Chimie des equilibres

[leosanchez56]

Bonjour, nous avons effectué un contrôle où les notes sont catastrophiques (presque personne de la classe a eu la moyenne car nous avons pas fini le programme). La note comptant comme la moyenne, nous nous retrouvons au rattrapage. Nous aimerions avoir votre aide pour effectuer la correction du contrôle afin de nous entrainer pour les rattrapages. Cependant, nous n'avons aucune idée de comment résoudre les exercices car nous les avons a moitié vu en classe (voir pas du tout). De plus, comme les contrôles de nous sont pas rendus nous ne savons même pas où nous avons perdu tous les points. Merci par avance pour votre aide.

Voici notre contrôle en pièce jointe


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[mach3]

Bonjour,

Avant toutes choses, rappel : http://forums.futura-sciences.com/ch...ces-forum.html

pour la modération, mach3

[moco]

Bonjour,
Dites-nous ce que vous avez fait, et où vous crochez ! On vous aidera à franchir le pas. Mais il n'et pas question que nous fassions tout le travail, et vous rien.

[leosanchez56]

Alors tout d'abord j'ai eu 3 au contrôle donc j'ai tout faux, de plus on nous a pas rendu la copie. Je vais donc essayer de me souvenir.

Questions de cours :
1 - Faux plus un acide est dilué plus il est faible.
2 - pH = -log C=pC donc vrai
3 - Faux, il ne devient pas plus forte lorsqu'on le dilue
4 -
5 -
6 - Vrai
7 -
8 - Faux
9 -
10


Exercice 2 :

On a jamais vu comment on fais on a fais que un acide dans l'eau ou une base dans l'eau.
HF + F- -> HF + F- Ici, il ya conservation mais on a jamais vu comment on doit faire dans ce cas la.
EI: Co Co
EF: Co-h Co-h h h

Ka = 10^-pKa = 10^-3,2
Ka = (h^2)/ (Co-h)(Co-h)

Co^2 -2Coh +h2 = (Co-h)

h^2 = Ka x Co¨^2 - 2Ka x Coh + h^2 x Ka
Ka x Co¨^2 - 2Ka x Coh + h^2 x Ka - h2 = 0

Et j'avais trouvé un pH de 3,2. Ceci est faux bien sur.


Exercice 3

1 -
2 - Ag+ +1e- → Ag

Equation de Nernst
E(Ag+/Ag) = E°(Ag+/Ag) + 0,059/2 log ([Ag+]/1)

E+= E°(Ag+/Ag) + 0,059/1 log C2 =
E- = E°(Ag+/Ag) + 0,059/1 log C1
fem = 0,059/2 log (C2/C1)

Cependant on a pas les E° donc on ne peut pas résoudre.


Exercice 4 :



2 - Ce 4+ + Fé 2+ -> Ce 3+ + Fe3+
0,1 M 10^-2 M

J'ai pensé à un titrage mais on a aucun volume

E = E°(Ce4+/Ce3+) + 0,059 log ([Ce4+]/[Ce3+]=E°([Fe3+]/[Fe2+])


Nous avons fais aucun exercice d'entraînement sur les exercices 3 et 4 et pour l'exercice 2 nous avons fais seulement avec une base ou un acide dans l'eau. Enfin les questions de cours on ne l'a même pas dans le cours et on a jamais parlé de dilution.

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Bonjour,
Oh la la. Il faut en effet qu'on vous aide. Je vais essayer d'y aller pas à pas.

Monoacide 1. La phrase "un acide est d'autant plus fort qu'il est dilué" doit être considérée comme correcte. Le terme "fort" n'est pas synonyme de corrosif, d'efficace. Mais il est synonyme de "dissocié". C'est vrai que plus un acide est dilué, moins il est efficace pour attaquer un métal ou un carbonate. Mais c'est aussi vrai que plus il est dilué, plus il ressemble à un acide fort, car plus il est dissocié. Un acide faible concentré ne contient que 1 à 2% de molécules dissociées en ions H3O+ et X-. Mais plus on le dilue, plus la proportion de molécules dissociées est grande. Par exemple, l'aide acétique CH3COOH 0.1 M est dissocié à 1.3%. Dilué à 0.01 M, il se dissocie à 4.2%. Dilué à 0.001 M, il se dissocie à 13,2 %. On voit que plus la dilution est importante, plus l'acide est dissocié donc fort. Si on dilue encore davantage, il finira par être dissocié à 100%.
Monoacide 2. OK
Monoacide 3. OK. Mais la raison en est que l'acide borique est tellement faible, qu'il ne sera jamais dissocié de manière mesurable

Base 4. Ici, on considère l'ion F- comme une base faible, et Na+ comme ni acide ni basique. . Et il existe une formule permettant de calculer le pH d'un solution de base faible. C'east pH = (1/2)(14 + pKa + log c) = (14 + 3.2 - 2)/2 = 15.2/2 = 7.6
Base 5. La base éthanolate est vraiment très très forte. Toutes les bases dont le pKb est négatif sont détruites par l'eau agissant alors en acide. Donc l'éthanolate réagit avec l'eau selon : C2H5O- + H2O --> C2H5OH + OH-.

Acide 6.Cette phrase est en principe juste. mais il faut alors que le premier pKa soit proche de zéro, voire négatif. La valeur donnée (pKa = 4) est propre d'un acide faible.
Acide 7. Phrase correcte. Un diacide, comme un monoacide, devient fort s'il est dilué suffisamment. Voir la question 1. Q'iu'il soit un diacide ne change rien à ce fait.
Acide 8. Dans un mélange d'acide fort et d'acide faible, l'acide fort transforme la totalité de ses molécules en ions H3O+. L'acide faible n'en transforme que 1 à 2% comme on vient de le voir. On peut donc négliger cette contribution, et dire que presque tous les ions H3O+ proviennent de l'acide fort.

Mélange 9. Ce problème est particulièrement vicieux, car il demande de traiter deux équilibres à la fois, et deux pKa indépendants. D'habitude on ne fait pas les calculs. car on observe que, quand on dispose de deux acides faibles dont la moyenne des pKa est proche de 7, le mélange équimoléculaire a un pH qui ne varie pas avec la dilution.
Mélange 10. Une autre façon de définir ce problème est de dire que, quand on mélange 1 mole de ion S2- et 1 mole de H2S, le mélange conduit à la formation de 2 mole de HS-, et qu'il ne reste pratiquement plus d'ions S2- et H2S

Ex.2. Ici on fait une solution qui contient exactement autant de HF que de ions F-. Au début [F-] = [HF] = c. Mais une partie des HF agit avec l'eau pour former H+ et F-. On va appeler x la quantité de ions H+ ainsi formé. Ceci dit, les nouvelles concentrations seront : [HF] = c - x ; [H+] = x ; [F-] = c + x
On pose que la constante d'équilibre vaut : K_a = 10^-3.2 = 6.3 10^-4 = [H+][F-]/[HF] = x(c+x)/(c-x). C'est une équation du 2ème degré, qui s'écrit aussi :
K_ac - K_ax = x² + cx
x² + x(c + K_a) - K_ac = 0
Donc :
x = (1/2)(-c-K_a ± √(c² + K² + 2 cK_a + 4 K_ac ) =
x = (1/2)(-c-K_a ± √(c² + K² + 6 cK_a) =
c+K_a = 5·10^-4 + 10^-3.2 = (5 + 6.3) 10^-4 = 1.13 10^-3
Je commence à fatiguer. Finis les calculs toi-même. Cela ne présente pas la moindre difficulté. C'est juste un peut jeu de puissances de 10.
Mais je trouve que le maître exagère. Ces problèmes ne sont pas faciles du tout.

[leosanchez56]

Bonjour,

Tout d'abord je vous remercie pour vos explications. L'exercice 2 ce qui m'a perturbé est le fait que [HF]=[F-]=Co. en effet cela m'a induit en erreur et j'ai voulu les faire réagie ensemble ne sachant pas quoi en faire.

Pourriez vous me dire si la suite est correcte ?
A partir de x² + xc - Kac -Kax = 0
J'ai trouvé une résolution plus facile, pour cela j'ai effectué : x²+ (c - Ka)x - Kac =0
Ainsi nous avons une équation du seconde degré.
Ce qui nous donne deux solution : x1 = 6,3 X 10 ^-4 et x2 = -5X10^-4
Ainsi seule la valeur de x1 est possible soit x = 6,3 X 10^-4

Ainsi : [HF] = 5X10^-4 M
[H+] = 6,3 X 10^-4 M
[F-] = (5+6,3)X10^-4 = 1,13X10^-13 M

pH = -log x = valeur négative = impossible


Exercice 4 :

Capture.PNG

J'ai ensuite réaliser un tableau d'avancement pour les questions suivantes :

TABLEAU EXO '.PNG


On calcule l'avancement de disparition pour les réactifs :

Pour Ce4+ :
n(Ce4+) - x = 0 → 0,1 -x =0 donc x=0,1 M

Pour Fe2+
n(Fe2+) - x =0 → 0,01 - x = 0 donc x = 0,01 M

On prend la valeur pour laquelle x est la plus petite soit 0,01M Donc Fe2+ est le réactif limitant

A l'équilibre on a :
Ce4+ = 0,1 - 0,01 = 0,09M
Fe2+ = 0M
Ce3+ = 0,01 M
Fe3+ = 0,01M

On obtient les quantités de matières finales, cependant pour avoir des concentrations il nous faudrait avoir des volumes afin de faire

C = n / V

[petitmousse49]

Bonjour
L'énoncé parle de O,01M de Fe²⁺ et 0,1M de Ce⁴⁺. Il s'agit donc des concentrations apportées c'est à dire des quantités introduite par litre de solution. On peut donc raisonner en concentrations dans tout l'exercice, l'indication du volume est superflue. D'ailleurs, tu as posé : x=0,01M soit x= 0,01mol/L ; x désigne l'avancement volumique et non l'avancement en mole.

[leosanchez56]

Bonjour, ah oui merci beaucoup

[chapeaupointu]

Bonjour, j'ai également l'exercice 3 à faire (seulement le 3).

1 - C'est une pile à concentrations différentes.
Pour les questions suivantes je voulais également utiliser l'équation de Nernst. Comme on a les mêmes espèces et que seules les concentrations changent je pense que le E° ne change pas et que seule la concentration change.
Mais du coup, peut on négliger E° et ainsi uniquement faire : E = 0;059 log C2/C1

EN vous remerciant

[petitmousse49]

Bonjour
Il ne s'agit pas de "négliger E° ". Puisque E° a même valeur pour chaque demie pile dans la mesure où chaque demie pile fait intervenir le même couple oxydant réducteur, lorsqu'on calcule la force électromotrice de la pile comme la différence des deux potentiels de Nernst, E° disparaît de l'expression finale.
Dans le cas précédent :
E₂=E°+0,059.log(c₂)
E₁=E°+0,059.log(c₁)
f.é.m. : E₂ - E₁ = 0,059.log(c₂/c₁)

[leosanchez56]

Bonjour,
C'est également ce que je pensais, cependant on a pas la valeur de E°, on ne peut donc pas calculer le potentiel d'électrode de chaque pile.
C'est bien exact ?

[petitmousse49]

La réponse à cette question a déjà été fournie ailleurs...