Aurélie 16/05/07
 

concours Fesic acide base ; solubilité ; critère d'évolution spontané ; conductivité . 2007

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On prépare 1,00 L de solution aqueuse S d'acide monochloroéthanoïque, de formule chimique ClH2C-COOH. Le pKa du couple acide base vaut 2,8 et le pH de la solution obtenue est 1,9. Lors du dosage d'un prélevement de 20,0 mL de cette solution par de l'hydroxyde de sodium de concentration molaire en soluté apporté 0,50 mol/L, le volume équivalent est de 8,0 mL.

A. La constante de la réaction de dosage est égale à 10-11,2. Faux.

ClH2C-COOH + HO- =ClH2C-COO- +H2O ; K= [ClH2C-COO-]/([ClH2C-COOH][HO-])

D'autre part : ClH2C-COOH + H2O = ClH2C-COO- + H3O+.

Ka = [ClH2C-COO-] [H3O+] / [ClH2C-COOH] soit : [ClH2C-COO-] /[ClH2C-COOH] = Ka/[H3O+]

repport dans K : K= Ka/([H3O+][HO-]) = Ka / 10-14 = 10-2,8 /10-14 = 1011,2.

B. A l'équivalence le pH est basique. Vrai.

A l'équivalence [ClH2C-COO-] = C avec C concentration de l'acide

Conservation de l'élément carbone : [ClH2C-COOH] +[ClH2C-COO-] = C

Solution électriquement neutre : [ClH2C-COO-] + [HO-] = [Na+]=C d'où [ClH2C-COOH] = [HO-]

repport dans K : K= C/[HO-]2 ; [HO-] = (C/K)½ = (0,2/1011,2)½ =1,12 10-6 mol/L ;

[H3O+] = 10-14 /1,12 10-6 = 8,9 10-9 mol/L ; pH= 8.

C. La concentration de la solution S est 20 mmol /L. Faux.

A l'équivalence C Va = CbVb soit C= CbVb / Va = 8*0,5 / 20 = ; C= 0,2 mol/L.

D. la solution S a pu être préparée en diluant 18,9 g d'acide monochloroéthanoïque dans de l'eau distillée. Vrai.

masse molaire de ClH2C-COOH : M= 35,5+3+2*12+2*16 = 94,5 g/mol

quantité de matière d'acide dans 1 L : 0,2 mol

masse (g) = masse molaire (g/mol) * quantité de matière (mol) = 0,2*94,5 = 18,9 g.


Dans un becher on dissout dans l'eau pure:
- n1 = 2,0 10-3 mol d'acide éthanoïque CH3COOH.

- n2 = 1,0 10-3 mol d'éthanoate de sodium CH3COO- +Na+.

- n3 = 1,0 10-3 mol d'acide méthanoïque HCOOH.

- n4 = 1,0 10-3 mol de méthanoate de sodium HCOO- +Na+.  

Ka1 (CH3COOH/CH3COO-) = 1,8 10-4 ; Ka2 (HCOOH/HCOO-) = 1,8 10-5

A. La réaction qui se produit est une réaction d'oxydo-réduction. Faux.

réaction acide base.

B. Cette transformation est modélisée par l'équation chimique : Vrai.

CH3COOH + HCOO- =CH3COO- +HCOOH.

C. La constante d'équilibre de cette réaction vaut K=10. Vrai.

K = [CH3COO- ][HCOOH] /(HCOO- ][CH3COOH])

Or : H3C-COOH + H2O = H3C-COO- + H3O+.

Ka1 = [H3C-COO-] [H3O+] / [H3C-COOH] soit : [H3C-COO-] /[H3C-COOH] = Ka1/[H3O+]

Or : HCOOH + H2O = HCOO- + H3O+.

Ka2 = [HCOO-] [H3O+] / [HCOOH] soit : [HCOOH] / [HCOO-] =[H3O+]/ Ka2.

par suite K= Ka1/Ka2 =1,8 10-4 /1,8 10-5 = 10.

D. La réaction se produit dans le sens de la formation de l'acide éthanoïque. Faux.

Q r i = [CH3COO- ] i[HCOOH] i /([HCOO- ] i[CH3COOH] i)

Q r i = n3 n2 / n4 n1 = 0,5.

Q r i < K donc évolution dans le sens direct



Dans un volume V= 100,0 mL, on a mis en solution n0 = 1,0 10-3 mol des espèces chimiques suivantes : acide nitreux HNO2(aq), nitrite de sodium (Na+(aq) + NO2-(aq), acide fluorhydrique HF(aq), fluorure de sodium Na+(aq) + F-(aq). La transformation qui se produit est modélisée par l'équation :

HNO2(aq) + F-(aq) = NO2-(aq) + HF (aq) K= 0,74.

A. L'expression littérale de la constante d'équilibre est K= [HF][NO2-] / ([F-][HNO2]). Vrai.

B. Le quotient initial est Q r i = 1,0. Vrai.

Q r i = [HF]i[NO2-]i / ([F-]i[HNO2]i)

Or [HF]i= [NO2-]i = [F-]i=[HNO2]i d'où Q r i =1.

C. La réaction évolue dans le sens de la formation de HF(aq). Faux.

Q r i > K donc évolution dans le sens indirect

D. L'expression de la constante d'équilibre en fonction de l'avancement final est : K= xf2/(n0-xf)2 . Faux.

avancement (mol)
HNO2(aq)
+ F-(aq)
= NO2-(aq)
+ HF (aq)
initial
0
n0
n0
n0
n0
en cours
x
n0 -x
n0 -x
n0 +x
n0 +x
fin
xf
n0 -xf
n0 -xf
n0 +xf
n0 +xf
K= [(n0 +
xf) / (n0 -xf)]2.


On met en solution de l'iodure mercurique de formule HgI2(s) jusqu'à obtenir une solution saturée de concentration molaire en soluté apportée ( solubilité) notée s.

La constante d'équilibre associée à la réaction de dissolution vaut K(T) =32 10-30 dans le conditions de l'expérience alors que sa valeur vaut K(20°C) = 5 10-29 à 20 °C. On rappelle que l'iode est un élément de la famille des halogènes dont fait partie le fluor de numéro atomique Z=9.

A. Sachant que la valeur de la constante d'équilibre K augmente avec la température, la température T est supérieure à 20 °C. Faux.

3,2 10-29 < 5 10-29 donc T < 20°C.

B. Dans les conditions expérimentales, l'iodure mercurique est plus soluble qu' à 20 °C. Faux.

HgI2(s) = Hg2+(aq) + 2 I-(aq) ; K= [Hg2+][I-]2 ; on pose s = [Hg2+] ; [I-] =2s

K= s*4s2 = 4 s3d'où s = (K/4)1/3.

La solubilité est d'autant plus grande que la constante K est grande.

C. Le quotient de réaction à l'équilibre est égal à s2. Faux.

D. La solubilité vaut 4 10-15 mol/L. Faux.

s = (K/4)1/3 = (32 10-30/4)1/3 =(8 10-30/4)1/3 = 2 10-10 mol/L.


  On mesure la conductivité d'une solution aqueuse saturée obtenue en dissolvant du carbonate de magnésium MgCO3 (s). La valeur mesurée est égale à 78,3 mS m-1. ( lMg2+ = 10,6 10-3 S.I ; lCO32- = 13,86 10-3 S.I ( 3,22 =10 ; 3,2*24,46 = 78,3)

A. La conductivité molaire ionique s'exprime en S m3 mol-1. Faux.

l s'exprime en S m2 mol-1.

B. Dans une solution non saturée, la valeur du quotient Qr de la réaction de dissolution est inférieure à la valeur de la constante d'équilibre K de la réaction. Vrai.

MgCO3 (s) = Mg2+(aq) + CO32-(aq)

si Q r < K , évolution dans le sens direct. ( dissolution du solide jusqu' à obtenir une solution saturée).

C. La solubilité du carbonate de magnésium est s = 3,2 mmol/L. Vrai.

K= [Mg2+][CO32-] ; on pose s = [Mg2+]

K= s2 ;

s= lMg2+[Mg2+] + lCO32- [CO32-] = ( lMg2+ + lCO32 ) s

s = s / ( lMg2+ + lCO32 ) = 78,3 10-3 / (10,6 10-3 +13,86 10-3)

s = 78,3 / 24,46 = 3,2 mol/m3 = 3,2 10-3 mol/L = 3,2 mmol/L.

D. La constante de la réaction de dissolution du carbonate de magnésium est K= 10-5. Vrai.

K= s2 = (3,2 10-3)2 = 10-5.


 

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