concours Fesic acide base ; solubilité ; critère d'évolution spontané ; conductivité . 2007

A. La constante de la réaction de dosage est égale à 10^-11,2. Faux.

ClH₂C-COOH + HO^- =ClH₂C-COO^- +H₂O ; K= [ClH₂C-COO^-]/([ClH₂C-COOH][HO^-])

D'autre part : ClH₂C-COOH + H₂O = ClH₂C-COO^- + H₃O⁺.

K_a = [ClH₂C-COO^-] [H₃O⁺] / [ClH₂C-COOH] soit : [ClH₂C-COO^-] /[ClH₂C-COOH] = K_a/[H₃O⁺]

repport dans K : K= K_a/([H₃O⁺][HO^-]) = K_a / 10^-14 = 10^-2,8 /10^-14 = 10^11,2.

B. A l'équivalence le pH est basique. Vrai.

A l'équivalence [ClH₂C-COO^-] = C avec C concentration de l'acide

Conservation de l'élément carbone : [ClH₂C-COOH] +[ClH₂C-COO^-] = C

Solution électriquement neutre : [ClH₂C-COO^-] + [HO^-] = [Na⁺]=C d'où [ClH₂C-COOH] = [HO^-]

repport dans K : K= C/[HO^-]² ; [HO^-] = (C/K)^½ = (0,2/10^11,2)^½ =1,12 10^-6 mol/L ;

[H₃O⁺] = 10^-14 /1,12 10^-6 = 8,9 10^-9 mol/L ; pH= 8.

C. La concentration de la solution S est 20 mmol /L. Faux.

A l'équivalence C V_a = C_bV_b soit C= C_bV_b / V_a = 8*0,5 / 20 = ; C= 0,2 mol/L.

D. la solution S a pu être préparée en diluant 18,9 g d'acide monochloroéthanoïque dans de l'eau distillée. Vrai.

masse molaire de ClH₂C-COOH : M= 35,5+3+2*12+2*16 = 94,5 g/mol

quantité de matière d'acide dans 1 L : 0,2 mol

masse (g) = masse molaire (g/mol) * quantité de matière (mol) = 0,2*94,5 = 18,9 g.

- n₂ = 1,0 10^-3 mol d'éthanoate de sodium CH₃COO^- +Na⁺.

- n₃ = 1,0 10^-3 mol d'acide méthanoïque HCOOH.

- n₄ = 1,0 10^-3 mol de méthanoate de sodium HCOO^- +Na⁺.  

K_a1 (CH₃COOH/CH₃COO^-) = 1,8 10^-4 ; K_a2 (HCOOH/HCOO^-) = 1,8 10^-5

A. La réaction qui se produit est une réaction d'oxydo-réduction. Faux.

réaction acide base.

B. Cette transformation est modélisée par l'équation chimique : Vrai.

CH₃COOH + HCOO^- =CH₃COO^- +HCOOH.

C. La constante d'équilibre de cette réaction vaut K=10. Vrai.

K = [CH₃COO^- ][HCOOH] /(HCOO^- ][CH₃COOH])

Or : H₃C-COOH + H₂O = H₃C-COO^- + H₃O⁺.

K_a1 = [H₃C-COO^-] [H₃O⁺] / [H₃C-COOH] soit : [H₃C-COO^-] /[H₃C-COOH] = K_a1/[H₃O⁺]

Or : HCOOH + H₂O = HCOO^- + H₃O⁺.

K_a2 = [HCOO^-] [H₃O⁺] / [HCOOH] soit : [HCOOH] / [HCOO^-] =[H₃O⁺]/ K_a2.

par suite K= K_a1/K_a2 =1,8 10^-4 /1,8 10^-5 = 10.

D. La réaction se produit dans le sens de la formation de l'acide éthanoïque. Faux.

Q _{r i} = [CH₃COO^- ] _i[HCOOH] _i /([HCOO^- ] _i[CH₃COOH] _i)

Q _{r i} = n₃ n₂ / n₄ n₁ = 0,5.

Q _{r i} < K donc évolution dans le sens direct

Dans un volume V= 100,0 mL, on a mis en solution n₀ = 1,0 10^-3 mol des espèces chimiques suivantes : acide nitreux HNO₂(aq), nitrite de sodium (Na⁺(aq) + NO₂^-(aq), acide fluorhydrique HF(aq), fluorure de sodium Na⁺(aq) + F^-(aq). La transformation qui se produit est modélisée par l'équation :

HNO₂(aq) + F^-(aq) = NO₂^-(aq) + HF (aq) K= 0,74.

A. L'expression littérale de la constante d'équilibre est K= [HF][NO₂^-] / ([F^-][HNO₂]). Vrai.

B. Le quotient initial est Q _{r i} = 1,0. Vrai.

Q _{r i} = [HF]_i[NO₂^-]_i / ([F^-]_i[HNO₂]_i)

Or [HF]_i= [NO₂^-]_i = [F^-]_i=[HNO₂]_i d'où Q _{r i} =1.

C. La réaction évolue dans le sens de la formation de HF(aq). Faux.

Q _{r i} > K donc évolution dans le sens indirect

D. L'expression de la constante d'équilibre en fonction de l'avancement final est : K= x_f²/(n₀-x_f)² . Faux.

	avancement (mol)	HNO2(aq)	+ F-(aq)	= NO2-(aq)	+ HF (aq)
initial	0	n0	n0	n0	n0
en cours	x	n0 -x	n0 -x	n0 +x	n0 +x
fin	xf	n0 -xf	n0 -xf	n0 +xf	n0 +xf

K= [(n₀ +x_f) / (n₀ -x_f)]².

La constante d'équilibre associée à la réaction de dissolution vaut K(T) =32 10^-30 dans le conditions de l'expérience alors que sa valeur vaut K(20°C) = 5 10^-29 à 20 °C. On rappelle que l'iode est un élément de la famille des halogènes dont fait partie le fluor de numéro atomique Z=9.

A. Sachant que la valeur de la constante d'équilibre K augmente avec la température, la température T est supérieure à 20 °C. Faux.

3,2 10^-29 < 5 10^-29 donc T < 20°C.

B. Dans les conditions expérimentales, l'iodure mercurique est plus soluble qu' à 20 °C. Faux.

HgI₂(s) = Hg²⁺(aq) + 2 I^-(aq) ; K= [Hg²⁺][I^-]² ; on pose s = [Hg²⁺] ; [I^-] =2s

K= s*4s² = 4 s³d'où s = (K/4)^1/3.

La solubilité est d'autant plus grande que la constante K est grande.

C. Le quotient de réaction à l'équilibre est égal à s². Faux.

D. La solubilité vaut 4 10^-15 mol/L. Faux.

s = (K/4)^1/3 = (32 10^-30/4)^1/3 =(8 10^-30/4)^1/3 = 2 10^-10 mol/L.

  On mesure la conductivité d'une solution aqueuse saturée obtenue en dissolvant du carbonate de magnésium MgCO₃ (s). La valeur mesurée est égale à 78,3 mS m^-1. ( l_Mg2+ = 10,6 10^-3 S.I ; l_CO32- = 13,86 10^-3 S.I ( 3,2² =10 ; 3,2*24,46 = 78,3)

A. La conductivité molaire ionique s'exprime en S m³ mol^-1. Faux.

l s'exprime en S m² mol^-1.

B. Dans une solution non saturée, la valeur du quotient Q_r de la réaction de dissolution est inférieure à la valeur de la constante d'équilibre K de la réaction. Vrai.

MgCO₃ (s) = Mg²⁺(aq) + CO₃^2-(aq)

si Q _r < K , évolution dans le sens direct. ( dissolution du solide jusqu' à obtenir une solution saturée).

C. La solubilité du carbonate de magnésium est s = 3,2 mmol/L. Vrai.

K= [Mg²⁺][CO₃^2-] ; on pose s = [Mg²⁺]

K= s² ;

s= l_Mg2+[Mg²⁺] + l_CO32- [CO₃^2-] = ( l_Mg2+ + l_CO32 ) s

s = s / ( l_Mg2+ + l_CO32 ) = 78,3 10^-3 / (10,6 10^-3 +13,86 10^-3)

s = 78,3 / 24,46 = 3,2 mol/m³ = 3,2 10^-3 mol/L = 3,2 mmol/L.

D. La constante de la réaction de dissolution du carbonate de magnésium est K= 10^-5. Vrai.

K= s² = (3,2 10^-3)² = 10^-5.