Physiks & Chimie

Terminale S2 Correction de chimie D.S. n°6 Page 1 sur 1

d’après bac Inde 2007

1. Constante d’acidité du couple ion ammonium / ammoniac (NH4 +

(aq) / NH3(aq)) 1.1. NH3(aq) + H2O(_l) = NH4+

(aq) + HO^–(aq) (0,5)

1.2. La réaction de l’ammoniac avec l’eau produit des ions hydroxyde, base conjuguée de l’eau : le milieu devient basique (0,5).

1.3.  = (NH4+

(aq)).[NH4+

(aq)]éq + (HO^–(aq)).[HO^–(aq)]éq (0,5).

1.4. D’après l’équation modélisant la réaction mise en jeu [NH4 +

(aq)] = [HO^–(aq)] = [ion]. Par conséquent l’expression de la conductivité devient :  = (NH4

+

(aq)).[ion]éq + (HO^–(aq)).[ion]éq. Ainsi [ion]éq = [NH4

+

(aq)]éq = [HO^–(aq)]éq = 

NH_^_aq  HO^–_aq. A.N. : [NH4

+

(aq)]éq = [HO^–(aq)]éq = 10,9.10^–3

(7,4.10^–3 + 19,8.10^–3) = ,

, = 4,01.10^–1 mol.m^–3 soit 4,01.10^–4 mol.L^–1 (1) 1.5. Par définition : Ke = [HO^–(aq)]éq.[H3O⁺(aq)]éq. Donc [H3O⁺(aq)]éq = Ke

[HO^–(aq)]éq

= 1,00.10^–14

4,01.10^–4 = 2,49.10^–11 mol.L^–1 (1).

La concentration molaire apportée en ammoniac est c = 1,00.10^–2 mol.L^–1. D’après l’équation de la réaction écrite au

§1.1., une partie de l’ammoniac apporté se transforme en ion ammonium. Par conséquent c = [NH3(aq)]éq + [NH4+

(aq)]éq. Ainsi [NH3(aq)]éq = c – [NH4+ (aq)]éq

A.N. : [NH3(aq)]éq = 1,00.10^–2 – 0,0401.10^–2 = 0,96.10^–2 mol.L^–1 soit 9,6.10^–3 mol.L^–1 (1).

1.6. La constante d’acidité du couple NH4

+/NH3 est la constante d’équilibre de la réaction entre l’acide NH4

+ et l’eau (intervenant en tant que base). L’équation de la réaction associée entre l’espèce acide NH4

+ et l’eau : NH4

+

(aq) + H2O(l) = NH3(aq) + H3O⁺(aq) : KA = [NHaq]éq.[HO^aq]éq

[NH

aq]éq

(1) KA = ,.^–,.^–

,.^– = 6,0.10^–10 (0,5). pKA = – log KA = 9,2 (0,5).

La valeur est donc bien compatible avec l’indication de l’énoncé (pKA = 9,24).

2. Nitrate d’argent et cuivre : arbre de Diane

2.1. La solution devient bleue car il y a production d’ion cuivre II : Cu(s) = Cu²⁺(aq) + 2e^– : c’est une oxydAtion (1) Des filaments d’argent se forment : de l’argent métal est produit : Ag⁺(aq) + e^– = Ag(s) : c’est une réduCtion (1) 2.2. Cu(s) + 2 Ag⁺(aq) = Cu²⁺(aq) + 2 Ag(s) (0,5)

3. Pile cuivre argent 3.1. Qr,i = [Cu²⁺(aq)]i1²

[Ag⁺(aq)]i

21 = 1,50

(2,64.10^–8)² = 2,15.10¹⁵ (1).

On remarque que Qr,i = K. Par conséquent l’état initial est un état d’équilibre et la pile ne peut donc pas débiter de courant (0,5).

3.2.

3.2.1. Qr,i = [Cu^aq]i^

[Ag^_aq]i = ,

,.^–^ = 6,0. Qr,i ≪ K  évolution dans le sens direct : la pile peut débiter un courant (1).

Le pôle positif de la pile est l’électrode qui attire les électrons : c’est l’électrode d’argent (0,5). À cette électrode s’effectue la réaction Ag⁺(aq) + e^– = Ag(s) : réduCtion : c’est une Cathode (0,5).

L’électrode de cuivre est une source d’électrons : c’est le pôle négatif de la pile : il s’agit de l’Anode (0,5) 3.2.2. À l’extérieur de la pile, dans les fils, les porteurs de charge sont les électrons (0,5) : ils se déplacent de

l’électrode négative à l’électrode positive, soit en sens contraire du courant (0,5).

Dans la pile les porteurs de charges sont : les électrons dans les électrodes et les ions en solutions (0,5).

Les cations (ions positifs) se déplacent dans le sens du courant (0,5). Les anions se déplacent en sens contraire du courant (0,5), c’est-à-dire dans le sens de déplacement des électrons.

3.2.3. Q = I.t = n(e^–).F. Ainsi n(e^–) = I.t

F . A.N. : n(e^–) = 150.10^–33600

9,65.10⁴ = 5,60.10^–3 mol ou 5,60 mmol (1).

D’après l’équation de la réaction à la cathode Ag⁺(aq) + e^– = Ag(s) :

on établit avec un tableau d’évolution que nf(Ag⁺) = ni(Ag⁺) – xf et que n(e^–) = xf.

Par conséquent nf(Ag⁺) = ni(Ag⁺) – n(e^–) soit en divisant par le volume V : [Ag⁺]f = [Ag⁺]i – I.t F.V A.N. : [Ag⁺]f = 5,0.10^–1 – 150.10^–33600

9,65.10⁴20.10^–3 = 0,22 mol.L^–1 (1,5).

Pour déterminer la masse de l’électrode de cuivre on utilise l’équation de la réaction à l’anode : Cu(s) = Cu²⁺(aq) + 2e^–. On établit avec un tableau d’avancement que nf(Cu) = ni(Cu) – x’f

Avec n(e^–) = 2.x’f donc nf(Cu) = ni(Cu) – n(e^–)

2 . Par conséquent mf(Cu) = mi(Cu) – I.t

2.F.M(Cu).

A.N. : mf(Cu) = 22,0 – 150.10^–33600

29,65.10⁴ 63,6 = 21,8g (1,5).

Électrode d’Ag

Pont salin

+

Solution de nitrate d’argent :

Ag⁺ + NO₃^–

–

Électrode de Cu

Solution de sulfate de cuivre : Cu²⁺ + SO42–

(1,5)