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1 UNIVERSITE ABDELMALEK ESSAADI ANNEE: 2018/2019 FACULTE DES SCIENCES S.M.C.P.

1 UNIVERSITE ABDELMALEK ESSAADI ANNEE: 2018/2019 FACULTE DES SCIENCES S.M.C.P. -T E T O U A N- Correction du Contrôle de la chimie des solutions EXERCICE I (7 points): Question1 : Réaction de dissociation Vérifions tout d’abord la force de l’acide : pKa +log Ca = 4,8 + log1 = 4,8 > 1 l’acide CH2ClCO2H est un acide faible. CH2ClCO2H + H2O CH2ClCO2 - + H3O+ A t = 0 Ca - 0 0 A téq Ca (1 – α) - Caα Caα Question 2- a) : Calcul du coefficient de dissociation α ] ClCOOH CH [ ] O H [ ] ClCOO CH [ K 2 3 2 a    ) α 1 ( Ca α C K 2 2 a a    ) α 1 ( α C K 2 a a    Ca2 = KA ( 1 - ) Ca2 + KA - KA = 0 Equation de 2eme degré à résoudre 2 + 10-4,8·  - 10-4,8 = 0 ∆ = (10-4,8)2 + 4·10-4,8  = 6,34· 10-5 2 10 34 , 6 10 α 8 , 4 8 , 4        = 3,97·10-3 ≈ 0,4% Question 2- b) : Calcul du pH - 1ere Méthode : CH2ClCO2H est un acide faible ) C log pK ( 2 1 pH a a   2 A.N. : ) 1 log 8 , 4 ( 2 1 pH   pH = 2,4 - 2eme Méthode : ] O H log[ pH 3    ] α C log[ pH a   A.N. : ) 04 , 0 x 1 log( pH   pH = 2,4 Question 3-a) : Réaction du mélange CH2ClCO2H + KOH CH2ClCO2 - + K+ + H2O Question 3-b) : pH du mélange CH2ClCO2H + KOH CH2ClCO2 - + K+ + H2O A t = 0 na = Va·Ca na = 10·10-3·1 na = 10-2 mol nb = Vb·Cb nb = 10·10-3·0,5 nb = 5·10-3 mol 0 0 A téq na – x = 5·10-3 mol nb – x = 0 mol x = 5·10-3 mol x = 5·10-3 mol Bilan des espèces : CH2ClCO2H, CH2ClCO2 -, K+, H2O. K+ est ion spectateur, d’où on est devant un mélange de l’acide faible (CH2ClCO2H) et de sa base conjuguée (CH2ClCO2 -).     H ClCO CH ClCO CH log pK pH 2 2 2 2 a    Comme na = nb [CH2ClCO2-] = [CH2ClCO2H] pH = pKa A.N. : pH = 4,8 3 Question 4 : pH du mélange CH2ClCO2H + KOH CH2ClCO2 - + K+ + H2O A t = 0 na = Va·Ca na = 10·10-3·1 na = 10-2 mol nb = Vb·Cb nb = 20·10-3·0,5 nb = 10-2 mol 0 0 A téq na – x = 0 mol nb – x = 0 mol x = 10-2 mol x = 10-2 mol Bilan des espèces : CH2ClCO2 -, K+, H2O. K+ est ion spectateur, on a donc une solution basique (CH2ClCO2 -).  Force de la base : pKb + logCb = 14 – pKa + logCb = 14 – 4,8 + log(10-2/30·10-3) = 9,72 > 1 La base CH2ClCO2- est une base faible CH2ClCO2- + H2O CH2ClCO2H + OH- ) C log pK ( 2 1 pOH b b   b b C log 2 1 pK 2 1 pOH   pH = 14 – pOH   b a C log 2 1 pK 14 2 1 14 pH     b a C log 2 1 pK 2 1 7 pH    A.N. : 3 2 10 30 10 log 2 1 2 8 , 4 7 pH       pH = 9,16 EXERCICE II (5 points): Question 1 : Précipitation pKS(Ca(OH)2) = 5,26 < pKS (Mg(OH)2) = 10,8 KS(Ca(OH)2) = 10-5.26 > KS (Mg(OH)2) = 10-10,8 L’ion Mg2+ précipite le premier. 4 Question 2 : Réactions de dissociation  de Ca(OH)2 Ca(OH)2 (s) Ca2+aq + 2 OH-  de Mg(OH)2 Mg(OH)2 (s) Mg2+aq + 2 OH- Question 3 a) :  pH de précipitation de Ca(OH)2 KS = [Ca2+] [OH-]2 Il y a précipitation quand ] Ca [ S K = ] [OH 2  ] Ca [ 10 = ] [OH 2 pK S    A.N. : 1 26 , 5 10 10 = ] [OH    [OH ] =7,41·10-3 mol/l A T = 25°C on a : [OH-] · [H3O+] = 10-14 ] OH [ 10 ] O H [ 14 3    pH = -log[H3O+]             ] OH [ 10 log pH 14 A.N. :              3 14 10 41 , 7 10 log pH pH = 11,87  pH de précipitation de Mg(OH)2 KS’ = [Mg2+] [OH-]2 5 Il y a précipitation quand ] Mg [ ' S K = ] [OH 2  ] Mg [ 10 = ] [OH 2 ' pK S    A.N. : 1 8 , 10 10 3 10 = ] [OH     [OH ] =7,27·10-6 mol/l A T = 25°C on a :             ] OH [ 10 log pH 14 A.N. :              6 14 10 27 , 7 10 log pH pH = 8,86 Question 4 : [Mg2+] quand Ca2+ commence à précipiter KS’ = [Mg2+] [OH-]2 2 S 2 ] OH [ ' K = ] [Mg   Avec [OH ] =7,41·10-3 mol/l (Concentration de OH- au pH de précipitation de Ca2+) A.N.:   2 3 8 , 10 2 10 41 , 7 10 = ] [Mg     [Mg2+] = 2,88·10-7 mole/L EXERCICE III (8 points): Question 1 : Expression du potentiel et sa valeur  Electrode Red -Ox Fe3+ /Fe2+ La réaction d’équilibre caractéristique de l’électrode Red -Ox Fe3+ /Fe2+est : Fe3+ + 1e- Fe2+ Le potentiel de l’électrode est donné par l’équation de Nernst : 6   ] Fe [ Fe Ln F 1 T R E E 2 3 0 Fe / Fe 1 2 3         Ou bien :   ] Fe [ Fe log 06 , 0 E E 2 3 0 Fe / Fe 1 2 3       A.N.: 1 , 0 2 , 0 Ln 06 , 0 77 , 0 E1   E1 = 0,788 V  Electrode Pb2+ / Pb La réaction d’équilibre caractéristique de l’électrode de plomb est : Pb2+ + 2e- Pb Le potentiel de l’électrode est donné par l’équation de Nernst :   ] Pb [ Pb Ln F 2 T R E E 2 0 Pb / Pb 2 2       Avec [Pb] = 1 car le plomb est un métal pur ] Pb log[ 03 , 0 E E 2 0 Pb / Pb 2 2     A.N.: ) 5 , 0 ( Ln 03 , 0 13 , 0 E2    E2 = -0,139 V Question 2 : Cathode et anode L’électrode ayant le potentiel le plus grand joue le rôle de la cathode, celle ayant le potentiel le plus petit joue le rôle de l’anode. E1 > E2  Le couple 1 : Pt(Fe3+/Fe2+) est la cathode (pôle +), siège d’une réaction de réduction.  Le couple 2 : Pb2+/Pb est l’anode (pôle -), siège d’une réaction d’oxydation. Question 3 : Réaction de fonctionnement de la pile * A l’anode : La demi-réaction d’oxydation : Pb Pb2+ + 2 e- * A la cathode : La demi-réaction de réduction : ( Fe3+ + 1 e- Fe2+) x 2 * Réaction globale : Pb + 2 Fe3+ Pb2+ + 2 Fe2+ 7 Question 4 : Calcul de f.e.m ΔE = Ec – Ea ΔE = E1 – E2 A.N.: ΔE = 0,788 + 0,139 ΔE = 0,927 V Question 5-a) : Calcul du nouveau potentiel de plomb E2’ quand E1’ = 0,5 V   ] Fe [ Fe log 06 , 0 E ' E 2 3 0 Fe / Fe 1 2 3         ] Fe [ Fe log 06 , 0 77 , 0 5 , 0 2 3     Pb + 2 Fe3+ Pb2+ + 2 Fe2+ A t = 0 0,2 0,5 0,1 A tf 0,2 – 2x 0,5 + x 0,1 + 2x Alors x 2 1 , 0 x 2 2 , 0 log 06 , 0 77 , 0 5 , 0     5 , 4 66 , uploads/Finance/ correction-controle-chimiesol-2018-2019.pdf