Constante d'équilibre

vers l’unique état d’équilibre possible. Dans l’exemple choisi, on aurait obtenu la même composition en mélangeant dans 1L de solution 0,1 mol CH3 COO − et 0,1 de NH4 + , mais également en mélangeant 0,08 mol de CH3 COOH , 0,08 mol de NH3 , 0,02 mol CH3 COO − et 0,02 mol de NH4 + . Tous les états qui ne différent que par la valeur initiale de ξ sont appelés états équivalents et conduisent au même état d’équilibre (l’avancement à l’équilibre ξ éq se calcule en utilisant la constante de la réaction (loi

de concentration en soluté apporté C2 = 0,40 mol.L-1 a pour valeur pH2 = 8,7. 1. a) Écrire l’équation de la réaction entre l’acide nitreux et l’eau. Donner l’expression de sa constante d’équilibre. b) Écrire l’équation de la réaction entre l’ion méthanoate et l’eau. Donner l’expression de sa constante d’équilibre. 2. a) Sur l’axe des pH, donné en annexe à rendre avec la copie, placer les domaines de prédominance des deux couples acide/base mis en jeu. b) Préciser l’espèce prédominante

l’équation de réaction suivante : Cu2+(aq) + 2 HO –(aq) = Cu(OH)2 (s). Exprimer la constante d’équilibre K en fonction des concentrations effectives des substances. 3. Donner l’équation de l’autoprotolyse de l’eau. 4. Donner l’expression du produit ionique de l’eau. 5. Donner la définition d’un acide 6. Donner la définition d’une base 7. Définir le pH d’une solution. 8. Définir la constante d’acidité KA du couple HA / A – puis donner son expression. 9. Quelles sont les

la plus forte appartient au couple dont le pKa est le plus grand : c'est l'ion hydroxyde. * On souligne de deux traits l'acide le plus fort abondant et la base la plus forte abondante. Equation-bilan de la réaction prépondérante RP1 :     Constante d'équilibre ou de réaction de RP1 : K1 est supérieur à 104, la réaction RP1 est donc quantitative (ou totale). (K  104 signifie qu’il reste moins de 1 % des réactifs).     On examine le nouvel état de la solution et pour cela on établit le nouveau bilan

Chimie. Chapitre 5 : Constante d’acidité. I. Autoprotolyse de l’eau. 1. pH de l’eau. Le pH de l’eau pure (ou quasiment) à 25°C vaut : pH = 7. On en déduit que [ H 3O + ]éq = 10 − pH = 10 −7 mol.L−1 Rappel : Définition du pH ; pH = − log[ H 3O + ] ⇔ [ H 3O + ] = 10− pH = 10−7 mol.L−1 2. Autoprotolyse. La concentration des ions oxonium dans l’eau n’est pas nulle. Les ions oxoniums proviennent de la dissociation des molécules d’eau selon la réaction d’autoprotolyse de l’eau : − 2 H 2O = HOaq + H 3O

Les équilibres chimiques. I) Notion d’équilibre chimique. A) On parle d’équilibre chimique quand la réaction est limitée c’est à dire quand aucun des corps réagissant ne disparaît complètement. B) Exemple : estérification : acide carboxylique qui réagit avec un alcool et donne un ester et une molécule d’eau. Réaction limité : aucun réactif n’est consommé. Acide éthanoïque + éthanol = éthanoate d’éthyle + eau Remarque : Dans le cas d’une réaction totale il y a au

réactif limitant avait totalement disparu.  Une transformation chimique est dit limitée lorsque le réactif limitant n’a pas disparu totalement a’ la fin de la réaction.  On dit qu’un système chimique et dans un état d’équilibre chimique a’ température et pression constante lorsque les concentrations des réactifs et des produits n’évoluent plus, cet état correspond a l’état final de la réaction. B- Taux d’avancement final d’une réaction Soit X eq : L’avancement a’ l’équilibre. Ʈf

Nouvelle Calédonie Mars 2004 session de rattrapage bac 2003 Correction © http://labolycee.org Exercice I. Constante d'acidité de l'acide benzoïque (4 points) 1. Détermination préalable de la concentration molaire apportée de la solution S0 d'acide benzoïque par titrage. 1.1. Équation de la réaction support du titrage : C6H5CO2H(aq) + HO–(aq) = C6H5CO2–(aq) + H2O(l) 1.2. Pour Vb < Vbéq, l’apparition dans la solution des anions benzoate C6H5CO2–(aq) est responsable de l’augmentation de la conductivité

combinaisons différentes et en comparer les résultats obtenues des constantes de rappel. En effet, chaque ressort est soumis à une force de rappel différente caractérisée par une constante de rappel. Nous allons d’abord calculer la valeur théorique de chacune de ces constantes pour pouvoir les comparer avec la valeur expérimentale et en tirer des hypothèses si la valeur est différente. Avant de prononcer les résultats des constantes de rappel, nous commencerons par une bref présentation théorique du

permet de prévoir la quantité totale d’énergie qu’un système doit échanger avec l’extérieur pour passer d’un état d’équilibre à un autre. La thermique (ou thermocinétique) se propose de décrire quantitativement (dans l’espace et dans le temps) l’évolution des grandeurs caractéristiques du système, en particulier la température, entre l’état d’équilibre initial et l’état d’équilibre final. 2 1.2 Définitions 1.2.1 Champ de température Les transferts d’énergie sont déterminés à partir de