Examen reactivite chimique fst casablanca module c122 réacti
Télécharger PDFExercice I : Réactivité chimique
1°) Calculer le pH d'une solution molaire d'acide iodique HIO3 (démontrer l'expression du pH).
L'acide iodique HIO3 est un acide fort. Dans une solution molaire, il se dissocie complètement selon la réaction suivante :
HIO3 + H2O → H3O+ + IO3-
La concentration des ions H3O+ est égale à celle de l'acide initial, soit [H3O+] = 1,0 mol/L.
Le pH est donné par : pH = -log[H3O+] = -log(1,0) = 0,00.
2°) À 100 mL d'une solution centimolaire de NaIO3 on ajoute 50 mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl 10-2 M. Calculer le pH de la solution obtenue.
Données : pKa (HIO3/IO3-) = 0,77.
L'ion IO3- est la base conjuguée de l'acide iodique HIO3. Il réagit avec l'acide HCl selon la réaction :
IO3- + H3O+ → HIO3 + H2O.
Les concentrations initiales sont :
[IO3-] = 0,10 mol/L (NaIO3 centimolaire).
[HCl] = 10-2 mol/L, donc [H3O+] = 10-2 mol/L.
Après dilution, la concentration en H3O+ devient :
[H3O+] = (50 mL × 10-2 mol/L) / 150 mL = 0,033 mol/L.
On obtient un mélange de l'acide HIO3 et de sa base conjuguée IO3-. Le pH est donné par l'équation de Henderson-Hasselbalch :
pH = pKa + log([IO3-]/[HIO3]).
En supposant que la réaction est complète et que [HIO3] = [H3O+] = 0,033 mol/L, alors [IO3-] = 0,10 - 0,033 = 0,067 mol/L.
Le pH est donc : pH = 0,77 + log(0,067/0,033) ≈ 0,77 + log(2,03) ≈ 0,77 + 0,31 ≈ 1,08.
3°) On considère une solution molaire du fluorure d'ammonium NH4F. Tracer le diagramme de prédominance des espèces et déduire le pH.
Données : pKa (HF/F-) = 3,2 ; pKa (NH4+/NH3) = 9,2.
La solution contient deux couples acide-base : NH4+/NH3 et HF/F-. Il n'y a pas de réaction entre NH4+ et F-.
Le pH de la solution peut être calculé en utilisant la formule des mélanges d'acides et de bases :
pH = (pKa1 + pKa2) / 2 = (3,2 + 9,2) / 2 = 6,2.
Pour tracer le diagramme de prédominance, on utilise les valeurs de pKa :
pKa (HF/F-) = 3,2 → pH = 3,2 pour [HF] = [F-].
pKa (NH4+/NH3) = 9,2 → pH = 9,2 pour [NH4+] = [NH3].
Les domaines de prédominance sont :
pH < 3,2 : HF prédomine.
3,2 < pH < 9,2 : F- et NH4+ prédominent.
pH > 9,2 : NH3 prédomine.
Exercice II : Hydroxyde de zinc Zn(OH)2
1°) Calculer la solubilité de cet hydroxyde dans l'eau, à 20 °C.
Le produit de solubilité Ks de Zn(OH)2 est donné par :
Ks = [Zn2+] × [OH-]2 = 1,8 × 10-14.
Soit s la solubilité de Zn(OH)2 dans l'eau. Alors :
[Zn2+] = s, [OH-] = 2s.
Donc : Ks = s × (2s)2 = 4s3.
En résolvant, on obtient : s = (Ks/4)(1/3) = (1,8 × 10-14/4)(1/3) ≈ 1,65 × 10-5 mol/L.
2°) Calculer le pH de la solution saturée à cette température.
La concentration en ions OH- est : [OH-] = 2 × 1,65 × 10-5 ≈ 3,3 × 10-5 mol/L.
Le pOH est donné par : pOH = -log[OH-] = -log(3,3 × 10-5) ≈ 4,48.
Le pH est donc : pH = 14 - pOH = 14 - 4,48 = 9,52.
3°) Soit une solution aqueuse de chlorure de zinc ZnCl2 de concentration 10-3 mol/L. On verse de la soude dans cette solution. Pour quelle valeur de pH voit-on apparaître un précipité d'hydroxyde de zinc Zn(OH)2 ?
Le précipité d'hydroxyde de zinc Zn(OH)2 apparaît lorsque le produit ionique dépasse Ks.
La condition de précipitation est : [Zn2+] × [OH-]2 = Ks.
Avec [Zn2+] = 10-3 mol/L, on obtient :
[OH-]2 = Ks / [Zn2+] = 1,8 × 10-14 / 10-3 = 1,8 × 10-11.
Donc, [OH-] = √(1,8 × 10-11) ≈ 4,24 × 10-6 mol/L.
Le pOH est donné par : pOH = -log[OH-] = -log(4,24 × 10-6) ≈ 5,37.
Le pH est donc : pH = 14 - pOH = 14 - 5,37 = 8,63.
Exercice III : Pile électrochimique
1°) Donner les réactions chimiques aux électrodes et la réaction globale ayant lieu quand la pile débite.
Les potentiels normaux sont :
E°(Cu2+/Cu) = 0,345 V ; E°(Fe3+/Fe2+) = 0,770 V.
Concentrations : [Cu2+] = 0,5 mol/L ; [Fe3+] = 0,2 mol/L ; [Fe2+] = 0,1 mol/L.
À la cathode (réduction) : Cu2+ + 2e- → Cu.
À l'anode (oxydation) : Fe2+ → Fe3+ + e-.
Réaction globale : 2Fe2+ + Cu2+ → 2Fe3+ + Cu.
2°) Faire un schéma complet de la pile.
Schéma simplifié :
Fe2+ (0,1 M) | Fe3+ (0,2 M) || Cu2+ (0,5 M) | Cu.
3°) Calculer la force électromotrice de cette pile.
La force électromotrice E est donnée par :
E = E°(cathode) - E°(anode) + (RT/F) × ln([réducteur]/[oxydant]).
En utilisant les valeurs des concentrations et des potentiels normaux, on obtient :
E = 0,345 - 0,770 + (0,06/1) × ln((0,1 × 0,5)/(0,2 × 0,1)) ≈ -0,425 + 0,06 × ln(2,5) ≈ -0,425 + 0,06 × 0,916 ≈ -0,425 + 0,055 ≈ -0,370 V.
Cependant, en tenant compte des potentiels réels calculés avec les concentrations, on obtient :
E°(Cu2+/Cu) = 0,345 + (0,06/2) × log(0,5) ≈ 0,336 V.
E°(Fe3+/Fe2+) = 0,770 + (0,06/1) × log(0,2/0,1) ≈ 0,770 - 0,06 × log(2) ≈ 0,770 - 0,036 ≈ 0,734 V.
La force électromotrice E = 0,336 - 0,734 ≈ -0,398 V.
4°) Calculer le rapport [Fe3+]/[Fe2+] à l'équilibre (on considère que la concentration de Cu2+ ne change pas).
À l'équilibre, E = 0.
Donc : 0 = E°(Cu2+/Cu) - E°(Fe3+/Fe2+) + (0,06/1) × ln([Fe3+]/[Fe2+]).
En résolvant, on obtient :
ln([Fe3+]/[Fe2+]) = (E°(Fe3+/Fe2+) - E°(Cu2+/Cu)) / 0,06.
Avec E°(Fe3+/Fe2+) = 0,770 V et E°(Cu2+/Cu) = 0,345 V, on obtient :
ln([Fe3+]/[Fe2+]) ≈ (0,770 - 0,345) / 0,06 ≈ 7,23.
Donc : [Fe3+]/[Fe2+] ≈ e7,23 ≈ 1360.
FAQ
Qu'est-ce qu'un diagramme de prédominance ?
Un diagramme de prédominance représente les domaines de pH pour lesquels une espèce chimique (acide, base ou ion) prédomine dans une solution. Il permet de visualiser les transitions entre les différentes formes d'un couple acide-base.
Comment calculer le pH d'une solution d'acide fort ?
Pour un acide fort, le pH est donné par la formule : pH = -log[H3O+], où [H3O+] est la concentration de l'acide dissocié, égale à la concentration initiale de l'acide.
Qu'est-ce que le produit de solubilité Ks ?
Le produit de solubilité Ks est une constante d'équilibre qui permet de déterminer la solubilité d'un composé ionique dans une solution. Il est défini comme le produit des concentrations des ions en solution à l'équilibre.