CONVOCATION SENIORS - CS Servon Football

Exercice n°10 :
a) Quel est le pH d’une solution aqueuse d’ions hydronium (ou oxonium) de concentration [H3O+] = 4,0x10-3 mol/L ?
b) De combien diminue le pH si cette concentration est divisée par 10.
c)
Quelle est la concentration en ions oxonium d’une solution aqueuse de pH = 8.5 ; de pH = 7.5
Exercice n°11
On prépare, à l’instant t=0, 250 mL de solution en dissolvant 0,03 mol d’ammoniac (NH3) et 0,01 mol d’ acide formique (HCOOH), il y
a alors réaction (acido-basique) entre l’ammoniac et l’acide formique.
La constante d’équilibre de cette réaction vaut : Kr = 2,512. 105.
Au bout de 4 secondes, il reste 0,002 mol d’ammoniac.
Données : NH4+ / NH3 : (pKA2 = 9.2)
HCOOH / HCOO(pKA1 = 3,8)
1°) Ecrire l’équation de la réaction et déterminer l’expression de la constante de réaction
2°) Déterminer la relation reliant les deux constantes d’acidité et Kr .Montrer que pKA1 = pKA2 - 5,4
3°). Calculer le quotient de réaction à t=0. Dans quel sens va évoluer la réaction ?
4°) Tracer un diagramme de prédominance de ces différentes espèces acido-basiques .
5°) Déterminer, à t=0, toutes les réactions possibles en solution aqueuse et calculer leur constante d’équilibre.
6°) Sachant que c’est la réaction qui a la constante d’équilibre la plus élevée qui va imposer la composition du
système,déterminer quelle est cette réaction « prépondérante »alors la composition finale
7°) Etablir alors un tableau d’avancement et déterminer, à partir de l’expression de Kr la valeur de xfinal .
8°) déterminer la composition finale du système
9°) Déterminer la valeur du taux d’avancement final τ.
Exercice n° 12 : cours
Une solution est nettement acide si [h ] ≥ 10[ w] . Montrer alors en utilisant Ke , que le pH sera inférieur à 6,5.
Tenir le même raisonnement pour une base Exercice n°14
On considère 0,2 mol d’acide nitreux (du couple acide nitreux/ion nitrite HNO2 /NO2- de pKA1 = 3.3) dans un
€
litre de solution aqueuse.
1°) Ecrire la réaction de l’acide sur l’eau et déterminer la constante de cette réaction.La réaction est-elle
quantitative,équilibrée ou limitée ?
2°) Etablir un tableau d’avancement et déterminer la valeur de l’avancement finale de la réaction.
Pour simplifier les calculs, on considère que la concentration d’une espèce X (CX) est négligeable devant la concentration
d’une espèce Y (CY) si CX < CY / 10
3°) Déterminer la valeur du taux d’avancement final τ.
4°) Déterminer la valeur du pH de la solution.
5°) Que vaudrait le pH d’une telle solution si le taux d’avancement final était de τ=0,1.même question avec τ=0,5.
6°) Vrai ou faux : « plus l’acide est dissocié, plus l’acide est faible » 7°) reprendre les questions 3°) et 4°) avec une solution d’acide nitreux à 0,05 mol/L.
8°) Vrai ou faux : « plus l’acide est dilué, plus l’acide se comporte comme un acide fort» 9°) A pH=5, que vaut le rapport (NO2- )/ (HNO2) ?
Exercice n°14
On considère les couples acide/base suivants
HNO2 /NO2(pKA1 = 3.3)
NH4+ / NH3 : (pKA3 = 9.2)
C6H5NH3+ / C6H5NH2 (pKA2 = 4.5)
CH3COOH / CH3COO- (pKA4 = 4.75)
1°) Ecrire la réaction de l’ion nitrite NO2- sur l’eau et déterminer la valeur de la constante de cette réaction. L’acide nitreux
HNO2 est-il un acide fort ou un acide faible ?
2°) Tracer un diagramme de prédominance de ces différentes espèces acido-basiques et en déduire quel est l’acide le plus
fort ,quel est l’acide le plus faible ,quelle est la base la plus forte , quelle est la base la plus faible ? 3°).Parmi les 8 différentes espèces, quelle réaction entre quels composés donnerait la plus grande valeur de constante de
réaction ? donner sa valeur.
4°) Dans un litre de solution, on introduit 0,25 mol d’ NH3 :, 0,10 mol de C6H5NH3+ et 0,10 mol d’ HNO2.Déterminer, à t=0,
toutes les réactions possibles et calculer leur constante d’équilibre.
5°)Sachant que c’est la réaction qui a la constante d’équilibre la plus élevée qui va imposer la composition du
système,déterminer alors la composition finale
6°) Suite à ce premier équilibre, refaire un bilan des réactions possibles et calculer leur constante d’équilibre
7°) Sachant que c’est la réaction qui a la constante d’équilibre la plus élevée qui va imposer la composition du
système,déterminer alors la composition finale de ce deuxième équilibre.
8°) Calculer le pH d’une solution d’ammoniac à 0,050 mol/L
Exercice n°16
Le diagramme ci-contre donne le graphe de distribution de
l’acide éthylènediaminetétraacétique, noté H4Y, en fonction du pH.
( H4Y est un tétraacide)
Les courbes tracées représentent le pourcentage de chacune des espèces
contenant « Y » lorsque le pH varie.
1) Donner l’expression des quatre couples acide-base de constantes
pKAi relatives aux couples mis en jeu l’EDTA.
2) Identifier chacune des courbes.
3) En déduire les constantes pKAi relatives aux couples mis en jeu.
4) L’ion Y4- donne des complexes avec de nombreux ions métalliques ;
déterminer à l’aide du graphe, le pH à partir duquel le pourcentage de cet ion est supérieur à 90 % . Pouvait-on trouver
facilement ce résultat par le calcul ?
Soit un composé ionique CxAy qui se dissout dans de l’eau pure en donnant les ions Cp+ et Aq-, les ions
formés ne réagissant pas avec l’eau.
1°) Ecrire l’équation-bilan de la réaction de dissolution.
2°) Déterminer l’expression du produit de solubilité Ks (i. e. constante d’équilibre)
3°) En déduire l’expression de la solubilité s.
4°) Déterminer la solubilité du sulfate d’argent Ag2SO4 dans l’eau pure(pKs=4,8)
5°) Déterminer la solubilité du sulfate d’argent dans une solution de sulfate de sodium à 1 mol/L.
donnée : pKs(Ag2SO4 )=4,8
Exercice n°17
Exercice n°18
La courbe ci-contre présente la simulation de l'ajout d'une solution de sulfate de
sodium 1 mol/L à 10 mL d'une solution de chlorure de calcium à 0.1 mol/L et de
nitrate de plomb à 0.1 mol/L.
Les courbes tracées représentent l'évolution du pourcentage des ions Ca2+ et Pb2+
lors de l'ajout en fonction de p(SO42-) = - log [SO42-].
L'expérience montre que le sulfate de plomb est moins soluble que le sulfate de
calcium.
1°) Identifier les deux courbes.
2°) En déduire, en négligeant la dilution, le produit de solubilité de CaSO4 et celui de PbSO4.
3°) Déterminer la solubilité du sulfate de plomb PbSO4 dans l’eau pure
4°) En appliquant le principe de modération (loi de Le Chatelier), expliquer l’effet d’ion commun sur l’équilibre de solubilité
Exercice n°19
1°)A une solution de nitrate d’argent à 0,1 mol/L, on ajoute sans variation de volume, une solution d’iodure de potassium.
Déterminer la valeur de pI = -log[I- ] pour laquelle AgI précipite
Donnée : pKs(AgI)=16,2
Tracer alors le diagramme d’existence d’AgI.
2°)A une solution de nitrate d’argent à 0,01 mol/L, on ajoute sans variation de volume, une solution d’iodure de potassium.
Déterminer la valeur de pI = -log[I- ] pour laquelle AgI précipite
Donnée : pKs(AgI)=16,2
Tracer alors le diagramme d’existence d’AgI.

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