Réactions acidobasiques

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1 Réactions acidobasiques
Correction partielle des exercices

2 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 =

3 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

4 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

5 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

6 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.

7 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

8 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 1
ANTILLES 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-)

9 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 2. Etude pH métrique
2.1. n1 = c1 V AN : n1 = 2, mol 2.2. Le réactif limitant est CH3CO2H (H2O est en excès) donc n1 – xmax = 0 d’où xmax = n1 = 2, 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

10 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 2. Etude pH métrique
2.3. xf = n(H3O+)f = [H3O+]f V AN : xf = 2, ,100 = 2, mol 2.4. 1 = AN : 1 = = 0,7410–5104 = 0,74.10–1 1 = 7, (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

11 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

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

13 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 3
ANTILLES 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

14 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 3
ANTILLES Détermination de K par 2 méthodes 3. Etude conductimétrique 3.4.1. = et On a bien < Si c [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

15 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 4
ANTILLES 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.

16 ANTILLES 2005 Détermination de K par 2 méthodes 4
ANTILLES 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)