Réponses

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1. Conditions expérimentales

1.1. Un milieu basique facilite la formation de l'oxyde de cuivre (I). Il est en effet délicat de stabiliser le degré d'oxydation (I) du cuivre. On peut par contre réduire quantitativement le cuivre (II) en cuivre (I) en milieu basique.

1.2. Ca augmente la cinétique de réaction

1.3. Afin d'éviter la précipitation de l'hydroxyde de cuivre (II).

2. Réaction

2.1. Échange monoélectronique de réduction

2.2. Echange biélectronique d'oxydation

2.3. Équation bilan ;

R-CHO + 2 Cu (II) + 3 OH- Cu2O + RCOO- + 2 H2O

3. Résultats expérimentaux

3.1. Tableau

3.2. (2) et (3)

3.3. Dans (4), on a une réaction plus lente

4. Les sucres

4.1. C'est un sucre, une molécule du type CnH2nOn avec n = 5 ou 6

4.2. C'est un polymère composé de plusieurs sucres. Par hydrolyse, on a décomposition du polymère : un oside fournit des oses.

4.3. Glucose : c'est une structure unique : ose

Saccharose : c'est une dimère (polymère composé de deux unités) contenant glucose et fructose. C'est un diose donc un oside.

5. Calculs à partir des constantes thermodynamiques de réaction

5.1. Précipitation de l'hydroxyde de cuivre (II)

Cu2+ (aq) + 2 OH- (aq) Cu(OH)2 (s)

5.2. pH de précipitation :

5.2.1. Expression du pH de précipitation :

On a l'expression du Ks :

Ks (II) = [Cu(II)]. [OH-]²

Donc la concentration en ions hydroxydes est :

[OH-] = Ks (II) / [Cu (II)]

Or Ke = [H3O+]. [OH-] Donc [OH-] = Ke / [H3O+]

Soit : [H3O+] = Ke . Ks (II) / [Cu (II)]

Avec pH = - log [H3O+]

On en déduit : pH = pKe - 1/2 ( pKs (II) + log [Cu(II)] ) (11)

5.2.2. Calcul de la concentration en ions cuivre (II) de la solution A

On a dissous 28 mmol dans 100 mL d'eau ce qui fait :

[Cu(II)] = 0,28 mol / L

5.2.3. Calcul du pH de précipitation :

pH = pKe - 1/2 ( pKs (II) + log [Cu(II)] )

Soit pH = 14 - 1/2 ( 20 + log 0,28) = 4,3

Donc si pH > 4,3, l'hydroxyde de cuivre précipite.

5.3. Précipitation de l'oxyde de cuivre (I)

2 Cu2+ (aq) + 2 OH- (aq) 2 Cu2O (s) + H2O

5.4) On a le même type de relation qu'au 5.2.. On utilise l'équation (11) :

pH = pKe - 1/2 ( pKs (II) + log [Cu(II)] ) où ici pKs (I) = 15

Si la réaction est totale, [Cu(I)] = [Cu(II)] = 0,28 mol / L

On calcule : pH = 14 - 1/2 (15 + log 0,28)

pH = 6,8

5.5) C'est tout de même plus élevé que lors de la formation de l'hydroxyde de cuivre (II). C'est tout de même pas ce que l'on appelle un pH basique.

MAIS ! Ce pH correspond à la première limite de précipitation.

Il faut être à ce pH pour que la précipitation commence.

Détaillons : Il faut deux ions hydroxydes par ions Cu (I). On a 0,28 mol de Cu(I) donc il faut 0,56 mol d'ions hydroxydes (dans les condition théoriques, donc idéales).

Il faut néanmoins se situer à un pH supérieur à 6,8, c'est-à-dire un pH d'eau acidobasiquement neutre.

Une concentration initiale de 0,56 mol / L au moins permet donc de faire précipiter l'ensemble des ions cuivre (I).

Une concentration initiale en ions hydroxydes de 0,56 mol / L implique un pH initial de :

pH = 14 - log C

pH = 14 - log 0,56

pH = 14,25

Soit une solution très basique.

Dans le mode opératoire, on uilise 10g de soude dans 200 mL d'eau ce qui fait une concentration de :

C = n / V = m / (M . V)

= 10 / (40 . 0,2)

= 1,25 mol / L

Dans les conditions expérimentales, on utilise bien une concentration importante d'hydroxyde de sodium, le double de ce que l'on a trouvé.