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UNIVERSITE CADI AYYAD Département de Chimie FACULTE DES SCIENCES 29 Juin 2015 S

UNIVERSITE CADI AYYAD Département de Chimie FACULTE DES SCIENCES 29 Juin 2015 SEMLALIA – MARRAKECH FILIERES SMPC - S2 Module de Chimie des solutions Contrôle de rattrapage (Durée 2 h) Les exercices I, II et III sont indépendants Barème : I ( 8 points) ; II ( 4 points ) ; III ( 8 points ) Exercice I On considère, à 25°C, une solution aqueuse d’acide lactique C3H6O3 (monoacide faible), de constante d’acidité Ka = 10-4 et de concentration C > 10-2 mol.L-1. 1- Ecrire la réaction de C3H6O3 avec l’eau. 2- En adoptant des approximations convenables, établir l’expression de la concentration en ions hydronium H3O+ en fonction de C et Ka. 3- Le pH de la solution est égal à 2,8. Calculer dans ce cas : a- La concentration C de la solution. b- La valeur du coefficient d’ionisation α de l’acide lactique. 4- La solution précédente est diluée à l’eau, la nouvelle concentration est C’ = 2,5.10-4 mol.L-1. a- Exprimer la concentration en ions H3O+ en fonction de C’ et Ka et calculer le pH de la solution diluée. b- Calculer la valeur du coefficient d’ionisation α’. c- Comparer les deux valeurs α et α’. Conclure. 5- Dans le cas d’une solution d’acide C3H6O3 de concentration quelconque C0, a- Donner l’expression du coefficient d’ionisation α de l’acide en fonction de Ka et de la concentration en ions H3O+. b- Que devient cette expression à dilution infinie (C0 infiniment faible). Calculer, dans ce cas la valeur de α. Donnée : A 25°C, Ke = 10-14. Exercice II A 25°C, la solubilité massique de l’hydroxyde de cobalt (II) Co(OH)2 est de 4,18.10-4 g.L-1 1- Calculer le produit de solubilité de l’hydroxyde de cobalt (II). 2- Calculer le pH d’une solution saturée d’hydroxyde de cobalt (II). 3- On ajoute, de la soude NaOH (sans variation de volume) à une solution contenant 10-4 mol.L-1 d’ions Co2+. Quel est le pH de début de précipitation? Données : A 25°C, pKe = 14. Masses molaires (g.mol-1) : Co : 58,9 ; O : 16 ; H : 1 Exercice III On considère à 25°C, la pile construite à partir des deux électrodes suivantes : - Electrode (1) : un fil de platine plongé dans une solution acide (pH = 2) contenant les ions HCrO4- (10-3 M) et Cr3+ (10-2 M).. - Electrode (2) : un fil de platine plongé dans une solution d’ions Fe3+ (10-1 M) et Fe2+ (10-3 M). 1- Ecrire les réactions aux électrodes. 2- Calculer les potentiels π1 et π2 des deux électrodes à 25°C avant que la pile ne commence à fonctionner. En déduire la valeur de la force électromotrice (f.e.m) E. 3- Faire un schéma clair de la pile en précisant les polarités des électrodes ainsi que le sens de déplacement des électrons et du courant. 4- Ecrire la réaction bilan de la pile. 5- Montrer qu’il s’agit d’une réaction totale. 6- Quel est le réactif limitant ? 7- Calculer les concentrations des autres ions lorsque la pile est épuisée. Données : A 25°C, π° (HCrO4-/Cr3+) = 1,38 V ; π°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V (RT/F) ln x = 0,06 log x uploads/Finance/ controle-de-rattrapage-de-chimie-des-solutions.pdf