Remerciez-le!

Remerciez @Admin pour avoir partagé cet document gratuitement, de la manière la plus simple, en partageant sur les réseaux sociaux.

Page 1 sur 20 ÉQUILIBRES EN SOLUTION AQUEUSE EXERCICES Chapitre 1 1 SENS D’ÉVOL

Page 1 sur 20 ÉQUILIBRES EN SOLUTION AQUEUSE EXERCICES Chapitre 1 1 SENS D’ÉVOLUTION D’UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE Soit la réaction d’oxydation du métal cuivre par une solution aqueuse d’acide nitrique H O!, NO ", d’équation chimique : 3Cus + 8H Oaq ! + 2NO " aq = 3Cuaq #! + 2NOg + 12H#Oliq La constante d’équilibre de cette réaction vaut, à 25°C : $% = 10!& . À un instant donné, la solution de volume ' = 500 mL contient 0,015 mol d’ions Cu#! dissous, une concentration en ions nitrate de [NO "] = 80 mmol ( L"), et son pH est de 1,0. Un morceau de cuivre de 12 grammes est immergé dans la solution (*Cu = 63,5 g ( mol")). La solution est surmontée d’une atmosphère où la pression partielle en monoxyde d’azote est de +NO = 15 kPa. Calculer le quotient réactionnel à cet instant et en déduire si la réaction chimique d’oxydation du cuivre est à l’équilibre. Dans le cas contraire, prévoir son sens d’évolution. 2 ÉQUILIBRE EN PHASE GAZEUSE On s’intéresse à l’équilibre en phase gazeuse ci-dessous : 2NO + Br# = 2NOBr On introduit jusqu’à la pression + ) = 6000 Pa dans un récipient de volume constant ' = 2,000 L initialement vide de l’oxyde d’azote NO initialement à la température , ) = 300 K. On ajoute ensuite dans ce récipient une masse -Br. = 300 mg de dibrome. La température du mélange est portée à ,# = 333 K. Une fois l’état d’équilibre établi, la pression totale dans le récipient est +# = 8220 Pa. Les gaz sont supposés parfaits et on rappelle : / = 8,31 0(1")(mol"). Masse molaire du dibrome : *(Br#) = 159,81 2(345") 1) Calculer la quantité de matière de chaque composé introduit dans le récipient. 2) Calculer la quantité de matière totale à l’équilibre. 3) Déduire des questions précédentes l’avancement 6 de la réaction à l’équilibre. 4) Calculer la pression partielle de chaque composé à l’équilibre. 5) Calculer la constante d’équilibre de la réaction à la température ,#. Page 2 sur 20 3 ÉTUDE DU COUPLE CH COOH/CH COO" On donne : p$7(CH COOH/CH COO") = 4,8 Densité de l’acide acétique : 8 = 1,05 Masse molaire de l’acide acétique : * = 60,05 2(345") 1) Tracer le diagramme de prédominance de l’acide acétique et de l’ion acétate en solution aqueuse en fonction du pH. 2) On constitue une solution aqueuse (S1) de la manière suivante : dans une fiole jaugée de ' % = 500 mL est introduit un volume ' ) = 10,0 mL d’acide acétique glacial (pur). On complète au trait de jauge avec de l’eau distillée, en agitant régulièrement. On obtient une solution limpide. Une analyse rapide à l’aide de papier pH montre que le pH de la solution ainsi constituée est compris entre 2 et 3. a) Déterminer la concentration apportée en acide acétique dans la solution (S1). b) Écrire l’équation chimique de mise en solution aqueuse de l’acide acétique. c) En observant le diagramme de prédominance, que peut-on déduire du résultat fourni par le papier pH ? d) En déduire, par le calcul le plus simple possible, la concentration de toutes les espèces en solution et donner la valeur du pH de la solution (S1) avec un chiffre après la virgule. 3) À la solution précédente est ajouté un volume ' 9 = 100 mL d’une solution de soude de concentration :9 = 1,00 !"#$"). Après agitation, on obtient une solution (S2). a) Écrire un mode opératoire pour indiquer à un apprenti technicien comment préparer le volume ' 9 = 100 mL de la solution de soude. On suppose qu’on dispose de pastilles d’hydroxyde de sodium pur au laboratoire. b) Quelle est la nouvelle concentration apportée d’acide acétique dans la solution ? c) Quelle est la concentration apportée d’hydroxyde de sodium ? d) Écrire l’équation chimique de la réaction acido-basique entre la soude et l’acide acétique. Calculer sa constante d’équilibre ; conclure. Faire un bilan de concentrations en ne considérant que cette réaction. e) Quelles sont les espèces majoritaires et minoritaires dans cette solution ? Justifier la réponse, qualitativement, puis numériquement. f) La solution (S2) est qualifiée de solution tampon. Quelles sont les propriétés d’une telle solution ? 4 PRÉCIPITATION DE CHLORURE DE PLOMB ? On mélange deux solutions, l’une de nitrate de plomb, l’autre de chlorure de sodium, de telle sorte que les concentrations apportées dans le mélange soient : 1) :Pb.; = 0,01 mol ( L") et :Cl< = 0,20 mol ( L") ; 2) :Pb.; = 0,05 mol ( L") et :Cl< = 0,03 mol ( L") ; 3) :Pb.; = 0,002 mol ( L") et :Cl< = 0,001 mol ( L"). Sachant que le produit de solubilité du chlorure de plomb vaut $= = 1,6 ( 10">, déterminer l’état d’équilibre pour chacun des trois cas (solution limpide ou présence d’un précipité, concentration des ions). Page 3 sur 20 Chapitre 2 5 DIAGRAMME DE RÉPARTITION DE L’ACIDE CITRIQUE L’acide citrique de formule C&H?O@ est un triacide, que l’on notera H A. Son diagramme de répartition en fonction du pH est donné ci-après. Les courbes tracées représentent le pourcentage de chacune des espèces contenant « A » lorsque le pH varie. 1) Identifier chacune des courbes. 2) En déduire les constantes p$7A et $7A relatives aux trois couples mis en jeu (B = 1,2,3). 3) Déterminer l’équation des courbes de répartition. 4) On prépare ' % = 250 mL de solution en dissolvant dans de l’eau distillée -% = 1,05 g d’acide citrique monohydraté C&H?O@, H#O. La solution est agitée jusqu’à atteindre son état d’équilibre. On notera (S) cette solution à l’équilibre. On introduit dans (S) quelques gouttes d’héliantine. Une coloration rose apparaît, ce qui montre que le pH de la solution est inférieur à 3,1. a) Calculer la concentration apportée :% en acide citrique. b) D’après le diagramme de répartition, quelles sont les formes acido-basiques de l’acide citrique dont la concentration est négligeable dans (S) ? c) Écrire l’équation chimique de la réaction responsable du fait que la solution (S) soit acide. d) Déterminer par le calcul la concentration des espèces non négligeables dans (S), leur pourcentage, ainsi que le pH de la solution. Vérifier graphiquement. e) Déterminer alors la concentration des espèces minoritaires et vérifier qu’on avait bien raison de les négliger. Masses molaires en 2(345") : H : 1,0 ; C : 12,0 ; O : 16,0 % 1 4 2 3 pH 6 COMPLEXATION DES IONS CUIVRE (II) CU #! PAR LES IONS THIOCYANATE SCN" Le diagramme de distribution des espèces pour les complexes des ions thiocyanate SCN" et des ions Cu#! en fonction de pSCN = C log [SCN<] DE (où F% = 1 345(G")) est donné ci-après. Page 4 sur 20 L’indice de coordination (nombre de ligands dans un complexe) varie de 1 à 4. Les courbes tracées représentent les pourcentages de chacune des espèces comportant l’élément cuivre lorsque pSCN varie. Les complexes 1) Le numéro atomique du cuivre est H = 29. En déduire la position de cet élément dans le tableau périodique (numéro de ligne, numéro de colonne) en justifiant la réponse. Donner la configuration électronique de l’ion Cu#!. 2) Montrer que le ligand thiocyanate SCN" peut être écrit selon deux formes mésomères de représentativité proche (le soufre est situé sous l’oxygène dans la classification). Expliquer alors pourquoi on qualifie ce ligand de ligand ambidenté, et non pas de ligand bidenté. 3) Donner la formule du complexe correspondant à chacune des courbes de distribution. Quel complexe se rapproche le plus de la « règle des dix-huit électrons » ? 4) Déterminer les constantes de formation successives $ IA de ces complexes. On justifiera la méthode utilisée. 5) Le complexe correspondant à la courbe 4 a une forte tendance à la dismutation. À quoi le voit-on sur le diagramme de distribution ? Écrire une équation chimique qui rende compte de ce phénomène et calculer sa constante d’équilibre. Complexation en défaut de ligand On constitue une solution aqueuse en dissolvant une masse - = 2,10 g de sulfate de cuivre pentahydraté (CuSOJ, 5 H#O) dans une solution contenant 1,0 ( 10" mol de thiocyanate de potassium KSCN. On obtient ' = 250 mL de solution. 6) Calculer les concentrations apportées en ions Cu#! et SCN". Pourquoi est-il raisonnable de penser que seul le complexe comportant un seul ligand devrait se former notablement dans ces conditions ? 7) Écrire la réaction de complexation et calculer son avancement volumique à l’équilibre. En déduire les pourcentages de répartition des espèces Cu#! et du complexe, et vérifier sur le graphe de distribution. 8) Calculer les concentrations des trois autres complexes et vérifier qu’elles sont bien négligeables. Page 5 sur 20 7 COCKTAILS ACIDO-BASIQUES Exercice de cours reprenant diverses situations usuelles de mélanges d’acides et de bases. À résoudre par la méthode de la réaction prépondérante. Calculer le pH des solutions de volume 1,00 L obtenues en dissolvant : 1) 0,010 mol de chlorure d’hydrogène et 0,020 uploads/Finance/ exercices-corriges-chimie-en-solution.pdf