Réactions acidobasiques Correction partielle des exercices

LIBAN 2006 pH d’un mélange I / ETUDE DE DEUX SOLUTIONS 1.a) HNO2(aq) + H2O(l) = NO2–(aq) + H3O+(aq) Ka1 = 1.b) HCOO–(aq) + H2O(l) = HCOOH(aq) + HO–(aq) K =

LIBAN 2006 pH d’un mélange I / ETUDE DE DEUX SOLUTIONS 2.b) La solution d’acide nitreux a un pH de 1,3 ; l’espèce prédominante est l’acide nitreux HNO2(aq) (pH1 < pKa1). La solution de méthanoate de sodium a un pH de 8,7 ; l’espèce prédominante est l’ion méthanoate HCOO–(aq) (pH2 > pKa2) 8,7 pKa2 =3,8 Axe des pH HCOOH(aq) HCOO–(aq) pH HNO2 7 14 NO2–(aq) pKa1 =3,3 1,3

LIBAN 2006 pH d’un mélange II / ETUDE D’UN MELANGE DES 2 SOLUTIONS 1.a) HNO2(aq) + HCOO–(aq) = NO2–(aq) + HCOOH(aq) 1.b) Qr,i = Dans l’état initial, il n’y a pas encore d’acide méthanoïque et d’ions nitrite NO2– de formés, donc Qr,i = 0. 1.c) Qr,éq = = Qr,éq = AN : Qr,éq = 10–3,3+3,8 = 100,5 = 3,2

LIBAN 2006 pH d’un mélange II / ETUDE D’UN MELANGE DES 2 SOLUTIONS 2.b) [HNO2(aq)]éq = AN : [HNO2(aq)]éq = = 1,810-2 mol.L-1 [HCOO–(aq)]éq = AN : [HCOO–(aq)]éq = 1210-2 mol.L-1 [HCOOH(aq)]éq = [NO2–(aq)]éq = AN : [HCOOH(aq)]éq = [NO2–(aq)]éq = 8,310-2 mol.L-1 HNO2(aq) + HCOO–(aq) = NO2–(aq) + HCOOH(aq) état Avancement Quantités de matière Initial n1 n2 En cours x n1 – x n2 – x final xéq n1 – xéq n2 – xéq

LIBAN 2006 pH d’un mélange II / ETUDE D’UN MELANGE DES 2 SOLUTIONS 2.c) Qr, éq = AN : Qr, éq = = 3,3 Les valeurs obtenues sont les mêmes à 3% près.

LIBAN 2006 pH d’un mélange II / ETUDE D’UN MELANGE DES 2 SOLUTIONS 3) Pour le couple HNO2(aq) / NO2–(aq) on a Ka1 = Soit –log Ka1 = pKa1 = –log = –log – log pKa1 = pH – log Ou pH = pKa1 + log pH = 3,3 + log ( ) = 4. Même résultat avec l’autre couple : pH = pKa1 + log = 4

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 1 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 1. La transformation chimique 1.2. CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2–(aq) + H3O+(aq) Couple ACIDE / BASE : CH3COOH / CH3COO- et H3O+ / H2O 1.3. K = Remarque : K = Ka (CH3CO2H / CH3CO2-)

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 2. Etude pH métrique 2.1. n1 = c1 V1 AN : n1 = 2,7 10-4 mol 2.2. Le réactif limitant est CH3CO2H (H2O est en excès) donc n1 – xmax = 0 d’où xmax = n1 = 2,7 10-4 mol HA(aq) + H2O(l) = A–(aq) + H3O+(aq) état Avancement Quantités de matière Initial n1 solvant EF si tsfo totale xmax n1 – xmax final xf n1 – xf

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 2. Etude pH métrique 2.3. xf = n(H3O+)f = [H3O+]f V1 AN : xf = 2,0 10-4 0,100 = 2,0 10-5 mol 2.4. 1 = AN : 1 = = 0,7410–5104 = 0,74.10–1 1 = 7,4.10-2 (7,4%) 1 < 1 : la transformation est limitée [H3O+(aq)]f = 10–pH [H3O+(aq)]f = 10–3,70 = 10 log(2,0.10–4) = 2,0.10–4 mol.L–1

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 2. Etude pH métrique D’après le TA : [CH3CO2–(aq)]f = = [H3O+(aq)]f Et [CH3CO2H(aq)]f = AN : [CH3CO2–(aq)]f = 2,0.10– 4 mol.L–1 et [CH3CO2H(aq)]f = 2,5.10–3 mol.L–1 HA(aq) + H2O(l) = A–(aq) + H3O+(aq) état Avancement Quantités de matière Initial n1 solvant EF si tsfo totale xmax n1 – xmax final xf n1 – xf

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 2. Etude pH métrique 2.6. . K1 = K1 = = K1 = 1,6.10–5

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 3 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 3. Etude conductimétrique 3.1. D’après le TA : [CH3CO2–(aq)]f = [H3O+(aq)]f 3.2.  = [CH3CO2–(aq)]f + [H3O+(aq)]f 3.3.  = ( + ).[H3O+(aq)]f Donc [H3O+(aq)]f = [CH3CO2–(aq)]f = AN : [H3O+(aq)]f = [CH3CO2–(aq)]f = = [H3O+(aq)]f = [CH3CO2–(aq)]f = 1,25 mol.m–3 = 1,25.10–3 mol.L–1

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 3 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 3. Etude conductimétrique 3.4.1. = et On a bien < 3.4.2. . Si c2 [CH3CO2H(aq)]f cela signifie que l’acide s’est très peu dissocié dans l’eau. La transformation peut être considérée comme étant très limitée. [CH3CO2–(aq)]f = 1,25.10–3 mol.L–1 [CH3CO2–(aq)]f

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 4 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 4. Comparaison des résultats 4.1. La constante d’équilibre K ne dépend pas de la concentration initiale en acide éthanoïque, puisque avec deux concentrations différentes on obtient la même valeur de K 4.2. Le taux d’avancement final d’une transformation chimique limitée dépend de l’état initial du système. En effet avec deux concentrations initiales différentes, on obtient deux taux d’avancement différents.

ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 4 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 4. Comparaison des résultats 4.3. AFFIRMATION 1 : VRAIE Plus l’acide est dissocié, plus l’avancement xf de la réaction est grand et donc plus le taux d’avancement final est grand AFFIRMATION 2 : FAUX c1 < c2 mais > Donc plus la solution est diluée (c faible), plus l’acide est dissocié ( élevé)