Réactions en solutions aqueuses

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1 Réactions en solutions aqueuses
Exercice 19 page 161 Réactions en solutions aqueuses Exercice 19 page 161

2 I. Produit ionique de l’eau
C’est la constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau. Ke = [H3O+][HO-] 2. H2O + H2O = H3O+ + HO- (couple H2O/HO-) KA4 = Ke = 10-14 Voir aussi livre page 147 §2.3

3 II. Réaction de l’acide éthanoïque dans l’eau
CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+ 2. L’espèce prédominante à pH = 3,6 est l’acide éthanoïque pH pKA1 = 4,7 CH3COOH CH3COO-

4 3. avancement de la réaction
x1f = n(H3O+)f [H3O+]=10-pH = 10-3,6 = 2, mol.L-1 x1f = n(H3O+)f = [H3O+]×V1 = 2, × x1f = 2, mol b. x1max = C1V1 = 2, × x1max = 2, mol c. d. Le résultat est cohérent avec la question 2 car l’acide est très peu dissocié dans l’eau

5 III. Réaction de l’ammoniac avec l’eau
NH3 + H2O = NH4+ + HO- 2. L’espèce prédominante à pH = 10,6 est l’ammoniac. pH pKA2 = 9,2 NH4+ NH3

6 3. Taux d’avancement NH3 + H2O = NH4+ + HO- x2f = n(HO-)f [H3O+]f =10-pH = 10-10,6 = 2, mol.L-1 [HO-]f = Ke / [H3O+]f = / 10-10,6 = 10-3,4 = 4, mol.L-1 x2f = n(HO-)f = [HO-]×V2 = 4, × x2f = 4, mol

7 x2max = C2V2 = 1, × x2max = 1, mol τ2 = 0,04 soit 4% Le résultat est cohérent avec la question 2 car la base est très peu dissociée dans l’eau.

8 CH3COOH +NH3 = CH3COO- + NH4+ K =
IV. Évolution d’un mélange d’acide éthanoïque et d’ammoniac dans l’eau. CH3COOH +NH3 = CH3COO- + NH4+ K = K = KA1 / KA2 = 10-4,7 / 10-9,2 = 104,5 [CH3COO-] [NH4+] [CH3COOH] [NH3] [CH3COO-] [NH4+] [H3O+] [CH3COOH] [NH3] [H3O+]

9 CH3COOH +NH3 = CH3COO- + NH4+ EI n1 n2 - - EF
2. K en fonction de x3f CH3COOH +NH3 = CH3COO- + NH4+ EI n n EF n1- x3f n2- x3f x3f x3f K =

10 3. Équation du second degré.
En remplaçant par les valeurs numériques et en développant, il vient : 31622 x² - 9,5x + 6, = 0 Solutions de l’équation du second degré : x =2, mol ou x = 9, mol La première solution est impossible car on aurait x3f > n2 soit x3f = 9, mol

11 4. Comparaison avec x3max Si la réaction est totale, le réactif limitant est NH3. soit x3max = 1, mol La réaction peut-être considérée comme totale.

12 5. Bilan de matière n(CH3COO-)f = n(NH4+)f = x3f = 9, mol n(CH3COOH)f = – 9, = 1, mol n(NH3)f = 1, , = mol Les espèces prédominantes sont : CH3COO- , NH4+ et CH3COOH

13 6. Valeur du pH de la solution finale
En utilisant la relation : pH = pKA + log[Base]/[Acide] Comme à l’état final [CH3COO-] ≈ [CH3COOH] donc log([CH3COO-]/[CH3COOH]) = log 1 = 0 Soit pH = pKA1 = 4,7