|
|
On mélange une mole d'éthanoate
d'éthyle (CH3CO2C2H5) et
une mole d'eau dans un ballon de 250 mL surmonté d'un réfrigérant à
reflux. Ce
mélange n'a aucun caractère acide.
On donne la densité de l'éthanoate d'éthyle d = 0,90 et la
densité de l'eau deau = 1,0.
Déterminer le volume
du liquide qu'il a fallu prélever
pour obtenir une mole d'éthanoate d'éthyle.
Mase molaire de l'éthanoate d'éthyle M(C4H8O2)
= 4*12+8+2*16 = 88 g/mol
Masse d'une mole : 88 g.
d=0,90 signifie que " 1 mL a une masse de 0,9 g".
Volume : 88/0,90 = 97,78 ~ 98 mL.
Déterminer
le volume d'eau qu'il a fallu prélever pour
obtenir une mole d'eau.
Une mole d'eau a une masse de 18 g.
1 mL d'eau a une masse de 1 g d'où le volume d'eau : 18 mL.
On porte à ébullition pendant un heure
le mélange
réactionnel apres avoir ajouté quelques grains de pierre ponce. On
refroidit le
contenu du ballon et on s'aperçoit que ce contenu est acide.
Expliquer
pourquoi
et écrire l'éqation associée à la réaction qui a eu lieu.
CH3CO2C2H5 + H2O
= CH3CO2H +C2H5 OH
L'hydrolyse de l'ester conduit à la formation d'acide éthanoïque.
On dose l'acide formé et l'on trouve
0,33 mol (à 0,01 près).
Dresser le tableau
d'avancement de cette réaction.
|
avancement
(mol)
|
CH3CO2C2H5 |
+H2O (l) |
= CH3CO2H |
+C2H5
OH |
état
initial
|
0
|
1
|
1
|
0
|
0
|
état
intermédiaire
|
x
|
1-x
|
1-x
|
x
|
x
|
état
final
|
xf
|
1-
xf
|
1-xf
|
xf |
xf |
| état
final |
0,33
|
1-0,33
= 0,67
|
1-0,33
= 0,67 |
0,33
|
0,33
|
|
|
En deduire le
quotient de réaction.
Qf = [CH3CO2H] [C2H5 OH]
/ ([H2O ]
[CH3CO2C2H5])
Qf =0,33 x0,33 /
(0,67 x 0,67) =0,242 ~0,24.
|
Dire si cette
réaction a atteint son équillibre la constante
d'équilibre de cette réaction etant K=0,243.
Le quotient final est égal à la constante d'équilibre : l'équilibre est
donc atteint.
Déterminer le taux
d'avancement final t de
cette réaction
d'hydrolyse.
t
= xfin / xmax = 0,33 / 1 = 0,33.
Avec d'autres
conditions initiales aurait on trouver la même
valeur pour ce taux ?
Ce taux dépend des conditions initiales :
Si on travaille avec un excès de l'un des réactifs ( on
conservant 1 mole pour l'autre), l'équilibre est déplacé vers la droite
; xmax reste inchangé, xf augmente.
Réduction du
diiode.
On verse dans
une ampoule à décanter 100 mL de solution de diode ( I2) de
concentration c = 1,0 10-3 mol/L et 10 mL de
tétrachlorométhane (CCl4)
.
On agite pendant quelques minutes puis on laisse reposer. L'iode
se répartir entre les 2
phases ; on dose V =20 mL de cette solution par du thiosulfate de
sodium de concentration c0 = 1,0 10-3
mol/L
Il en faut VE
= 4,4 mL pour atteindre l'équivalence.
Couples en presence : I2 / I- et S406
2- / S203
2- ;
Ecrire
les demi-équations, puis l'équation, sachant que le diode est un
oxydant plus fort que S406 2-.
Réduction du diode : I2
+ 2e- =2 I- ;
Oxydation de l'ion thiosulfate : 2 S203
2- = S406
2- +2e-
;
Addition : I2 + 2e- +
2 S203
2- = 2 I- + S406
2- +2e-
;
Simplifier : I2 + 2 S203
2- = 2 I- + S406
2- .
A
partir du résultat du dosage, en déduire la concentration en
diiode de la phase aqueuse.
D'après les nombres stoechiométriques, à l'équivalence : n(S203
2-) = 2n(I2 ) ; n(I2 ) = ½n(S203
2-)
n(I2 ) = c V ; n(S203
2-) = c0 VE
; c = ½ c0
VE / V = 0,5 * 1,0 10-3 *4,4 /
20 = 1,1 10-4 mol/L.
En
déduire la quantité de matière de diiode passée de l'eau dans le
tétrachlorométhane ainsi que celle restée dans l'eau.
V =100 mL = 0,10 L de solution de diiode contenait initialement : n =
cV = 0,1* 1,0
10-3 = 1,0
10-4 mol de diiode.
V =100
mL = 0,10 L de solution aqueuse de diiode contenait finalement : n = c'
V = 0,1* 1,1
10-4 = 1,1 10-5 mol de
diiode.
Il y a donc donc dans CCl4 : 1,0 10-4 -1,1 10-5 =8,9 10-5 mol de
diiode.
Calculer
la concentration du diiode dans le tétrachlorométhane à
la fin de l'extraction ?
quantité de matière (mol) / Volume (L) = 8,9 10-5 / 10
10-3 = 8,9 10-3 mol / L.
Quelle
est, dans ces conditions, la constante d'équilibre de la
réaction I2 (H2O) = I2 ( CCI4
)
K = [I2 (
CCI4 )] / [I2
(H2O)]
=8,9 10-3 / 1,1 10-4 =80,9 ~ 81.
On verse dans une ampoule à décanter 100 mLde solution de diode dans
l'eau (concentration 1,0 10-3 mol/L) et 10 mL de
tétrachlorométhane. On
agite 5 min et on laisse reposer. On élimine la phase organique et on
rajoute 10 mL de tétrachlorométhane. On procéde à une 2ème
extraction.
En
utilisant la constante d'équilibre trouvée à la question précédente,
trouver la quantité de matière de diiode passée dans le
tétrachlorométhane au cours de cette 2ème opération.
Avant la seconde extraction, quantité de matière de diiode dans l'eau :
1,1 10-5 mol.
Conservation du diiode : 1,1 10-5 = 0,01
[I2 ( CCI4
)] +0,1 [I2 (H2O)]
[I2 ( CCI4
)] / [I2
(H2O)]
=80,9 soit [I2 (H2O)] = [I2 ( CCI4
)] / 80,9 =0,0124 [I2 ( CCI4
)]
Par suite : 1,1 10-5
= 0,01 [I2 ( CCI4
)] +0,1 *0,0124 [I2 ( CCI4
)]
1,1 10-5
= 0,01124 [I2 ( CCI4
)] ; [I2 ( CCI4
)] =9,79 10-4 mol/L
soit 0,010*9,79 10-4
= 9,79 10-6 mol dans 10
mL.
Calculer n(I2) quantité totale de
diode extraite au cours de ces
deux opérations.
8,9 10-5 +9,79 10-6 =9,88 10-5 ~9,9 10-5 mol.
On reprend 100,0 mL de solution de diode dans l'eau (concentration 1,0 10-3
mol/L) et on ajoute
20,0 mL de tétrachlorométhane. On agite
longuement on laisse decanter.
Déterminer
la quantitér de matière de diode,notée n'(I2),
extraite par cette opération.
1,0 10-4 = 0,02
[I2 ( CCI4
)] +0,1 [I2 (H2O)]
[I2 ( CCI4
)] / [I2
(H2O)]
=80,9 soit [I2 (H2O)] = [I2 ( CCI4
)] / 80,9 =0,0124 [I2 ( CCI4
)]
Par suite : 1,0 10-4
= 0,02 [I2 ( CCI4
)] +0,1 *0,0124 [I2 ( CCI4
)]
1,0 10-4
= 0,02124 [I2 ( CCI4
)] ; [I2 ( CCI4
)] =4,71 10-3 mol/L
soit 0,020*4,71 10-3
= 9,4 10-5 mol dans 20
mL.
Il vaut mieux extraire en
utillisant deux fois 10,0 mL de tétrachlorométhane plutôt qu'une seule
fois 20 mL
|
|
L'ammoniac NH3 est un gaz très soluble dans l'eau. Dans la solution aqueuse a lieu la réaction :
NH3 + H2O = NH4+ + HO-.
L'ammoniac en solution correspond il a un acide ou a une base ? Justifier.
Les deux couples acide / base mis en jeu sont : NH4+ /
NH3 et H2O /HO-.
La réaction acide base se déroule entre l'acide H2O de l'un des couple et la base NH3 de l'autre couple.
On étudie à 25°C une solution dont la concentration en
NH3 initiale
est ci = 0,10 mol.L-1 et la concentration à l'équilibre est ceq=9,9.10-2
mol L-1 .
Le pH de la solution est de 11,2.
Montrer que la concentration en ion oxonium de la solution est négligable devant celle des autres ions de la solution.
[H3O+] = 10-pH = 10-11,2 = 6,3 10-12 mol/L.
Le produit ionique de l'eau conduit à : [HO-] = 10-14 /
[H3O+] = 10-14 / 6,3 10-12 =1,6 10-3 mol/L.
D'après les nombres stoechiométriques de l'équation ci-dessus : [NH4+]éq =[HO-]éq =1,6 10-3 mol/L.
Calculer la conducivité, à l'équilibre, de cette solution.
lH3O+ = 35 10-3 S m2 mol-1 ; lHO- = 19,8 10-3 S m2 mol-1 ; lNH4+ = 7,35 10-3 S m2 mol-1 ;
Conductivité s = lH3O+
[H3O+] + lHO-[HO-] +lNH4+[NH4+]éq ;
[H3O+] = 6,3 10-9 mol m-3 ; [HO-] =1,6 mol m-3 ; [NH4+]éq = 1,6 mol m-3 ;
s =
35 10-3 * 6,3 10-9 +19,8 10-3 *1,6 +7,35 10-3 *1,6 =4,34 10-2 ~4,3 10-2 S m-1.
Quelle valeur de la conductance G doit on lire sur le conductimètre si la constante de le cellule utilisé est k=1,0.10-2 m ?
G = k s =1,0 10-2 * 4,34 10-2 ~4,3 10-4 S.
Déterminer la constate d'équilibre de la réaction de l'ammoniac sur l'eau.
K = [NH4+]éq [HO-]éq / [NH3]éq ;
K = 1,6 10-3 * 1,6 10-3 / 9,9.10-2 =2,6 10-5.
|
.
|
|