Sciences chimiques - exercitations sur les espèces acides en solution , Exercices de Génie chimique
Renee88
Renee8823 April 2014

Sciences chimiques - exercitations sur les espèces acides en solution , Exercices de Génie chimique

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Sciences chimiques - exercitations sur les espèces acides en solution. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: Mesure par pH-métrie, Suivi spectrophotométrique, Mesure conductimétrique.
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ESPÈCES ACIDES EN SOLUTION (6,5 points)

Antilles 09/2003 Exercice 2 : ESPÈCES ACIDES EN SOLUTION (6,5 points)

On se propose d’identifier deux espèces chimiques acides différentes notées HA1 et HA2, en utilisant

quelques mesures mettant en jeu différentes techniques expérimentales.

Tout d’abord, on prépare deux solutions aqueuses S1 et S2, à partir des espèces HA1 et HA2 et d’eau

distillée, de telle manière que la concentration en soluté apporté soit c0 = 1,010-2 mol.L–1 pour chacune d’elles. On considère que la réaction de chaque espèce acide dans l’eau est instantanée.

Les parties 1, 2 et 3 sont indépendantes.

1. Mesure par pH-métrie

1.1. Nous allons tenter de différencier ces deux espèces acides en observant leur action sur l’eau, par

l’intermédiaire d’une mesure de pH réalisée dans les mêmes conditions pour chaque solution.

1.1.1. Définir une espèce acide selon Brönsted.

1.1.2. Écrire l’équation qui représente la réaction d’une espèce acide quelconque HA avec l’eau.

Indiquer les deux couples acide/base mis en jeu à cette occasion.

1.1.3 On néglige toute autre réaction.

Quelle relation a-t-on, dans ces conditions, entre les quantités de matière de A– et H3O+ ?

1.2. On réalise la mesure du pH, à 25°C, en utilisant un volume V = 200 mL de chacune des deux solutions

S1 et S2. Des mesures précises de pH pour S1 et S2 permettent de calculer leurs concentrations effectives en

ions oxonium :

[H3O+]1 = 1,310–3 mol.L-1 pour S1 et [H3O+]2 = 1,010–2 mol.L-1 pour S2

1.2.1. Calculer les quantités de matière en ions oxonium, n(H3O+)1 et n(H3O+)2 dans chaque solution.

1.2.2. Calculer la quantité de matière d’acide HA1 et HA2, initialement présente dans les 200 mL de

chaque solution avant toute réaction avec l’eau.

1.2.3. Exprimer l’avancement maximal de la réaction et calculer sa valeur en fonction des données.

Calculer l’avancement final xf1 et xf2 pour la réaction de chaque acide avec l’eau.

Préciser la signification du taux d’avancement final et calculer 1 et 2 pour chaque réaction.

2. Suivi spectrophotométrique

L’une des deux réactions précédentes se caractérise par un taux d’avancement final maximal.

Pour identifier précisément l’espèce acide qui participe à cette réaction, on introduit dans les 200 mL de

cette solution 4 mL d’une solution de peroxyde d’hydrogène (H2O2 ), de concentration c = 0,10 mol.L-1.

On observe alors l’apparition d’une coloration jaune très pâle qui se renforce progressivement ; cette

coloration est caractéristique du diiode en solution aqueuse.

La transformation d’oxydoréduction qui se déroule alors peut être décrite par l’équation suivante :

H2O2 (aq) + 2 H3O+(aq) + 2 I –(aq) = 4 H2O(l) + I2 (aq) réaction (1)

2.1. Par spectrophotométrie, on établit la courbe qui représente l’évolution de la concentration en diiode

formé au cours du temps (Voir Annexe à rendre avec la copie), ce qui permet de suivre le déroulement de

la réaction.

2.1.1. Tracer les tangentes à la courbe aux points d’abscisse : t = 0 min ; t = 20 min ; t = 60 min.

2.1.2. Indiquer comment varie la vitesse de réaction au cours du temps. Justifier cette évolution.

2.1.3. À quelle date la vitesse de réaction est-elle maximale ?

2.1.4. Donner la définition du temps de demi-réaction t1/2.

2.1.5. Faire sa détermination graphique sur la courbe donnée en annexe, à rendre avec la copie, et

indiquer sa valeur.

2.2. La réaction (1) représente une transformation d’oxydoréduction.

2.2.1. Identifier les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu dans cette équation.

2.2.2. Écrire les demi-équations correspondantes.

2.2.3. Quelle est l’espèce chimique qui subit une oxydation ?

2.2.4. Identifier l’espèce acide recherchée HA en donnant sa formule.

3. Mesure conductimétrique

Pour identifier à présent l’autre acide, on réalise une mesure de conductivité de sa solution ; on immerge la

cellule du conductimètre dans les 200 mL de solution utilisée au 1.2. ; on obtient exp. = 53,4 mS.m-1.

La conductivité d’une solution est liée à la concentration effective des espèces chargées en solution par la

relation suivante :  = ( X+.[X+] + Y–.[Y–])

mS.m-1 mS.m2.mol-1 mol.m-3

(pour une solution contenant les ions X+ et Y–)

3.1. Exprimer cette relation pour la solution acide étudiée, en considérant uniquement les ions formés après

réaction de l’espèce acide avec l’eau.

3.2. En utilisant le résultat du 1.1.3., exprimer la conductivité molaire ionique (A–) de la base conjuguée

de l’espèce acide, en fonction des autres grandeurs,  , (H3O+), [H3O+].

Calculer sa valeur (utiliser les valeurs données en 1.2.).

3.3. En considérant les valeurs de conductivités molaires ioniques du tableau ci-dessous, identifier la

nature de la base conjuguée présente en solution.

Donner la formule du deuxième acide recherché.

Formule de l’ion H3O+ NO3– HCOO– HO– CN–

 (mS.m2.mol-1 ) 35,0 7,14 5,46 19,9 7,80

ANNEXE À RENDRE AVEC LA COPIE

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