Devoir surveillé : décrire la matière : changements d’état, mélanges et espèces chimiques

1. a)Solide → liquide : c’est une fusion. Dans un bain-marie à 60 °C, non : 60 °C est en dessous de 69 °C, sa température de fusion ; l’acide stéarique resterait solide. (1 pt : 0,5 pour « fusion », 0,5 pour la comparaison de 60 °C et 69 °C) (1)
2. b)Liquide → gaz : c’est une vaporisation, ici une évaporation : elle est lente, se fait à la surface de l’eau et à la température de l’air, sans bulles (l’ébullition, elle, est rapide, avec des bulles de vapeur dans tout le liquide). (1 pt : 0,5 pour « vaporisation », 0,5 pour « évaporation » justifiée) (1)
3. c)Solide → gaz, sans passer par l’état liquide (il ne reste aucune flaque) : c’est une sublimation. À −20 °C, au-dessus de −78,5 °C, le dioxyde de carbone ne peut pas rester solide : il est gazeux. (1 pt : 0,5 pour « sublimation », 0,5 pour « gazeux » justifié) (1)
4. d)Le sucre n’a pas fondu, il s’est dissous : il n’est pas devenu liquide, il s’est dispersé dans l’eau du thé (le solvant) ; il est toujours là, puisque le thé a un goût sucré et que sa masse compte. Une fusion serait le passage du sucre solide à du sucre liquide. (1 pt : 0,5 pour « dissolution », 0,5 pour l’explication) (1)

Piège — « fondre » dans la vie courante ne veut pas toujours dire fusion : un solide qui disparaît dans un liquide se dissout. Pour un changement d’état, écris d’abord « état de départ → état d’arrivée », puis compare la température à celle du changement d’état.

1. a)Acétone : −50 °C est entre −95 °C (fusion) et 56 °C (ébullition) : elle est liquide. Heptane : 100 °C est au-dessus de 98 °C, sa température d’ébullition : il est gazeux. (1 pt : 0,5 par corps, avec la comparaison) (1)
2. b)Masse de 1 mL = masse ÷ volume = 17,0 ÷ 25 = 0,68 g. (1 pt : 0,5 pour la division, 0,5 pour le résultat) (1)
3. c)0,68 g pour 1 mL correspond à l’heptane, et le palier à 98 °C aussi : les deux mesures donnent la même espèce, c’est de l’heptane. Le palier net montre en plus que c’est un corps pur. (1 pt : 0,5 pour « heptane », 0,5 pour l’accord des deux mesures) (1)
4. d)La température d’ébullition et la masse de 1 mL sont caractéristiques : elles ne dépendent pas de la quantité. La masse de l’échantillon, son volume et la durée du palier changent avec la quantité de liquide : ils ne permettent pas d’identifier l’espèce. (1 pt : 0,5 pour les deux bonnes, 0,5 pour la justification) (1)

Méthode — pour prévoir un état, place la température entre la température de fusion et celle d’ébullition ; pour identifier, choisis une grandeur qui ne dépend pas de la quantité et compare-la à la table.

1. a)Test du dioxyde de carbone : l’eau de chaux se trouble (elle devient blanchâtre). L’air expiré contient du dioxyde de carbone. (1 pt : 0,5 pour l’observation, 0,5 pour la conclusion) (1)
2. b)Le sulfate de cuivre anhydre détecte l’eau : blanc, il devient bleu au contact de l’eau. Le test est positif : la pomme de terre contient de l’eau. (1 pt : 0,5 pour « eau », 0,5 pour la conclusion) (1)
3. c)On allume une bûchette, on souffle la flamme pour qu’il ne reste qu’un point rouge (bûchette incandescente), puis on la plonge dans le tube : si le gaz est riche en dioxygène, la bûchette se rallume. (1 pt : 0,5 pour la bûchette incandescente, 0,5 pour « elle se rallume ») (1)
4. d)Un test positif dit seulement que l’eau est présente, pas qu’elle est seule : l’eau salée contient de l’eau et du sel dissous, au moins deux espèces chimiques. Expérience : on fait évaporer entièrement un peu de cette eau dans une coupelle propre ; il reste un dépôt blanc (le sel) : c’est un mélange. (1 pt : 0,5 pour l’erreur expliquée, 0,5 pour l’évaporation et le dépôt) (1)

Erreur fréquente — croire qu’un test positif prouve que l’échantillon est pur : il prouve seulement que l’espèce cherchée est présente. Et pendant ces tests : blouse, lunettes, gants ; le sulfate de cuivre usagé va dans le bidon de récupération.

1. a)Le solvant est l’eau (le liquide qui dissout), le soluté est le bicarbonate de soude (l’espèce dissoute). Une solution dont le solvant est l’eau est une solution aqueuse. (1 pt : 0,5 pour solvant et soluté, 0,5 pour « aqueuse ») (1)
2. b)250 mL = 0,25 L ; masse maximale = 96 × 0,25 = 24 g. Théo verse 30 g, plus que 24 g : tout ne peut pas se dissoudre, la solution est saturée. (1 pt : 0,5 pour 24 g, 0,5 pour « saturée » justifié) (1)
3. c)Dépôt : 30 − 24 = 6 g. Masse totale : 250 g d’eau + 30 g de bicarbonate = 280 g, car la masse se conserve lors d’une dissolution. (1 pt : 0,5 pour 6 g, 0,5 pour 280 g) (1)
4. d)Il laisse décanter puis il filtre : le dépôt reste sur le filtre (le résidu), le liquide passe (le filtrat). Le filtrat n’est pas de l’eau pure : c’est la solution saturée, qui contient encore 24 g de bicarbonate dissous ; un filtre ne retient pas ce qui est dissous. (1 pt : 0,5 pour la filtration, 0,5 pour « pas pure » justifié) (1)

Méthode — pour savoir si tout se dissout : convertis le volume d’eau en litres, calcule solubilité × volume, puis compare à la masse versée ; la différence reste au fond.

1. a)Palier à 44 °C, de 3 min à 7 min. Durée : 7 − 3 = 4 min. (1 pt : 0,5 pour 44 °C et les instants, 0,5 pour la durée) (1)
2. b)Une solidification (liquide → solide), puisqu’on refroidit un liquide. À 1 min, le corps est entièrement liquide (avant le palier) ; à 9 min, il est entièrement solide (après le palier). (1 pt : 0,5 pour « solidification », 0,5 pour les deux états) (1)
3. c)La température reste constante pendant le changement d’état : il y a un palier net, c’est un corps pur. Pour un corps pur, la température de solidification est égale à la température de fusion : 44 °C, c’est l’acide laurique. (1 pt : 0,5 pour « corps pur » justifié, 0,5 pour l’acide laurique) (1)
4. d)La balance indique toujours 12,0 g : la masse se conserve lors d’un changement d’état. Le volume diminue un peu : la plupart des corps occupent moins de place à l’état solide qu’à l’état liquide (l’eau est une exception). (1 pt : 0,5 pour 12,0 g, 0,5 pour le volume) (1)

Astuce — la durée d’un palier se calcule « instant de fin − instant de début » ; compter les valeurs égales du tableau (ici cinq) donnerait une durée fausse.

1. a)X et Z contiennent de l’eau : le sulfate de cuivre anhydre devient bleu (test positif). Y ne contient pas d’eau : la poudre reste blanche (test négatif). (1 pt : 0,5 pour X et Z, 0,5 pour Y) (1)
2. b)Z : après évaporation complète, il reste un dépôt, donc des espèces étaient dissoutes dans l’eau ; Z contient au moins deux espèces chimiques, c’est un mélange. Il est limpide, on n’y distingue qu’un constituant : c’est un mélange homogène (une solution aqueuse). (1 pt : 0,5 pour Z justifié, 0,5 pour « homogène ») (1)
3. c)7,7 ÷ 10 = 0,77 g pour 1 mL. Cette valeur ne suffit pas : cyclohexane (0,77 g), acétone (0,78 g) et éthanol (0,79 g) sont trop proches. Le bain d’eau et de glace est vers 0 °C, en dessous de 6,5 °C : le cyclohexane y devient solide, alors que l’acétone (−95 °C) et l’éthanol (−114 °C) resteraient liquides. Y est du cyclohexane (ce qui est cohérent avec l’absence d’eau). (1 pt : 0,5 pour 0,77 g et « trop proches », 0,5 pour le cyclohexane justifié) (1)
4. d)Non, pas encore : X contient de l’eau, ne laisse pas de dépôt et 1 mL pèse 1,00 g, mais un autre liquide a pu s’évaporer avec l’eau. Il faut mesurer sa température d’ébullition : si X bout avec un palier net à 100 °C (pression normale), c’est sans doute de l’eau pure. (1 pt : 0,5 pour « non » justifié, 0,5 pour le palier à 100 °C) (1)

Méthode — enchaîne les tests dans l’ordre : de l’eau ? (sulfate de cuivre anhydre) ; des espèces dissoutes ? (évaporation) ; une température fixe ? (palier) ; quand deux espèces de la table sont trop proches, une deuxième mesure tranche.

1. a)250 mL = 0,25 L ; à 20 °C, masse maximale = 2 000 × 0,25 = 500 g. 600 g > 500 g : tout ne se dissout pas ; il reste 600 − 500 = 100 g au fond, la solution est saturée. (1 pt : 0,5 pour 500 g, 0,5 pour 100 g et « saturée ») (1)
2. b)À 40 °C : 2 350 × 0,25 = 587,5 g < 600 g, il reste 600 − 587,5 = 12,5 g au fond. À 60 °C : 2 890 × 0,25 = 722,5 g > 600 g, tout le sucre est dissous. (1 pt : 0,5 par température) (1)
3. c)250 mL d’eau ont une masse de 250 g ; la masse se conserve lors d’une dissolution : 250 + 600 = 850 g. Le sirop contient au moins deux espèces chimiques (eau et sucre) : c’est un mélange ; on n’y distingue qu’un seul constituant, il est homogène (une solution aqueuse). (1 pt : 0,5 pour 850 g, 0,5 pour « mélange homogène » justifié) (1)
4. d)À 20 °C, 0,25 L d’eau ne peut plus dissoudre que 500 g de sucre : le sucre en trop peut réapparaître en cristaux, au plus 600 − 500 = 100 g. Ce n’est pas une solidification : le sucre n’était pas liquide, il était dissous ; il redevient solide parce que la solubilité diminue quand l’eau refroidit. (1 pt : 0,5 pour 100 g de cristaux, 0,5 pour la correction) (1)

Piège — une solubilité se donne toujours avec sa température : pour un solide comme le sucre, elle augmente quand l’eau chauffe, et le surplus réapparaît en cristaux quand la solution refroidit.

1. a)1,40 × 1,09 = 1,526 L, soit environ 1,53 L de glace. C’est plus que les 1,50 L que peut contenir la bouteille : la glace pousse sur les parois, la bouteille gonfle. (1,5 pt : 0,5 pour 1,53 L, 0,5 pour la comparaison avec 1,50 L, 0,5 pour l’explication) (1,33333)
2. b)Toujours 1 435 g : lors d’un changement d’état, la masse se conserve, et la bouteille est fermée, rien ne s’échappe. (1 pt : 0,5 pour 1 435 g, 0,5 pour la justification) (1,33333)
3. c)La masse d’eau est 1 400 g (1 400 mL × 1,00 g) et le volume de glace 1 526 cm³ : 1 400 ÷ 1 526 ≈ 0,92 g pour 1 cm³. C’est moins que 1,00 g pour l’eau liquide : pour un même volume, la glace est moins lourde que l’eau, elle se place au-dessus, les glaçons flottent. (1,5 pt : 0,5 pour 1 400 g et 1 526 cm³, 0,5 pour 0,92 g, 0,5 pour l’explication) (1,33333)

Erreur fréquente — confondre masse et volume : en gelant, l’eau prend plus de place mais ne devient pas plus lourde ; c’est justement pour cela que 1 cm³ de glace pèse moins que 1 cm³ d’eau.

1. a)Tom a tort : beaucoup de liquides limpides et incolores bouillent (éthanol, acétone…) : l’aspect ne suffit pas. Il faudrait des mesures : le test au sulfate de cuivre anhydre dit seulement si le liquide contient de l’eau ; un palier net à 100 °C (pression normale) pendant l’ébullition montrerait que c’est de l’eau pure. (1 pt : 0,5 pour « tort », 0,5 pour la justification) (1)
2. b)Sarah a tort : le liquide trouble est un mélange hétérogène (de fines gouttelettes d’huile dans l’eau, une émulsion). Il faut laisser reposer : deux couches se forment, l’huile au-dessus (1 L d’huile pèse environ 920 g, moins que 1 L d’eau). L’eau et l’huile ne sont pas miscibles. (1 pt : 0,5 pour « tort », 0,5 pour le repos et les deux couches) (1)
3. c)Nina a tort : la solubilité d’un gaz diminue quand l’eau se réchauffe ; 1 L d’eau dissout au plus 14,6 mg de dioxygène à 0 °C, mais seulement 7,6 mg à 30 °C. L’eau chaude de l’été contient donc moins de dioxygène dissous, ce qui gêne les poissons. (1 pt : 0,5 pour « tort », 0,5 pour l’explication avec les valeurs) (1)
4. d)Jade a raison : pendant l’ébullition, de la vapeur d’eau se forme dans tout le liquide et monte en bulles. Cette vapeur est invisible ; le « nuage » blanc au-dessus de la casserole, lui, est fait de fines gouttes d’eau liquide. (1 pt : 0,5 pour « raison », 0,5 pour la justification) (1)

Astuce — avant de juger deux liquides miscibles, attends toujours le repos : une émulsion trouble est un mélange hétérogène, et seule une couche unique après repos montre que les liquides sont miscibles.

1. a)Dans le ballon, le mélange bout : vaporisation (ici une ébullition), liquide → gaz. Dans le réfrigérant, la vapeur se refroidit et redevient liquide : liquéfaction. L’eau froide refroidit le réfrigérant pour liquéfier la vapeur. (1 pt : 0,5 pour les deux changements d’état, 0,5 pour le rôle de l’eau froide) (1)
2. b)Une seule couche : l’eau et l’éthanol sont miscibles, ils forment un mélange homogène. Une ampoule à décanter sépare deux couches de liquides non miscibles ; ici il n’y a qu’une couche, elle ne peut rien séparer. (1 pt : 0,5 pour « miscibles », 0,5 pour l’ampoule) (1)
3. c)Le test est positif : le distillat contient de l’eau, ce n’est donc pas de l’éthanol pur. L’éthanol bout plus bas que l’eau, donc le distillat est plus riche en éthanol que le mélange de départ, mais une distillation simple ne donne jamais d’éthanol pur : de l’eau passe aussi. (1 pt : 0,5 pour « contient de l’eau », 0,5 pour la correction) (1)
4. d)8,6 ÷ 10 = 0,86 g pour 1 mL. Cette valeur est entre 0,79 g (éthanol) et 1,00 g (eau) : elle ne correspond à aucun des deux corps purs. Avec le test de l’eau, cela confirme que le distillat est un mélange d’eau et d’éthanol. (1 pt : 0,5 pour 0,86 g, 0,5 pour la conclusion) (1)

Erreur fréquente — croire que le distillat est toujours un corps pur : un solide dissous reste bien dans le ballon, mais deux liquides miscibles passent ensemble dans le réfrigérant : le distillat est seulement plus riche en celui qui bout le plus bas.

1. a)Volume : 55,0 − 50,0 = 5,0 cm³ (1 mL = 1 cm³). Masse de 1 cm³ : 36,4 ÷ 5,0 = 7,28 g. Le plomb aurait 11,3 g pour 1 cm³, bien plus : la figurine n’est pas en plomb, le nom ne prouve rien. (1 pt : 0,5 pour 7,28 g, 0,5 pour « pas du plomb ») (1)
2. b)7,28 g est très proche de l’étain (7,27 g) mais aussi du zinc (7,14 g) : pour une mesure de classe, ces deux valeurs sont trop proches pour trancher. Deuxième mesure : la température de fusion, qui est aussi une propriété caractéristique. Si c’est de l’étain, la figurine fond avec un palier à 232 °C ; si c’est du zinc, à 420 °C. (1,5 pt : 0,5 pour « zinc et étain trop proches », 0,5 pour la température de fusion, 0,5 pour les deux résultats attendus) (1)
3. c)Le zinc ne fond qu’à 420 °C : à 320 °C, il serait encore solide. La figurine n’est donc pas en zinc. (0,5 pt) (1)
4. d)Pas de palier : la température varie pendant tout le changement d’état, donc ce n’est pas un corps pur, c’est un mélange (de métaux, appelé alliage). De l’étain pur se serait solidifié avec un palier à 232 °C ; ici, la solidification commence même en dessous de 232 °C. La conclusion de Hugo ne tient pas : la figurine n’est pas de l’étain pur, et la masse de 1 cm³ seule ne permettait pas de le voir. (1 pt : 0,5 pour « pas de palier → mélange », 0,5 pour la conclusion de Hugo rejetée avec le palier attendu de l’étain) (1)
5. e)Toujours 36,4 g : la masse se conserve lors d’un changement d’état (si tout le métal est versé dans le moule). Le volume diminue un peu : comme la plupart des corps, le métal se rétracte en se solidifiant (l’eau est une exception). (1 pt : 0,5 pour la masse, 0,5 pour le volume) (1)

Piège — une seule mesure qui « tombe juste » ne suffit pas : si deux espèces de la table sont proches, ou si l’échantillon peut être un mélange, il faut une deuxième propriété caractéristique, et le palier dit si c’est un corps pur.

1. a)À 60 °C, 1 L d’eau dissout 1 100 g ; à 20 °C, il ne peut plus en dissoudre que 320 g : la solubilité diminue quand l’eau refroidit, le soluté en trop réapparaît en cristaux. Masse : 1 100 − 320 = 780 g. (1 pt : 0,5 pour l’explication, 0,5 pour 780 g) (1,25)
2. b)Pour 1 L d’eau, on obtient 780 g de cristaux ; pour 39 g, il faut 39 ÷ 780 = 0,05 L, soit 50 mL d’eau. Masse à dissoudre à 60 °C : 1 100 × 0,05 = 55 g. Vérification : à 20 °C, 0,05 L dissout 320 × 0,05 = 16 g, et 55 − 16 = 39 g de cristaux. (1,5 pt : 0,5 pour la démarche, 0,5 pour 50 mL, 0,5 pour 55 g) (1,25)
3. c)Masse de départ : 50 g d’eau + 55 g de soluté = 105 g ; la masse se conserve, donc le liquide restant a une masse de 105 − 39 = 66 g. Ce n’est pas un corps pur : il contient de l’eau et 16 g de nitrate de potassium dissous. Il est saturé à 20 °C, puisqu’il contient la masse maximale que 50 mL d’eau peuvent dissoudre à cette température (il était au contact des cristaux en trop). (1 pt : 0,5 pour 66 g, 0,5 pour « mélange saturé » justifié) (1,25)
4. d)Pour 1 L d’eau, le sel dissous à 60 °C est d’environ 370 g, et 360 g restent dissous à 20 °C : il ne se forme qu’environ 370 − 360 = 10 g de cristaux, contre 780 g pour le nitrate de potassium, car la solubilité du sel change à peine avec la température. Autre méthode : faire évaporer lentement l’eau d’une solution de sel (comme dans un marais salant) ; quand il ne reste plus assez d’eau, le sel cristallise. (1,5 pt : 0,5 pour le calcul, 0,5 pour l’explication, 0,5 pour l’évaporation) (1,25)

Méthode — pour un refroidissement, raisonne d’abord pour 1 L d’eau (solubilité à chaud − solubilité à froid), puis utilise la proportionnalité pour passer au volume réel.

1. a)Fausse : s’il ne reste rien, L ne contenait pas de solide dissous, mais il peut être un mélange de liquides qui se sont évaporés ensemble (eau et éthanol par exemple). Pour conclure, il faut chercher un palier net en mesurant sa température d’ébullition. (1 pt : 0,5 pour « fausse », 0,5 pour la correction) (1)
2. b)Fausse : 36 g se dissolvent dans 100 mL = 0,1 L ; la solubilité se donne pour 1 L, soit 36 ÷ 0,1 = 360 g/L, dix fois plus. (1 pt : 0,5 pour « fausse », 0,5 pour 360 g/L) (1)
3. c)Juste : la solubilité d’un gaz dans l’eau diminue quand l’eau se réchauffe ; dans la boisson tiède, le dioxyde de carbone reste moins bien dissous et s’échappe davantage en bulles. (1 pt : 0,5 pour « juste », 0,5 pour la justification) (1)
4. d)Fausse : l’eau et l’éthanol sont miscibles, ils forment une seule couche, un mélange homogène. La règle « le plus lourd pour un même volume en bas » ne vaut que pour deux liquides non miscibles. (1 pt : 0,5 pour « fausse », 0,5 pour « miscibles, une seule couche ») (1)
5. e)Juste : la masse se conserve lors de la fusion (sachet fermé), donc 18 g ; et la glace occupe environ 9 % de volume de plus que l’eau liquide dont elle vient, donc en fondant elle reprend moins de place. (1 pt : 0,5 pour la masse, 0,5 pour le volume) (1)

Erreur fréquente — oublier qu’une solubilité est donnée pour 1 L d’eau : une masse mesurée dans 100 mL doit être divisée par 0,1 (multipliée par 10) avant d’être comparée à une table.

1. a)25 mL = 0,025 L. 2 g se dissolvent : la solubilité vaut au moins 2 ÷ 0,025 = 80 g/L. 3 g ne se dissolvent pas tous : elle vaut moins de 3 ÷ 0,025 = 120 g/L. Elle est donc entre 80 g/L et 120 g/L : seul le bicarbonate de soude (environ 96 g/L) convient. A est du bicarbonate de soude. (1,5 pt : 0,5 pour 80 g/L, 0,5 pour 120 g/L, 0,5 pour le bicarbonate) (1,25)
2. b)Dans 0,025 L d’eau à 20 °C, on peut dissoudre au plus 360 × 0,025 = 9 g de sel et 96 × 0,025 = 2,4 g de bicarbonate : avec 10 g, il resterait un dépôt dans les deux cas. Pour le sucre : 2 000 × 0,025 = 50 g, plus que 10 g, tout se dissout. Les acides sont presque insolubles. B est du sucre. (1,5 pt : 0,5 pour le sel, 0,5 pour le bicarbonate, 0,5 pour le sucre) (1,25)
3. c)La température reste constante à 63 °C de 4 min à 7 min : c’est un palier de fusion, donc C est un corps pur. Fusion à 63 °C : d’après la table, C est de l’acide palmitique (cohérent avec le fait qu’il ne se dissout pas dans l’eau). (1 pt : 0,5 pour « palier → corps pur », 0,5 pour l’acide palmitique) (1,25)
4. d)Les deux solutions laissent un dépôt blanc : l’aspect d’un dépôt n’est pas une propriété caractéristique, il ne dit pas quelle espèce était dissoute. L’évaporation montre seulement que chaque liquide contenait une espèce dissoute (que c’était un mélange). Pour identifier, il faut une propriété caractéristique, comme la solubilité. (1 pt : 0,5 pour « même aspect, pas caractéristique », 0,5 pour ce que montre l’évaporation) (1,25)

Astuce — avec des portions pesées, on n’obtient pas une valeur exacte mais un encadrement : la dernière portion dissoute donne le minimum, la première qui laisse un dépôt donne le maximum.