Chimie

[Anonyme]

Bonjour, est ce que quelqun pourait verifier mes reponses pour l' exercice suivant svp.
Voici l' exercice:
Toutes les solutions acqueuses sont a 25 degre celsus.
1) On dispose d' une solution Sa d' acide ethanoique CH3COOH de concentration Ca=1.0*10^-2 mol/L. Le pH de la solution est egale a 3.4.
a)Rappeler la definition d' un acide selon Bronsted.
Selon Bronsted , un acide est une espece capable de ceder un pronton H+.

b)Ecrire l' equation de l' acide ethanoique avec l' eau.
CH3COOH(aq)+H2O(l)----> CH3COO- (aq)+ H3O+ (aq)

c) Doneer l' expression de la constante d' acidite Ka du couple acide ethanoique/ion ethanoate et montrer que pKa=4.8.
Ka=( [H3O+] [CH3COO-])/([CH3COOH])
Comme on a [H3O+]= [CH3COO-] , donc Ka=( [H3O+]^2)/([CH3COOH])
[H3O+]= 10^(-pH) =10^(-3.4)= 3.98*10^-4 mol/L
et C'a=1.0*10^-2 mol/L
donc Ka= ( (3.98*10^-4)^2)/(1.0*10^-2) =1.58*10^-5
Or pKa= - log Ka donc pKa= -log(1.58*10^-5) =4.8
donc on a bien pKa=4.8

d)Une solution S'a d' acide methanoique HCOOH de concentration C'a=1.0*10^-2mol/L. A un pH egal a 2.9, l' acide methanoique est-il plus fort ou plus fasible que l' acide ethanoique? Justifier.
On a donc la reaction suivante:
HCOOH(aq)+H2O(l)-----> HCOO-(aq)+ H3O+(aq)
donc Ka = ([H3O+][HCOO-])/([HCOOH])
comme [H3O+]=[HCOO-] ;ka =([H3O+]^2)/([HCOOH])
[H3O+]= 10^(-2.9)=1.26*10^-3 mol/L.
C'a=1.0*10^-2 mol/L
donc ka= ((1.26*10^-3)^2)/(1.0*10^-2)=1.60*10^-4.
donc pKa= - log (1.60*10^-4)=3.8
On peut donc en deduire que l' acide methanoique est plus fort que l' acide etahnoique car son Ka est plus grand est son pKa est plus faible.

2)On dispose de deux solution de bases:
- une solution Sb d' ammoniac NH3 de concentration Cb=2.0*10^-2mol/L
- une solution S'b de methylamine CH3NH2 dont la concentration est C'b= 1.5*10^-2 mol/L.
a) Rappeler la definition d' une base selon Bronsted.
Selon Bronsted, une base est une espece capable de gagner un proton H+.

b)La methylamine est -elle une base plus forte ou plus faible que l' ammoniac? Justifier.
Donnees: pKa(NH3/NH4+)= 9.2 et pKa (CH3NH2/CH3NH3+)=10.7
Donc comme la methylamine a un pKa plus fort que celui de l' ammoniac, c' est donc une base plus forte que l' ammoniac.

3)On melange un volume Va=60mL de la solution Sa d' acide etahnoique et un volume Vb=20mL de la solution Sb d' ammoniac.
Le PH est egale a 5.0.
a) Sur des axes gradues en pH, placer les domaines de predominance des deux couples en presence.
C'est bon je l'ai fais.

b)En deduire les especes qui predominent a pH=5.0.
Donc d' apres les axes gradues en pH, les especes qui predominent sont: NH4+ et CH3NH2.

4) On melange un volume V' a=10mL de la solution S'a d'acide methanoique et un volume Vb=20mL de la solution S'b de methyline.
a) Determiner les quantites de matiere a des especes initialement introduites.
n'a=C'a*V'a
n'a=1.0*10^-2*10*10^-3
n'a=1*10^-4 mol

et

n'B=C'b*V'b
n'b=1.5*10^-2*20*10^-3
n'b=3*10^-4 mol

b)Ecrire l' equation bilan de la reaction qui se produit.
HCOOH(aq)+NH3(aq)----> HCOO-(aq) + NH4+(aq)
mais je ne suis pas sur pour ceci.

c) Cette reaction pouvant etre consideree comme totale , determiner les concentraions molaires des differents especes presentes a l' equilibre.
je ne suis pas arriver a resoudre cette question car je crois que mon equation est fausse.
d)En utulisant le pKa du couple CH3NH2/CH3NH3+, determiner le pH de la solution.
pKa(CH3NH2/CH3NH3+)=10.7' je cois qu' il faut resoudre une equation mais la encore il me faut l' equation de la reaction.

merci beaucoup

[lft123]

OK tout est bon.

Pour l'équation c'est une faute d'attention :

HCOOH + CH3NH2 --> HCOO- + CH3NH3+

et avec l'équation tu peux finir.

@+

[Anonyme]

re, merci pour ton aide.
j' ai essayer de faire la suite mais j' ai des petits problemes, est ce que tu pourais me donner un coup de main stp.
b)HCOOH + CH3NH2 --> HCOO- + CH3NH3+
c)concentrations des differentes especes:
[HCOO-]=[CH3NH3+] mais je sais pas comment trouver cette concentration.
et
[HCOOH]=1.0*10^-2mol/L
[CH3NH2]=1.5*10^-2 mol/L
d) je ne vois pas non plus comment determiner le pH a partir du pKa.

merci beaucoup

[lft123]

Tu as
na = 10-4 mol et Va = 10 mL

d'où Ca = 0.01 mol/L

et
nb = 3.10-4 mol et Vb = 20 mL

d'où Cb = 0.015 mol/L

Puis il faut tenir compte de la dilution

Ca = 0.01 x 10/30 = 0.003 mol/L

et Cb = 0.015 x 20/30 = 0.01 mol/L


La réaction est totale d'où [CH3NH3+] = [HCOO-] = 0.003 mol/L et [HCOOH] = 0 [CH3NH2] = 0.01-.003 =0.007 mol/L

Il ne te reste plus plus qu'à écrire l'équation du Ka ta seule inconnue sera [H3O+] et pH = -log [H3O+] et pKa = -log Ka

Bon courage !

[Anonyme]

re, merci beuacoup pour ton aide.
j'ai calculer le pH de la solution, est ce que tu pourais verifier si il est correcte stp.
On a l' equation suivante
pH= pKa+ log([A-])/[AH])
ph= 10.7+log((0.003)/(0.007))
pH=10.33.
merci beaucoup

[lft123]

Je t'en prie.


Tout à l'air correct.


Bon courage.