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Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction)

Posté par
COSSIO31
25-05-18 à 11:14

Bonjour,
Nous vous demandons de l'aide afin de corriger un contrôle que nous savons fais en classe (nous n'avions pas fini le programme alors les notes sont catastrophiques). Le contrôle ne nous sera pas rendu, ne nous connaîtrons donc pasnos erreurs

Le sujet est en pièce jointe.

Voici ce que nous avons effectué.

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 y'a 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.


Merci de votre aide

** image supprimée **

Posté par
vanoise
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 12:23

Bonjour
Toujours délicat de répondre à un QCM, surtout sans connaître le vocabulaire de celui qui l'a posé. Celui-ci est en plus bourré de pièges... Je réponds ici aux questions de cours... Je verrai plus tard pour la suite.
1. Plus un acide est dilué plus son taux de réaction sur l'eau est élevé, plus son comportement se rapproche de celui d'un acide fort : VRAI
2. VRAI
3. FAUX : La disparition quasi totale de HBO2 supposerait pH>(pKa+1)=10,2, or un acide ne peut produire un pH >7 !
4. VRAI : pOH=(pKb-log(c))/2=6,4 donc pH=7,6
5.FAUX : l'ion éthanolate est bien une base forte (pKb<0) mais alors pH=13
6. VRAI si pH compris entre 5 et 7
7. FAUX : un diacide fort conduit à pH=-log(2c)
8. Faux, il faudrait remplacer toujours par souvent
9.VRAI
10. VRAI : pH égal à la moyenne des pKa
Sous réserve : je n'ai peut-être pas vu tous les pièges...

Posté par
vanoise
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 12:55

Pour l'exercice 2 : pas si facile que cela : le fait que la valeur de Co soit proche du pKa interdit plusieurs approximations. Avec un tel pKa, HF est assez fort alors que F- est une base très faible. On peut donc prévoir un pH nettement inférieur à 7 et négliger la présence des ions HO- créés par l'autoprotolyse de l'eau.
La conservation de la matière conduit à :

\left[HF\right]+\left[F^{-}\right]=2C_{0}

Soit en utilisant l'expression du pKa en notant h=\left[H_{3}O^{+}\right] :

K_{a}=\frac{h.\left[F^{-}\right]}{\left[HF\right]} . En reportant au dessus :

\left[F^{-}\right]=\frac{2C_{0}}{1+\frac{h}{K_{a}}}

Équation d'électro neutralité de la solution en négligeant la présence des ions hydroxyde. Je suppose que l'ajout d'ion fluorure provenait de fluorure de potassium :

\left[K^{+}\right]+h=\left[F^{-}\right]\quad;\quad C_{0}+h=\frac{2C_{0}}{1+\frac{h}{K_{a}}}

Je te laisse résoudre l'équation du second degré obtenue après simplification. On obtient un pH voisin de 3,63 à arrondir à 3,6.

Posté par
vanoise
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 13:05

Pour l'exercice 3 : il s'agit d'une pile de concentration  : les deux couples sont identiques : la valeur de E° est donc la même pour chaque demie pile et n'intervient pas dans l'expression de la fém et dans la détermination de la polarité. Cependant : la question 2 demande bien le potentiel de chaque demie pile ; elle ne peut être traitée.
Tu peux répondre cependant à toutes les autres questions...
Pour l'exercice 4 : le diagramme de prédominance que tu as fourni sur un autre forum montre que les domaines de Ce4+ et Fe2+ sont disjoints. On peut donc envisager une réaction quasi totale . Il faut remplir un tableau d'avancement...

Posté par
COSSIO31
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 13:23

merci beaucoup pour vos réponses, cependant j'ai une question concernant l'exercice 3

Je sais que fem = E+-E-
Or si on ne peut pas traité la question 2 et ainsi avoir le potentiel de chaque électrode, on ne peut donc pas avoir la valeur de fem.  

Pour la question 4, nous devons bien faire avec un tableau d'avancement ?  

Posté par
COSSIO31
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 13:47

J'ai essayé de faire l'exercice 4 : Pourriez vous me dire si ce que j'ai fais est correct s'il vous plaît ?  


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

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

Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction)

Posté par
vanoise
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 14:38

Ce que tu as fait à l'exercice 3 est correct : quand tu soustrais les deux potentiels d'électrode, E° disparaît du calcul et reste un log de rapport de concentrations.
Pour la question 4, il faut effectivement remplir un tableau d'avancement et écrire que l'équilibre final correspond à l'égalité des concentrations.
Concernant l'exercice 4 : ce que tu as fait est correct. Il faut ensuite remarquer que le réactif limitant est l'ion fer(II) donc : x10-2mol/L
Cela te donne immédiatement les trois concentrations en ions cérium (III), cérium(IV) et fer(III). Tu peux alors calculer la concentration résiduelle en ions fer(II) connaissant la constante d'équilibre déduite des deux valeurs des E°...

Posté par
COSSIO31
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 25-05-18 à 15:30

Je vous remercie pour toutes ces explications.

Posté par
gbm Webmaster
re : Chimie des équilibres (acides bases et oxydoréduction) 26-05-18 à 09:02

Bonjour à vous deux,

@COSSIO31 : plusieurs points sont à revoir la prochaine fois que tu posteras un topic sur le forum :

* 1 topic = 1 exercice => on ne poste pas quatre exercices les uns à la suite des autres ...

* On recopie l'énoncé de chaque exercice => pas de scan d'un énoncé, sauf pour un schéma (exemple : dispositif d'un dosage, etc.).

Merci et bonne journée,
Gbm



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