exercices cinétique chimique : ex 13 p28 ex 14 p29 ex 18 p29 ex 20 p30 ex 27 p32

Exercices Cinétique chimique :•Ex 13 p28•Ex 14 p29•Ex 18 p29•Ex 20 p30•Ex 27 p32•Feuille exercice conductimétrie

Exercice n°13 p28 :

Solution de soude ( Na+

(aq) +HO-(aq) )

C= 1,0.10-2 mol.L-1

Véqui=12 mL

Solution d ’acide chlorhydrique

( H3O+(aq) + Cl-

(aq) )VA= 5mL ; CA= ?

1. Il y a équivalence lorsque les deux réactifs sont mélangés dans les proportions stoechiométriques

2. Pour repérer l ’équivalence plusieurs observables sont envisageables :

• Un indicateur coloré ( BBT : virage du jaune au bleu)

• La conductance ( rupture de pente à l ’équivalence )

•Le pH ( … )



(aq) +HO-(aq) )

C= 1,0.10-2 mol.L-1

Véqui=12 mL

Solution d ’acide chlorhydrique

( H3O+(aq) + Cl-

(aq) )VA= 5mL ; CA= ?

3 a

HO- + H3O+ = 2H2O

EI x=0 ni n'i x ni -x n'i -xEF x=xequi ni– xéqui n'i– xéqui

Solvant

La transformation est totale donc à l ’équivalence :

ni - xéqui = n ’i -xéqui = 0

Xéqui= ni = n ’i

Or : ni = C.Véqui et n ’i =CA.VA

Soit : n ’i = C.Véqui =1,0.10-2.12.10-3 =1,2.10-4 mol

' 42 1

3 ( ) 3

1,2.102,4.10 .

5.10i

aq AA

nH O C mol L

V


C = 4,4.10-2 mol.l-1


2 32 7 2) / /a Cr O Cr et I I

2 32 7 214 6 2 7Cr O H e Cr H O

22 2I I e )x3

2 32 7 2 214 6 2 3 7Cr O H I Cr I H O


23) / /b NO NO et Cu Cu

3 24 3 2NO H e NO H O

2 2Cu Cu e )x3

23 22 3 8 2 3 4NO Cu H NO Cu H O

)x2


2 3 24) / /c MnO Mn et Fe Fe

24 28 5 4MnO H e Mn H O

2 3Fe Fe e )x5

2 2 34 25 8 5 4MnO Fe H Mn Fe H O


3 2 2) / /d IO I et I I

3 2 22 12 10 6IO H e I H O

)x5

3 2 22 10 12 6 6IO I H I H O

22 2I I e

3 2 25 6 3 3IO I H I H O

/2


1. On chauffe pour augmenter la vitesse de réaction .

9 8 4 7 5 3 3 22C H O HO C H O CH COO H O

Initialement on a en solution :3 2. 1.10.10 10BHO HOi

n C V mol

33350.10

1,9.10180

aspirineaspirine

aspirine

mn mol

M

Si le mélange était stoechiométrique on aurait :

3 32 2.1,9.10 3,8.10aspirineHOn n mol

Les ions hydroxyde sont donc en excès .


2. Titrage :on titre l ’excès d ’ions HO- par l ’acide chlorhydrique. C’est la même réaction que l ’ex 13 p 28 , les solutions titrée et titrante étant inversées. Donc :

HO- + H3O+ = 2H2O

EI x=0 nS’ CAVéqui x nS’-x CAVéqui -xEF x=xequi nS’– xéqui CAVéqui – xéqui

Solvant

A l ’équivalence : nS ’ =CAVéqui = xéqui

'

''

S

S SS

nHO HO

V S ’ est un prélèvement de S donc :

2 33

3'

. 5.10 .12.10. . .100.10

10.10A équi

S SHO SS S

C Vn HO V V

V

36.10HOS

n mol


On a titré l ’excès de soude donc :

'HO HO HOréagit avec l aspirine i excèsn n n

2 3 310 6.10 4.10HOr

n mol

Soit d ’après l ’équation bilan ( car la transformation est totale ):

9 8 4 7 5 3 3 22C H O HO C H O CH COO H O

312.10

2aspirine HOrn n mol

3. 2.10 .180 0,36 360aspirine aspirine aspirinem n M g mg


On ne peut pas titrer avec la même méthode un comprimé d ’aspirine effervescent , car la réaction ne serait pas univoque ( Les ions hydroxyde réagissent avec les autres acides présents)

Exercice n°27 p32 :Un vin blanc

I. Principe du dosage spectrophotométrique

1. l’absorbance A est proportionnel à la concentration massique C soit :

A = k.C


I. Principe du dosage spectrophotométrique

2. a) Réduction des ions Fer III en Fer II :

Fe3+(aq) + e- = Fe2+

(aq)

b) Tous les ions Fe3+ sont réduits en ions Fe2+, il n’y a alors plus qu’un seul dosage à effectuer : celui des ions Fe2+


II. Préparation de l’échelle de teintes

a) Pour effectuer ces dilutions ,on utilise :

•1 burette graduée de 25 mL ( D2 ) pour S

•1 burette graduée de 50 mL ( D3 ) pour l’eau

•1 pipette jaugée de 1 mL ( C1) pour l’hydroquinone

•1 pipette jaugée de 2 mL ( C2) pour le réactif



b) Du mélange n°1 au n°8 ,la concentration en ions Fe2+ diminue et celle du réactif d’o-phénanthroline est constante.La couleur rouge due à la présence du réactif d’o-phénanthroline et d’ions Fe2+ est donc de moins en moins intense.



2. Dans le mélange n°4 , la concentration massique en ions Fer II est :

13

.5,240

5,1210.822

2)(

LmgV

VC

V

mC

total

SmFe

total

FeFem

S

aq


III. Le dosage spectrophotométrique

1. A est proportionnel à C ( A= k.C ) . La courbe A = f(C) est donc une droite .On trace cette droite puis on détermine son coefficient directeur k = 0,2 L.mg-1 .Donc pour A =0,45 on trouve :

1.2,22,0

45,0 Lmgk

AC


III. Le dosage spectrophotométrique

2. Dans cet échantillon , la masse de fer est :

mgVCm TFe33 10.8810.402,2

Ces derniers sont contenus dans les 20 mL de vin à tester donc :

13

3

.4,410.20

10.88

LmgV

mC

S

FeFem vin <10mg.L-1

Casse ferrique inutile

Exercices de révision : Conductimétrie

1. La conductance G de la colonne de liquide est :

S

G

S

CCGIK

)..(

2

433

10.95,0

10)2.10.7,72.10.4,7(

G

SSG 31810.8,31 5


2. Avec une solution d’iodure de sodium ( Na+ + I- ), G est plus faible qu’avec la solution d’iodure de potassium ( K+ + I- )

NaK

donc


Titrage de l’acide sulfamique HA


(aq) +HO-(aq) )

C= 0,1 mol.L-1

Véqui=? mL

Solution d ’acide sulfamique

HAVA= 20mL ; CA= ?

Conductimètre



HO- + HA = A- + H2O

EI x=0 Cb.Véqui CAVéqui 0 x Cb.Véqui-x CAVéqui -x x EF x=xequi Cb.Véqui – xéqui CAVéqui – xéqui xéqui

Solvant

A l’équivalence les deux réactifs ont été mis en présence dans les proportions stoechiométriques donc à l’EF :

HAHOnn

équi

AAéquib VCVC ..



Graphiquement ( à la rupture de pente ) on mesure :

mLVéqui 15

12 .10.5,720

151,0

. LmolV

VCC équib

A



La masse d’acide sulfamique est par conséquent :

molVCn totalAHA232 10.5,110.20010.5,7

gMnm HAHAHA 45,19710.5,1 2

%961005,1

45,1100%

détartrant

HA

m

mP

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