Exercices de chimie générale
Ex 1 KCl
Dans un bain thermostaté réglable, on introduit une solution aqueuse saturée de KCl, en présence du solide KCl. Après longue agitation, on laisse décanter et on prélève un échantillon de solution dans lequel on détermine la quantité de KCl présente de la manière suivante: Pour chaque température étudiée, on prélève 10 ml de solution qu'on dilue à 1 litre (solution S). On dose alors l'ion chlorure présent dans cette solution par la méthode de Mohr : à 10 ml de la solution S, on rajoute quelques gouttes d'une solution aqueuse de chromate de potassium K2CrO4 puis on y verse progressivement à l'aide d'une burette une solution étalon de nitrate d'argent de molarité
0,05 mol.l-1 jusqu'à un volume versé V correspondant à une teinte rose persistante dans le bécher.
1- Expliquer et justifier le principe du dosage de l'ion chlorure par la méthode de Mohr.
Données : pKs(AgCl) = 9.5 , pKs(Ag2CrO4) = 11,3 AgCl est blanc, Ag2CrO4est rouge.
Les résultats obtenus sont consignés dans le tableau ci-dessus:
t °C 5 10 20 30 40 50 60
V ml 7,1 7,4 8,1 8,65 9,05 9,55 10,55
2- En déduire l'expression littérale de la concentration en chlorure [Cl-] dans la solution saturée en fonction de V.
3- Expliciter la méthode permettant à partir de ces résultats numériques de déterminer rH° de dissolution de KCl dans l'eau.
L’enthalpie standard de dissolution de KCl peut aussi être évaluée par calorimétrie. Dans un calorimètre de capacité = 88 J.K-1 , on introduit 5,0 g de KCl solide et 200 ml d'eau, l'un et l'autre à la même température initiale . Après dissolution, on mesure un abaissement de température égal à 1,2 °C .
4- En déduire un ordre de grandeur de l'enthalpie de dissolution standard de KCl dans l'eau.
Comparer au résultat précédent et commenter.
Données :
On admettra qu’une solution aqueuse a la même capacité calorifique que la quantité d’eau qui a permis de l’obtenir.
Cp(H2Oliq) = 75,3 J.K-1.mol-1
5- L’électrode de référence AgCl/Ag plonge dans une solution saturée de KCl. Justifier la présence de cette solution saturée et évaluer le potentiel de cette électrode
Données : E°(Ag+/Ag) = 0,80 V Solubilité de KCl(s) : 3 mol.L-1
Ex 2 Cuivre
On considère les conditions d'Ellingham vérifiées.
Lors de la dernière du procédé metallurgique d'élaboration de cuivre une des réactions chimiques simplifiée est la suivante:
Cu2S + 2 Cu2O 6 Cu + SO2
Dans une série d'expériences au laboratoire, on peut observer que le mélange intime de cuivre métallique, de son oxyde Cu2O solide et de son sulfure CuS également solide produit un pression déterminée de dioxyde de soufre pour chaque température de maintien isotherme.
1- Calculer la variance de l’équilibre ci-dessus. Le résultat expérimental ci-dessus est-il cohérent avec cette variance ?.
Le tableau suivant fournit quelques valeurs expérimentales de la pression de dioxyde de soufre relevées au cours de ces expériences.
Température °C 650 700 750 800
Pression SO2 bar 0,33 0,66 1,23 2,16
2- Déduire de ce tableau le sens endothermique de la réaction . 3- En déduire rH° et rS° associés à cette réaction
4- Industriellement cette réaction est réalisée à 740°C , dans un four ouvert à pression atmosphérique.
Justifier . ( Les gaz sortant sont néanmoins traités car SO2 est un gaz toxique )
En présence d'ions cyanure, le sulfure de cuivre(II) passe en solution avec formation de soufre solide et du complexe Cu(CN)2- .
5- Quels sont les nombres d’oxydation du cuivre et du soufre dans les espèces mentionnées ? En déduire le type de réaction qui s’est produite et écrire l'équation bilan de cette réaction.
6- Calculer sa constante d'équilibre .
A 10-2 mole de sulfure de cuivre(II) dans un litre d'eau, on ajoute du cyanure de potassium.
7- Quelle quantité de cyanure faut-il ajouter pour obtenir la dissolution totale du sulfure.
Données : CuS pKs = 35 Cu(CN)2- pKd = 24
E° (S(s) / S2- ) = - 0,48 V E° ( Cu2+/ Cu+ ) = 0,16 V
Exercice 3 Polyacides L’acide citrique
L'acide citrique est un triacide que l'on notera H3Ci de pK i égaux à 3,1 4,8 et 6,4..
1- Tracer un axe de prédominance des différentes espèces de l'acide citrique.
2- Déterminer le pH d'une solution 10-2 molaire en acide citrique, puis le pH d'une solution 10-2 molaire de citrate de sodium CiNa3 10-2 molaire .
3- Proposer l'allure de la courbe de dosage de l'acide citrique par la soude.
4- Les ions Ci3- réagissent avec le cuivre (II) pour former le complexe Cu(Ci)- de pKd = 14.
Dans quel domaine de pH la complexation du cuivre (initialement 0,005M) , présent dans une solution 0,015M d'acide citrique sera-t-elle totale ( c'est-à-dire concentration en complexe au moins 100 fois supérieure à l'ion Cu2+ libre ) . On demande un raisonnement nécessitant peu de calcul.
5- Quel est l'effet sur le pH d'une introduction d'ions Cu2+ dans une solution d'acide citrique?
L’acide sulfureux H2S ( ou sulfure d’hydrogène )
4- Sur un axe en pH , présenter un ordre de grandeur du pH d'une solution 10-3 M en H2S , en HS- et en S2- .
5- Commenter le pH de la troisième solution.
6- En déduire la réaction prépondérante traduisant la dissolution de FeS, sulfure de fer dans de l'eau . Calculer la solubilité de FeS dans l'eau.
7- On considère l'équilibre de dissolution du sulfure d'hydrogène dans l'eau:
H2S (g) H2S (aq) K= 10-1 à 298K
On dispose d'une solution à 10-3 moles de H2S dans 1 litre d'eau.
Calculer la pression partielle de H2S (g) en équilibre avec cette solution.
Donner qualitativement l'influence de l'augmentation du pH sur la pression partielle de H2S au-dessus de cette solution.
Données : H2S / HS- pK1 = 7 HS- / S2- pK2 = 14 FeS pKs = 17
Exercice 4 Iode
Exercice 5 Dioxygène
et que la réaction se déroule de façon adiabatique.
Exercice 6 HCl/Fer
Exercice 7
Exercice 8
Exercice 9
