ph d’un mélange – (2006 Liban 4 points) énoncé

I – ÉTUDE DE DEUX SOLUTIONS

I.1. a) Réaction entre l’acide nitreux et l’eau :

HNO_2(aq) + H₂O_(l) = NO₂^–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

La constante d’équilibre K de la réaction est appelé constante d’acidité . En effet il s’agit de la réaction entre un acide et l’eau :

Ne pas oublier l’indice ‘eq’ qui signifie concentration à l’équilibre.

I.1. b) Réaction entre l’ion méthanoate et l’eau

HCOO^–_(aq) + H₂O_(l) = HCOOH_(aq) + HO^–_(aq)

I.2. a) pH = pKa l'acide et sa base conjuguée ont même concentration

pH> pK_A la base prédomine

pH < pK_A l’acide prédomine

I.2. b) D’après le domaine de prédominances des espèces chimiques :

Solution d’acide nitreux : pH =1,3 ; l’espèce prédominante est l’acide nitreux HNO_2(aq).

Solution de méthanoate de sodium : pH = 8,7 ; l’espèce prédominante est l’ion méthanoate HCOO^–_(aq).

II – ÉTUDE D'UN MÉLANGE DE CES SOLUTIONS

II.1. a) Réaction entre l’acide nitreux et l’ion méthanoate :

HNO_2(aq) + HCOO^–_(aq) = NO₂^–_(aq) + HCOOH_(aq)

II.1. b) Vidéo

Expression du quotient de réaction initiale :

II.1. c) Vidéo

Quotient de réaction à l’équilibre ou constante d’équilibre :

On multiplie l’expression de Qr,eq par [H₃O⁺]_eq pour faire apparaître les constante d’acidité des 2 couples

II.1. d) Vidéo

Q_r,i < Q_r,éq

La réaction se déroule dans le sens direct.

II.2. a) Équation	HNO2(aq) + HCOO^–(aq) = NO2^–(aq) + HCOOH(aq)
État du système chimique	Avancement (mol)	Quantités de matière (mol)
		n(HNO2))	n(HCOO^–))	n(NO2^–))	n(HCOOH))
État initial	x = 0	n1	n2	0	0
État intermédiaire	X	n1 – x	n2-x	x	x
État d’équilibre	x = xéq	n1 – xéq	n2 – xéq	xéq	xéq

II.2. b)

x_éq = 3,3 ´ 10^-2 mol ; attention le volume du mélange est 2V

II.2. c) Calcul du quotient de réaction à l’équilibre

Les valeurs obtenues sont identiques Qr,éq = 3,2

II.3. Vidéo

Pour le couple HNO_2(aq) / NO₂^–_(aq) :