Equilibre chimique3PC [PDF]

Zitiervorschau

Année scolaire :2022/2023 Niveau : 2éme bac Prof : Hamza Application

Equilibre chimique

: Exercice 1 Ennemi numéro un des cafetières, le tartre s’y installe au quotidien. Il peut rendre ces machines inutilisables et altérer le goût du café. Pour préserver ces appareils, il est donc indispensable de les détartrer régulièrement. Plusieurs fabricants d’électroménager recommandent d’utiliser des détartrants à base d’acide lactique C 3 H 6 O3 ; en plus d’être efficace contre le tartre, cet acide est biodégradable et non corrosif pour les pièces métalliques se trouvant à l’intérieur des cafetières. L’objectif de cet exercice est d’étudier les propriétés de la réaction de l’acide lactique avec l’eau. Pour cela on prépare deux solutions aqueuses ( S1 ) et ( S2 ) de cet acide et on fait deux mesures différentes : -1 -1 Solution ( S1 ) : Son volume V 1 ; sa concentration C1 =1,00. 10 mol. L  ; la mesure de pH de cette solution

-

donne la valeur pH1 =2,44 . -

-3 -1 Solution ( S2 ) : Son volume V 2 ; sa concentration C 2 =2,00. 10 mol. L  ; sa conductivité σ=17,9 mS. m -1.

Données : Les conductivités molaires ioniques à 25°C :

λC H 3

5

-

O3

2

-1

2

= λ 1 =4,00 mS. m . mol et λ H O = λ 2 =35 mS. m . mol 3

+

-1

1. Donner la définition d’un acide au sens de Bronsted. 2. Construire le tableau d’avancement de la réaction de l’acide lactique avec l’eau en utilisant les grandeurs suivantes : le volume V , la concentration C , l’avancement x , et l’avancement de la réaction à l’équilibre x éq . 3. Etude de la solution S1: 3.1 Trouver l’expression du taux d’avancement final τ 1 de la solution ( S1 ), en fonction de C 1 et pH 1. Calculer

τ 1 . Conclure. 3.2 Montrer que l’expression de Q r , éq1, le quotient de la réaction à l’équilibre pour la solution ( S1 ) , s’écrit sous la forme : Q r , éq 1=

C 1 . τ 21 . 1−τ 1

3.3 Déduire la valeur de la constante d’équilibre K 1 de la réaction produit dans la solution ( S1 ) . 4. Etude de la solution S2: 4.1 Exprimer le taux d’avancement final τ 2 de la solution ( S2 ) , en fonction de σ , λ 1, λ 2 et C 2. Calculerτ 2. 4.2 Vérifier que la valeur de pH de la solution ( S2 ) est pH 2=3,34 . 4.3 Calculer la valeur de la constante d’équilibre K 2 de la réaction produit dans la solution ( S2 ) . 5. Exploitation des résultats des questions 3 et 4 : 5.1 En comparant les valeurs de τ 1 et τ 2, Déduire l’influence de la concentration initiale sur le taux d’avancement final. 5.2 En comparant les valeurs de K 1 et K 2 , que peut-on déduire ? . 6- On considère une solution aqueuse d’acide lactique de concentration C 3= 0.01mol/l. Déterminer le taux d’avancement de cette réaction et déduire le pH de cette solution

: Exercice 2 Equilibre chimique

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L’Acide méthanoïque HCOOH est un liquide de masse molaire M=46g.mol-1 et de masse volumique -1 ρ=1.22g. mol .

On prépare un volume V=100ml d’une solution (S 1) d’acide méthanoïque de concentration molaire C1=5.10-2 mol.l-1, en dissolvant une masse m d’acide méthanoïque dans l’eau. 1- Calculer la masse m. 2- Ecrire l’equation de la dissolution de l’acide dans l’eau./ 3- Dresser le tableau d’avancement de la réaction.

C1 . τ 2 4- Montrer que la constante d’équilibre de la réaction est : K= avec τ le taux 1- τ d’avancement final de la réaction. 5- La courbe ci-dessous représente les variations de la concentration [ H 3 O ]f en fonction du +

rapport

[ HCOOH ] f

[ HCOO- ]f

pour des solutions différentes d’acide méthanoïque.

[ H3 O+]f (mol. l-1 ¿

[ HCOOH ] f

[ HCOO- ]f

5-1- Déterminer graphiquement la valeur de la constante d’équilibre K. 5-2- Calculer la valeur de τ . 6- On ajoute au volume V de la solution S un volume V 2 d’acide méthanoïque pur. On obtient une solution (S’). 6-1- Déterminer la concentration molaire C’ de la solution (S’) en fonction de C, V, V 2 ,ρ , τ et M. Calculer C’. On néglige V2 par rapport à V. 6-2- Calculer la valeur de τ ' le taux d’avancement final dans la solution (S’) et déduire la valeur du pH de la solution (S’) Equilibre chimique

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