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Calcul de concentrations à l'équilibre



  1. #1
    tristanestac

    Calcul de concentrations à l'équilibre


    ------

    Bonjour, je suis en Terminale S et je bute sur une question d'un exercice de chimie. Le voici :

    On considère la réaction d'oxydoréduction entre les couples Fe3+(aq)/Fe2+(aq) et Ag+(aq)/Ag(s).
    1) Ecrire l'équation de la réaction dans laquelle l'argent solide est un réactif. La constante d'équilibre associée à cette réaction vaut 3,2.

    Bon, pas de problème ici, je trouve : Ag(s)+Fe3+(aq)=Fe2+(aq)+Ag+(aq )
    2) Quelle est la valeur de la constante d'équilibre associée à la réaction inverse ?
    Pas de problème ici non plus, c'est juste l'inverse de la constante d'équilibre où l'argent est en produit d'où K'=1/K=0,31
    3) On considère la solution aqueuse obtenue par le mélange de 25mL d'une solution contenant des ions Fe2+(aq) de concentration C1=0,2 mol/L et de 25mL d'une solution de nitrate d'argent de concentration C2=0.1 mol/L.
    a) Calculer la valeur initiale du quotient de réaction. Dans quel sens évolue le système ?

    Ca va ici : Qr,i=0 et Qr,i<K donc le système évolue dans le sens direct.
    b) Qu'observe-t-on au sein de la solution ?
    J'ai mis qu'il y avait formation de nitrate d'argent et de Fe2+ puisque le système évolue dans le sens direct ? Logique non ?
    c) Calculer les concentrations des différents ions lorsque l'équilibre est atteint.
    Voilà la question où je bloque... Je n'ai aucune idée de quoi faire. Un tableau d'avancement ? En quoi celà m'aiderait ? Le quotient de réaction à l'équilibre ? Ben non puisqu'il me faut les concentrations des solutions à l'équilibre. Bref si on pouvait m'éclairer là dessus s'il vous plaît !
    Merci d'avance

    -----

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  3. #2
    moco

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    Mais non !
    Si tu mets en solution des ions Ag+ et des ions Fe2+, il ne peut pas se produire une réaction qui va fabriquer encore plus de ions Ag+, voyons. D'où viendraient ces atomes d'argent ?
    Non. On va assister à une réaction qui consomme une partie des ions Ag+ (et Fe2+) et forme du métal argent et des ions Fe3+.
    Pour savoir combien, tu poses que la concentration initiale des ions Ag+ et Fe2+ vaut respectivement 0.05 et 0.1. On en consomme x. Il reste les concentrations finales suivantes :
    [Ag+] = 0.05 - x
    [Fe2+] = 0.1 - x
    [Fe3+] = x

    Tu poses que K' = 0.31, et tu obtiens une équation du 2ème degré en x. Tu la résous, et ton problème est fini.

  4. #3
    tristanestac

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    Exact pour l'observation au sein de la solution, mea culpa.
    Par contre, d'où viennent et que sont les 0,05 et 0,1 ? Puisque les concentrations initiales sont données (C1=0,2mol/L et C2=0,1mol/L) ?

  5. #4
    moco

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    Les concentrations initiales sont bien celles que tu as données. Mais quand on effectue le mélange, et avant que démarre la moindre réaction chimique, les ions Fe2+ que tu y a mis ne sont plus présents dans 25 mL mais dans 25 + 25 = 50 mL, ce qui fait que leur concentration initiale devient d'un coup moitié. Idem pour la concentration de nitrate d'argent.

  6. #5
    tristanestac

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    Ah oui le volume total. Mais dans ce cas ce ne serait pas 0.01 et 0.005 plutôt ? Soit le nombre de mole initial de nitrate d'argent et de Fer 3 ?
    Et j'ai du mal à comprendre comment une concentration peut être égale à une différence de moles ? Ce ne serait pas :
    n(Ag2+)=0.005 - x ?

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    moco

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    Je ne vois pas bien pourquoi tu divises par 10 mes valeurs.
    J'ai peut-être l'impression que tu confonds concentration et nombre de moles.
    Je reprends ta donnée :
    -- On mélange de 25 mL de Fe2+ 0,2 mol/L et de 25mL de nitrate d'argent 0.1 mol/L--
    Je vais raisonner en millimoles pour le nombre de moles.
    Cela veut dire qu'on prend n = cV = 5 mmol de Fe2+ dans 25 mL, et n = cV = 2.5 mmol de Ag+ dans 25 mL.
    Au moment où on fait le mélange, et avant que ne commence la moindre des réactions chimiques, les concentrations des réactifs se trouvent être ces 5 et 2.5 mmol dissoutes dans 50 mL = 0.05 L. Leur concentration est alors :
    [Fe2+] = 0.005 mol/0.05 L = 0.1 mol/L
    [Ag+] = 0.0025 mol/0.05 L = 0.05 mol/L
    Là dessus, on consomme x mol/L de chaque substance. la concentration finale est celle que je viens d'écrire (0.1 ou 0.05) moins x.

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  10. #7
    tristanestac

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    D'accord je comprends c'est beaucoup plus clair maintenant ! Merci ! Donc là on a les concentrations à l'état final en résolvant [Fe2+]=0.1 - x Et on obtient :
    [Fe2+]/([Fe3+]*[Ag+]=0.31
    En remplacant chaque concentration par son expression (0.1-x pour [Fe2+] on se retrouve avec un polynôme du second degré avec 2 solutions, approximativement 0.10 et 3.17. On choisit lequel ? On veut bien trouver l'avancement pour après pouvoir remplacer ?

  11. #8
    gotz19

    Re : Calcul de concentrations à l'équilibre

    Bonjour a tous!
    je souhaiterai demander votre aide pour un exercice de chimie p-e simple pour certain mais pour moi, du CHINOIS!!!!!
    bon..

    "Quel est le pH de 150ml de solution de NH3 0.5m contenant 3g de NH4CI ??????

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