نموذج مباراة ولوج أكاديمية الفنون التقليدية بالدار البيضاء (مؤسسة مسجد الحسن الثاني) 2017-2018 - الكيمياء

Ce modèle est l'épreuve de chimie du contrôle d'entrée à l'Académie des Arts Traditionnels (Fondation de la Mosquée Hassan II). Durée : 1 heure. Trois exercices notés sur 20 : concentration d'une solution ionique (6 pts), dosage acido-basique (7 pts), dosage d'oxydo-réduction (7 pts). Voici une correction détaillée.

💡 Réflexe pour tous les dosages : à l'équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. Écrivez toujours l'équation équilibrée avant d'écrire la relation entre les quantités de matière.

I. Concentration du soluté et concentration ionique (6 pts)

a) Ions présents : le chlorure de sodium se dissout selon NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq). La solution contient des ions sodium Na⁺ et chlorure Cl⁻, en plus des molécules d'eau.

b) Concentrations

• Quantité de soluté : n = m/M = 11,7/58,5 = 0,200 mol.
• Concentration en soluté : C = n/V = 0,200/0,250 = 0,800 mol/L. On suppose que la dissolution ne change pas le volume.
• Une mole de NaCl donne une mole de Na⁺ et une mole de Cl⁻, donc [Na⁺] = [Cl⁻] = C = 0,800 mol/L.

II. Réactions acido-basiques (7 pts)

a) Couple de l'acide éthanoïque : CH₃COOH / CH₃COO⁻.

b) La soude est une base forte, totalement dissociée en Na⁺ et HO⁻. La base est l'ion hydroxyde, de couple H₂O / HO⁻. Na⁺ est un ion spectateur.

c) Oui. On met en présence l'acide d'un couple (CH₃COOH) et la base d'un autre couple (HO⁻). L'ion hydroxyde est une base forte, donc la réaction est totale, ce qui permet le dosage.

d) CH₃COOH(aq) + HO⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l).

e) À l'équivalence, l'acide et les ions HO⁻ ont été entièrement consommés. La solution contient surtout des ions éthanoate CH₃COO⁻ et sodium Na⁺, plus les ions H₃O⁺ et HO⁻ de l'autoprotolyse de l'eau, en très faible quantité. La solution est légèrement basique, car l'ion éthanoate est une base faible.

f) À l'équivalence, n(acide) = n(HO⁻ versés), soit C₁V₁ = C₂V₂.

C₁ = C₂V₂/V₁ = 0,100 × 20/20 = 0,100 mol/L.

III. Réaction d'oxydo-réduction (7 pts)

a) L'oxydant est le dichromate de potassium, plus précisément l'ion dichromate Cr₂O₇²⁻ : le chrome passe du nombre d'oxydation +VI à +III. Définition : un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Il est réduit au cours de la réaction.

b) Le réducteur est le chlorure de fer(II), c'est-à-dire l'ion Fe²⁺, dont le nombre d'oxydation passe de +II à +III. Définition : un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Il est oxydé au cours de la réaction.

c) Demi-équation d'oxydation : Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻.

d) Demi-équation de réduction, en milieu acide (apporté par HCl) :

Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O.

e) Équilibrage par les nombres d'oxydation

• Le chrome passe de +VI à +III, soit un gain de 3 électrons par Cr, donc 6 électrons par K₂Cr₂O₇, qui contient 2 Cr.
• Le fer passe de +II à +III, soit une perte de 1 électron par Fe.
• Pour égaliser les électrons échangés, il faut 6 FeCl₂ pour 1 K₂Cr₂O₇.
• On complète ensuite : 2 CrCl₃, 6 FeCl₃ et 2 KCl. Il faut 6 + 18 + 2 = 26 Cl à droite, contre 12 apportés par FeCl₂, donc 14 HCl. Enfin 7 H₂O pour les 7 O.

K₂Cr₂O₇ + 6 FeCl₂ + 14 HCl → 2 CrCl₃ + 6 FeCl₃ + 2 KCl + 7 H₂O

Vérification des atomes :

f) Concentration de FeCl₂ : à l'équivalence, n(Fe²⁺) = 6 × n(Cr₂O₇²⁻), soit C₁V₁ = 6 C₂V₂.

C₁ = 6 × 0,020 × 10/10 = 0,12 mol/L.