Constante d'équilibre

réaction considérée est la suivante : HCO3– (aq) + H3O+ = CO2 (aq) + 2 H2O ([pic]) ( réaction 1 ) 1.4.1. Donner l'expression de la constante d'équilibre K1 associée à l'équation de la réaction 1 en fonction des concentrations des différentes espèces chimiques présentes. 1.4.2. Exprimer cette constante d'équilibre en fonction de la constante d'acidité KA du couple : CO2(aq), H2O / HCO3– (aq). Déterminer sa valeur numérique. Donnée : KA = 10–6,4 1.5. L'eau utilisée pour

l'équation: C2H5COOCH3 + H2O = C2H5COOH + CH3OH La constante d'équilibre associée vaut K = = 0,25 et si les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques, le taux d'avancement final n'atteint que 0,33. • En milieu basique, l'hydrolyse du propanoate de méthyle est représentée par l'équation: C2H5COOCH3 + HO– = C2H5COO– + CH3OH La constante d'équilibre associée vaut K' = K' = = K;Ke)) = 0,25;10-14)) = 3,2.108

lieu. b- Dresser le tableau d’évolution du système chimique. 8)-A partir du graphe : a/ Déterminer les quantités de matière initiales . b- Déterminer les quantités de matière des entités présentes à l’équilibre dynamique. c-En déduire la constante d’équilibre d’estérification. d- Déterminer le taux d’avancement final de la réaction. 9-) L’expérience précédente est refaite dans les mêmes conditions expérimentales mais à 90°C. Tracer approximativement la nouvelle allure de la courbe de variation

et observer la couleur de la solution. Conclure sur la transformation observée. 10 mL de sulfate de cuivre II 10 mL de sulfate de zinc II Lame de zinc Cuivre en poudre Ecrire la réaction associée à la transformation observée. La constante d’équilibre de cette réaction est de 1037. Calculer le coefficient de réaction initial, et conclure sur l’évolution du système. Expérience 2 : transformation chimique spontanée « à distance » Remplir à demi un petit récipient (A) avec une solution de sulfate

expérimentale de la valeur du produit de solubilité de l’hydroxyde de calcium (KS) : On appelle produit de solubilité de l’hydroxyde de calcium la constante d’équilibre associée à la réaction de dissolution de Ca(OH)2. a. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation de Ca(OH)2 (s) dans l’eau. b. Donner l’expression de la constante d’équilibre associée à cette transformation c. Expérience : Ajouter goutte à goutte (à l’aide d’une burette graduée) une solution de soude de concentration c

Couple acide / base 9 Définition du pH 9 1.2 Avancement final 9 Etat d’équilibre 9 Taux d'avancement final 10 Interprétation à l’échelle microscopique de l’état d’équilibre 10 2 Etat d’équilibre d’un système 11 2.1 Quotient de réaction 11 Généralisation aux réactions hétérogènes et cas du solvant 11 2.2 Quotient de réaction dans l’état d’équilibre 11 Taux d’avancement final 12 3 Transformations associées à des réactions acido-basiques

d'oxydo-réduction : 2Ag+(aq) +Cu(s) = Cu2+(aq) + 2Ag(s) Pile cuivre-argent : Quotient de réaction dans l'état initial du système : Qr i = [Cu2+]i / [Ag+]i2=1,5 / (2,64 10-8)2=2,15 1015. Qr i = K, le système se trouve dans un état d'équilibre chimique : cette pile ne peut pas débiter de courant. La pile est branchée aux bornes d'un générateur, la plaque d'argent étant reliée à la borne positive, la plaque de cuivre à la borne négative. Les électrons sont les porteurs de charge

à faciliter l’analyse qualitative (on qualifie cela de couplage ). Les quantités analysées doivent être extrêmement minimes afin de ne pas s’écarter des règles d’idéalité de la thermodynamique (le coefficient de partage n’est autre qu’une constante d’équilibre thermodynamique, où les activités intervenant ne sont égales aux concentrations que si elles sont très faibles. Les systèmes de détection devront donc être très sensibles. Objectif préparatif. Les concentrations des solutés sont ici importantes

EXERCICE 2. L’EAU DISTILLÉE ET SON pH 1. pH de l’eau pure à 25°C 1.1. autoprotolyse de l’eau : 2H2O([pic]) = H3O+ + HO–(aq) 1.2. Ke = [H3O+]éq . [HO–(aq)]éq. Cette constante d’équilibre est appelée produit ionique de l’eau. 1.3.1. Ke = 1,0(10–7 ( 1,0(10–7 = 1,0(10–14 1.3.2. pH = – log[H3O+]éq pH = – log (1,0(10–7) = 7,0 2. Eau distillée laissée à l’air libre 2.1. Les couples acido-basiques mis en jeu sont : Couple 1 : CO2,H2O / HCO3–(aq) et Couple

faible par une base forte, à la demi-équivalence pH=pKa. On pourra donc aisément déterminer les valeurs de pKa aux différentes forces ioniques et comparer. Dans le cas des acides faibles, on définit la constante d’équilibre de dissociation de l’acide ou constante d’acidité : AH + H2O A- + H3O+ La constante d’acidité de AH s’exprime de la façon suivante : Ka = log Ka = log log Ka = -0,5  - = + log + log * *10-pH or – pH or - = 1 car c’est une espèce non chargée = -0,5 donc – pH et