
- anode, pôle –, alimentée en H2 ;
- membrane ou électrolyte conducteur protonique au centre ;
- cathode, pôle +, alimentée en O2, où l’eau est produite.
- 6.6.1 n = 600/2 = 300 mol, d’où V = nRT/P = 300 × 8,31 × 298/105 ≈ 7,4 m3. Ce volume est énorme, incompatible avec un réservoir de voiture.
- 6.6.2 Il faut comprimer H2 dans des réservoirs haute pression (350 à 700 bar), ce qui réduit le volume d’un facteur de plusieurs centaines. On peut aussi le stocker sous forme d’hydrures métalliques ou par adsorption. La liquéfaction, elle, exige une cryogénie, donc elle ne se fait pas à température ambiante.
- 6.7.1 ΔrH° = +217 kJ·mol-1 > 0 : la réaction est endothermique. D’après la loi de van ’t Hoff, une élévation de T déplace l’équilibre dans le sens direct.
- 6.7.2 Δngaz = 5 – 3 = +2 > 0 : une élévation de P déplace l’équilibre dans le sens indirect, selon Le Chatelier.
- 6.7.3 L’excès d’eau, réactif peu coûteux, déplace l’équilibre dans le sens direct. Il améliore ainsi la conversion du méthane et limite le dépôt de carbone sur le catalyseur.
- 6.7.4.1 La haute température favorise à la fois la thermodynamique (réaction endothermique) et la cinétique. La pression de 30 bar est défavorable thermodynamiquement, mais c’est un compromis : réacteurs plus compacts, débit plus élevé, et H2 produit directement sous pression pour son utilisation ou son stockage.
- 6.7.4.2 Le catalyseur accélère la réaction sans être consommé. Le nickel est solide et les réactifs sont gazeux : c’est une catalyse hétérogène.
- 6.7.4.3 Non. Le catalyseur ne modifie ni K ni l’état d’équilibre : il permet seulement de l’atteindre plus vite. Le rendement à l’équilibre est inchangé.
- 6.7.4.4 À T = 1033 K : ΔrG° = 217 – 1033 × 0,262 ≈ –53,6 kJ·mol-1, d’où K″ = exp(53 600/(8,31 × 1033)) ≈ exp(6,25) ≈ 5,2·102.
- 6.7.5 Bilan de matière : CH4 : 1 – ξ ; H2O : 4 – 2ξ ; CO2 : ξ ; H2 : 4ξ ; ntot = 5 + 2ξ. La loi d’action de masse s’écrit :
K″ = ξ(4ξ)4 / [(1 – ξ)(4 – 2ξ)2] × (P/(ntotP°))2, avec P/P° = 30.
La résolution numérique, par dichotomie, donne ξ ≈ 0,71 mol. - 6.7.6 On consomme 300 mol de H2 aux 100 km. À raison de 4 H2 par CH4, cela représente n(CH4) = 75 mol, qui donnent 75 mol de CO2. Soit 0,75 × 44 ≈ 33 g de CO2 par km au maximum. C’est bien moins que l’essence (236 g/km) et l’éthanol (162 g/km). La pile elle-même ne rejette que de l’eau : les émissions sont déplacées vers la production de H2, sans compter l’énergie de chauffage du reformeur.
💡 Résultats clés à retenir : 0,671 mol d’essence et 236 g de CO2 par km (4,7 t par an) ; K ≈ 3,4·10-2 ; [CO2(aq)] ≈ 1,0·10-5 mol·L-1 ; pH ≈ 5,7 puis 5,3 ; n(SO2) = 2,5·10-3 mol ; K(Zn/H+) ≈ 1025 ; 162 g de CO2 par km pour l’éthanol ; 7,4 m3 de H2 ; K″ ≈ 5,2·102 ; ξ ≈ 0,71 ; 33 g de CO2 par km. Pour le CNC PSI, révisez : Lewis et VSEPR (y compris les radicaux et les molécules hypervalentes), les nombres d’oxydation, le pH des acides faibles et les diagrammes de distribution, la solubilité d’un gaz acide en fonction du pH, les constantes redox avec 0,06 V, la corrosion humide et les surtensions, l’hydratation des alcènes, la pile à combustible et les déplacements d’équilibre (van ’t Hoff, Le Chatelier, calcul d’avancement).
Questions fréquentes sur ce sujet
Ce sujet est-il téléchargeable gratuitement ?
Oui. La totalité du sujet (6 pages) est consultable et téléchargeable gratuitement, sans inscription ni compte.
Le corrigé est-il inclus ?
Oui. Un corrigé proposé figure sur cette page, sous les pages du sujet : méthode de réponse et éléments attendus, rédigés par l'équipe Wadifa Info.
Quel organisme et quel grade concerne ce sujet ?
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De quelle session s'agit-il et dans quelle langue ?
Session : 2010. Les questions sont en français.
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