etusup

UNIVERSITE ABDELMALEK ESSAADI
FACULTE DES SCIENCES ET TECHNIQUES DE TANGER

DEPARTEMENT DE GENIE CHIMIQUE

RECUEIL DES CORRIGES DES EPREUVES DES
CONTRÔLES CONTINUS ET EXAMENS PASSES DU

MODULE C121/2 (99-03)

ENSEIGNANT : KHADIJA ZIAT 2003

t .

F.S.T- B.P 416 -TANC" \ - m : 3939.54/55 - Fax : 3939.53

^ETIWJP

.com

ENNONCES

r CCI* CC2 et exampn 98/99 fl-13)

■1- Soit un ,,,..
taux de dissociatio., ,.,
Données : pKa = 4.75.

^ Sou ™ «tota „„„« d « ^ dt „ |adté „ mM ^ fc pH m ^

— - ™ ^^ivunudtions i-ia et HB
SÏÏ'SlfeSSP'î !»*»* PA *^ * chrome d'argent ,

^âS^S^^ *» -Pl- ? On p rendr a poUr c X e mp]c non

cette d.ssolution. On donne : «nmomac (en molécule gramme par litre) qui permet

Produit de solubilité du chlorure d'argent ■ PApCI-m-" i

argenti-ammoniac Ag(NH 3 ) 2 *: K = 10*" ' S ; la consIai "e d'instabilité de l'ion

7- Equilibrer et compléter :

-1

.corn

I

1- Les demi réaction, suivantes et préciser si c'est une réaction de réduction ou d'oxydati on ?
a-N0 2 -> N0 3 ' milieu basique
b- Cr 2 7 " -» Cr 3 * milieu acide

2- Les réactions suivantes en milieu acide :

a-C10 3 -+Fe 2+ -> Fe^ + CT * .

b- S0 2 + Cr 2 7 2 - -* Cr 3 * + HSO4

8-^On considère, en solution acide Jes couples redox Cl 2 /Cr (E° - M V) et C10H/C1 2 (E° =

1- Ecrire les équations équilibrées de ces deux réactions.

2- Ecrire la réaction d'oxydoréduction globale lorsque les deux couples sont mis en présence.

^Calculer la force électromotrice de la pile constituée à partir de ces deux couoles
On dorme : [Cl 2 ] = 10' 2 moLL" 1 i [ClOH] 10"' mol.L'' ; [Crj = 0.5 moli' 1 et P H > 2.

4- Calculer la valeur de la constante Kc de cette réaction ?

5- Etablir, pour chaque couple, la relation entre la valeur du potentiel d'électrode et le pH ?

,XAu cours d'une réaction d'oxydoréduction, l'oxydant subit une ] e réducteur subit

une ...........L'oxydant du couple le plus fortement oxyde le du couple le

moins fortement (ou le plus fortement ).

y 10- On réalise à 25°C, une réaction dont l'énergie d'activation vaut 80 kj; sa constante de
, vitesse vaut alors 1 0' min'. Pour qu'elle soit cinquante fois plus rapide, à quelle température
faudrait-il la réaliser ? r

A 11- Une réaction d'ordre 1 est réalisée avec une concentration en réactif égal à 2 mol L' 1 On
JJ5 observe qu'après 150 min il n'en reste que 0.25 moLL' 1 . Quel est le temps de demi réaction
de cette réaction. Combien vaut sa constante de vitesse ? Combien de temps faudrait t-il
attendre pour que le réactif soit consommé à 99% ?

\12- On mélange 100 cm 3 d'une solution molaire d'ammoniac, NH 3 , avec 400 cm 3 d'une
solution de chlorure d'ammonium, Nr^Û, de concentration 0.5 mol.L* 1 (pKa de NrV = 9.3). "^

-.

1- Calculer le pH de la solution obtenue ? En déduire la nature du mélange formé - «* '

2- On ajoute un excès de Fe(OH) 2 solide. Calculer la masse de Fc 2 + dissoute dans'ceùe"*"
solution (le volume de la solution reste constant). On donne : produit de solubilité de
Fe(OH) 2 = 1 0" 15 ; masse atomique du Fe = 56.

13- Le produit de solubilité de AgN0 2 est de 1 0" 4 . Le pKa de l'acide KN0 2 est égal à 3.3.

1- Quel sera l'effet d'une diminution du pH du milieu sur la solubilité de AgN0 2 ? Justifier la
réponse à partir des équilibres mis enjeu. On admettra que Ag + est un ion indifférent dans ces
conditions.

2- Quel sera l'effet d'une diminution du pK du milieu sur la solubilité de AgCl ? i •

1

j%L&&M 100 cm 3 d'une solution décimolaire de HN0 3 . On .ioute S r 3 »«. a „ »«
Quelle serait la valeur du pH de la solution ohtem.r 9 n». . " e AsN ° 2 '

CCI, CC2 et ov amen 99/OQ (14-21)

iSSCRS ÏK2S *rr »" " ■ «- •— * -Mi » r,„-

2- Le couple HCN/CN' possède un pK a de 9 3

£££.* ^ ,a S0 ' UtiOn B e " dém0 ~ h «»»* -ilisee et en Justifiant les

Quel sera le pH au point d'équivalence ? ^ ° btemr ' e p0lnt d ' é q™lanc e ?

15- En solution aqueuse, à l'équilibre acido-basique

NH 3 + H 2 0O NH/ + OH' fa %\

1 -- ft-i Wfflmr f?

est associe une constant d'acidité Ka.

■ V •

1- Ecrire la constante d'aciditg^urearactérise cet équilibre.

tîsa^ssft r compor,e c ™ une ** «* *^- -

LlnVpr p Slc°;; V6rifiéCS ' COmmCm S ' £XprimCra JC P" * Ia -'"'ion, en
16-1- Une solution (A) contient 85 g d'ammoniac par litre Quelle est » ™™ a. ■ .

3- Calculer le P H de la solution (B). Démontrer la formule utilisée

" J '

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' *, -iAir. r — ■ i /-

MgCOH)^, O Mg 2 ^ + 2 0H" aq
1-^cu.er ,a concentration deS ions Mg>* , r eq uil iore . en déduire » solubi.ité M g( OH) 2 en

vou * ? MgcuHfe d 1S soute, quels moyens simples proposeriez

^^i^fcK^^'^, - ces de UX composés se

miiieu acide. Cal^tot,^^»^ " ^^ de '° «■* d = *8fï
cm 3 ! h i SSÏ^TlO^S"?.? 1 ft aCide " m mé, ^e Ce 20

fï^^ une soluuon de

nu lhampèremètre branché aux bornes de cSfle t^,, , "^ dC AeN ° 3 <°-l ** Un
de l'électrode d'argent vers celle deST R qUe ,e C0Urant électri 1 ue ^ul«

jusqu'à ce que le pH à S ft£ S*? * Z f ?^ (10* M) et Ag N0 3 (tO"' M)

prenne la valeur M. ■ihKw^SîMîl'i " '**.* ''^ de A *

précipitation de Zn(OH> et Ag(Oli Série «S -fT T S? f de "* V et 1 u ' on a

L_ju= K's f 2n(0 H) 2 ) = 1.0, o-" M ?* U,CT IC Pr0dU,t dB S0lublIlté Ks d <= Ag(OH), sachant

£^20- Le pH d'une solution 0.15 M d'éthylamine C 2 H 5 NH 2 est trouvé égal à 12
21- Une solution d'acide forrmque HCOOH (acide faible)

a un pH de 2.3.

-4.

i«

;•-

TtttiP

.-

■"..:■

. c

1- Quelle est la valeur du coefficient a dans cette solution ?

du RIS* ^ d ' CaU ^ ' 5 ° * ^ ■• SO ' Uti0n - **** ■< I- -uvel.es valeurs
3- Si on mélange 25 mL d'une solution d'acide chlorhy noue HC a M M * m r ■
solution, quelles sont les nouvelles valeurs du pH et de ? °'° 5 M à 50 mL * cette

^ On donne pKa (HCOOH/HCOCT) = 3.8.

CCI, CC2 et PY* men QQ/Q] p ?..in)

2- On ajoute une» Monde soude de normalité N = (1.000 ± 0.00]) N dansai n + n n-J

■sac - ** caieuier ,e vo,ume de soude ***■» ^ssxîssl

H3PO4 O H 2 P0 4 " + If

3- Calculer la valeur des P H correspondant aux trois solutions d'effet t*m™ • ,

obtenues au cours de la neutra.isation par la soude de chacune SonS^SÏ

isssz Sï sis équiva,en,s corTespondam à ia neutra,isaii ° n - «■ ** -

SmSSTj ' e ^^ ™°MV°*1 » P<""' d * -—-ta de la première fonction

tàSSS? raPPOrt [H2P0 ^ ,P0 ^ au P° int * —**■ de la deuxième fonction

£2Ë5£ ^^ Wtf » a ft - *** * —-*■ de ,a troisième fonction

r^trï ™2 U " f° mpieXe A ^ CN ^' soIubIe - D^s » litre d'eau on dissout 10*

Se à TJuZT S ^ °" C ° nSlate qU£ ' a c ™^ de Ag 1 à 'é u io e es t
égale a 1 .4. 10 M. Determmer la constante de dissociation K D de l'ion Ag(CN) 2 ? en Ag* et

M: Kg Î5S5B5! SittS ÏÎSSJ5K

27- Soit la réaction de l'oxyde de bismuth sur l'ion hypochlorite :

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■- --*"•« ' " > ■■■ " " • —

CORRIGES

t- L'équilibre de dissociation de l'acide acétique CH 3 COOH est :

CH3COOH + H 2 <=> CH3COO- + H 3 +

La constante d'acidité Ka de cet équilibre est Ka :

^_ [CH,COO-ÏÏH 3 0+1
[CH3COOH]

C ° mme K = TT = I0 '" 5 < I0 " 2 alors »'*** acétique est considéré un acide faibïe e,
fa.blement dissocié, Ca étant h concentrai initiale en acide acétique. La reIaI i on qui * la
constante Ka au coefficient de dissociation ou taux de dissociation c.o. = M
Après addition de .'eau la concentration Ca devienne C'a e, a devienne ,e,le o Ue -

Vc'a '
Si a' = 2a on a alors 2a= /^ -, 4> Ka = Ka ^ Q ^ = Ça

jkssïsïïssîïe sas ^ * nc " m,L ■ * **** - *

2-a- La réaction de ia chaux est :

Ca(OH) 2 -»Ca 2+ + 2 0rT

La chaux est une base forte, si C est la concentration initiale en base on a TOHT - ->r ,, i u
est alors donné par l'expression : pH = 1 4 + log2C = 1 2.78 ^ pH

b - Ca(OH) 2 -» CaOrT + Off-

CaOlT O Ca 2+ + OH"

nLc •■ J x = [ Ca2 *]on a [OH7 = C + xet[CaOir] = C-x

On est ramené a résoudre l'équation :

[CaOH*] C-x °'° 5

pKa + pKb = 1 4 et Kb = 10" u = 05
On a x + x(0.08) - 1 .5.10" 3 = => x - 0.016 M et [OW] = 0.046 M

pH - 7 +1/2(12.7 + bgO.046) = 12.7.

3- a- Pour l'acide HA, de concentration initiale Ou, l'équilibre de dissociation est :

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-™

.

HA + H 2 OOA" + H 3 0*
Cha .00

Cha(I-c) oCha oCha

[H 3 0*] - oCha ^ a = Î2ff = 6.76.10" 3 .

t ■ 01

Le raisonnement est le même pour l'acide A'H, on trouve a* = 0.013.

On a a 5 > a => A'H est plus fort que AH.

b " Ka- ^h -^gAH =4 .57.1ir»

c ahO- a) l-o

. _ (o.oi 3) 2 .o.i ntf m f

K-. = - - = — i = 1 71 m-S

" 1-0.013 0.1- 10*" ° ■

t . ,,. . Cb-lN.OnaVe.l- 10.0.1 =>Ve-lmL.

Au point d équivalence tout l'acide A'H est transformé en sa base conjuguée A'" le D H est

«lui d'une base faible donné par l'expression : pH = 7 + l/2(pK A . H * logA^ P

A " = ~ïf- = 0091 mol -L"' et pH = 7 + 1(4.74 - logO.091) = 8.85.

4- On écrit les équilibres de dissociation, dans l'eau, des deux acides HA et HB les

S^* S* C °"f tan,eS d ' addilé Ka < HA » et Kb <«B) ^si que la conservation de
matières pour les deux acides :

HA4-H 2 0<=>A" + H 3 +
HB + H 2 0«B" + H 3 +

Ca = [HA] + [AT • 'm

Cb=[HB] + [BT * m

Diaprés l'énoncé Ca - [HA] et Cb = [HB].

«an . Ca Cb

N.B. Kb est la constante d'acidité de l'acide HB et non pas la constante de basicité

L J [h,0 + ] L J ^ Hj0+

D'autre part on a d'après l'électroneutralité de la solution : [H 3 0*] = [AI + JB1

On remplace [AT et [BT par leurs expressions dans l'expression de [H 3 0*] et on obtient •

r„ n+ -i Ka.Ca Kb.Cb r_ _ n .

1 3 J ~ rïï^î + HUF\ * L H 3°1 = ^aCa.KbCb.

[H 3 0*] ' [HjO*]
5-a- Considérons l'équilibre hétérogène :

Ag2Cr0 4(S) <» 2 Ag*aq + Cr0 4 2 'aq

On appelle produit de solubilité du chromate d'argent l'expression suivante :

P A R 2CKD 4 = [Ag*] 2 [Cr0 4 2 -]

[Ag + ] et [CrOj-J sont les concentrations en ion g.L' 1 des ions Ag + et CtOf dans la
solution en équilibre avec un excès de sel solide.

-12-

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Appelons S, la solubilité de A 6 CrO, exprimée en mol.!/ 1 on a •

[agi = 2S ion-g.L-'
[CrOf]=S. ion-gl/'

(2S) 2 .S = 4.10- |2 =5S =10 J, mol.L-'.

b- On appelle constante d'instabilité ou de dissociation V A<„

d'action de masse relative a un é qui , ibre en cS ° n Ua éalTdlT, " TT

dissociation de l'ion complexe. reaction dans le sens de la

Exemp,e: *#*&** Af+aak

Kd . [AB*][NH,] a

[Ae(NH 3 )î]
Si 1 on dissout 0.1 mole de AgCI par litre on a ■
[CTJ = 10" ion-g.L" et [ag^lO" 1 = lO" 10 =* [ag*] = 10"» mol.L" 1

TaZtI l7 U ; 'V:° la,i,é ^ iMS ^ S ° nt C ° mP,CXéS M l *« Vm écrire
LAg(NH 3 ) J_ 10 ,on-g.L' ce au, correspond à 2.10"' mol.L" 1 de NH 3 complexé La

concentration de NH 3 libre est telle que:

[NH 3 f = ^!^i] = 10-10- Q0 ,

Ag*J 10" 9

soit [NH 3 ] = 10 0< = 2.5 mol.L-'

II a donc fallu une solution à 7. *î + A*? ■•> i ™«i t •' j*

chlorure d'argent d^sunTre de solution " amm ° maC " 0Ur di -^ 0., moles de

6- Dans le mélange les concentrations de AeNO* et ào N-^rin «*** j- • ■

que le volume devient double. En particulier [Ag* 1 [C O^] = S M """* * *" PUÎS

La solutton n'est pas saturée en AgCIO, et il n y a pas de palpitation

W* NOI + 2 0H-^^J + H 2 R . oxyda(ion

7. T ', Cr °'' +6e ' + 14&+ ^2^ + 7H 2 R.rfduction

2-a- milieu acide

,2+ _*, -5+

6.[Fe" + ^Fe 3+ + l e -J

R.oxy dation

La réaction bilan est: Réduction

h- rt-n 2 -

<5Fe 2 * + C10 3 +6H* ^ 6Fe 3+ + CI' +3H 2

CrO?" f 6e- + 14 H+^ 2Cr» + 7H 2 R. réduction

La réaction h, 3 " [S ° 2+2H2 ° * "*+* +2e ' ] _ »"«*•*»

La reaction bilan est :

CrO 2 " + 3S0 2 + 5H* — 3HSO; + 2Cr 3+ + H 2
8-1- En solution acide, les équations des couples redox Clj/Cl" et C10H/C1 2 sont :

Cl 2+ 2e-^ 2C l- R. réduction

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