Transcript Equilibres en solution aqueuse (II)

PCSI1 - option PSI
TD de chimie n°2
Armel MARTIN
Equilibres en solution aqueuse (I)
Equilibres acido-basiques
Exercice 1
On envisage différents couples acide-base. Ecrire pour chaque couple la réaction d’échange d’un
proton puis la constante d’acidité correspondante.
1. CH3COOH/CH3COO–
2. H2O/OH–
3. OH–/O2–
Exercice 2
Soit l’acide pyrophosphorique H4P2O7. Il s’agit d’un tétraacide que nous noterons H4A.
1. Ecrire les équilibres successifs de dissociation de cet acide dans l’eau et préciser les expressions
des constantes d’acidité.
2. Quels sont les domaines de prédominance des différentes formes de cet acide de H4A à A4- ?
3. Préciser la signification des courbes notées 1 à 5 sur le diagramme de distribution des espèces en
fonction du pH donné sur le schéma suivant :
1
5
3
4
4. En déduire les pKa de l’acide pyrophosphorique.
2
Exercice 3
Ecrire, dans le cas des solutions suivantes, la réaction prépondérante et calculer sa constante
d’équilibre K. En déduire la composition de la solution à l'équilibre (concentration de chaque
espèce).
1. [NH3]0 = 0,1 mol.L-1
2. [NH3]0 = [NH4+]0 = 0,1 mol.L-1
3. [HS-]0 = [Na+]0 = 0,1 mol.L-1
4. [CH3COOH]0 = [ClO-]0 = 0,1 mol.L-1
Données :
NH4+/NH3 CH3COOH/CH3COO- HClO/ClO- H2S/HS- HS-/S2pKa
9,2
4,8
7,5
7
13
Exercice 4
On dissout du carbonate de sodium solide Na2CO3 à saturation (concentration totale dissoute notée
C0) dans un litre d’eau. On mesure le pH et on obtient pH = 8,0. Quelle est la composition de la
solution ?
Données :
pKa (H2CO3/ HCO3–) = 6,3
pKa (HCO3–/ CO32-) =10,3
Exercice 5
On dissout 4 millimoles d’orthophosphate de sodium et d’ammonium Na 2(NH4)(PO4) dans 200cm3
d’eau. Il se produit alors une réaction entre les ions phophate PO43– et les ions ammonium NH4+.
1. Pourquoi ? Ecrire l’équation de la réaction correspondante et calculer la constante de cet
équilibre.
2. Déterminer les concentrations molaires des différentes espèces provenant du phosphate présentes
à l’équilibre dans la solution.
3. Calculer le pH.
4. Quelles sont les réactions qui ont été négligées ? Etait-il pertinent de les négliger ?
Données :
pKa (HPO42–/ PO43–) = 12,4
pKa (NH4+/NH3) = 9,2
Complément sur les dosages
PROBLÈME : Suivi conductimétrique du dosage d’un mélange d’acides
On dispose d’un mélange de deux acides : acide chlorhydrique HCl (acide fort) et acide éthanoïque
CH3COOH (acide faible de pKa = 4,8) de concentrations respectives c1 = 0,15 mol.L-1 et
c2 = 0,20 mol.L-1.
On réalise le dosage de V0 = 40 mL de cette solution par de la soude NaOH de concentration
cb = 0,4 mol.L-1.
On se propose de suivre l’évolution de la conductivité du mélange au cours du dosage en fonction
du volume V de soude versée.
1. Etude du dosage
5. Calculer les nombres de moles n1 et n2 des deux acides dans le mélange initial.
6. Ecrire les deux équations du dosage. Calculer leurs constantes d’équilibre. Commenter leurs
valeurs. Les deux dosages sont-ils séparés ?
7. Calculer les volumes équivalents VE1 et VE2. Justifier le calcul.
2. Allure de la courbe pH=f(V)
a. Calculer le pH à V = 0, V = VE1 et V = VE2. Détailler les calculs.
b. Tracer l’allure de la courbe pH = f(V).
c. Où peut-on lire la valeur du pka de l’acide éthanoïque sur la courbe ? Justifier.
3. Etude de la courbe σ=f(V)
Données : conductivités équivalentes λi.
ion
4
10 .λi. (S. m2.mol-1)
Na+
50
Cl76
CH3COO41
OH198
H3O+
350
a. Faire un tableau d’avancement des différentes réactions mises en jeu :
1. avant la première équivalence
2. entre la première et la deuxième équivalence
3. après la deuxième équivalence
b. Faire le bilan de TOUS les ions présents dans la solution pour V<V E1, VE1<V<VE2, V>VE2. Puis
calculer leurs concentrations respectives en fonction de cb, c1, c2, V0 et V. Dans cette question on
pensera à tenir compte des ions spectateurs et de la dilution.
c. Donner, en fonction de cb, c1, c2, V0 et V et des λ°i, la conductivité σ de la solution pour V<VE1,
VE1<V<VE2, V>VE2. La courbe σ = f(V) est-elle linéaire ?
8. Montrer que la courbe σcorrigée = σ(V0+V)/V0 = g(V) est linéaire par morceaux. Préciser les pentes
de chacun des morceaux et les comparer. Tracer l’allure de la courbe. On remarquera que les
deux ions OH- et H3O+ ont une conductivité équivalente limite très supérieure à celle des autres
ions.
9. Vérifier que les intersections des différentes portions de droite σ'=g(V) ont lieu pour V=Veq1 et
V=Veq2.