Les calculs urinaires sont constitués d'oxalate de calcium, CaC2O4 2) Quel volume minimal d'eau pure faut-il utiliser pour dissoudre un calcul urinaire de 1,1
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Université du Maine - UFR Sciences et Techniques Année Universitaire 2013/2014 Equilibres Chimiques en Solution (132EN005) Seconde session - Mardi 24 Juin 2014 1/3 Equilibres chimiques en solution - seconde session On confondra les notions d'activité et de concentration pour les espèces solubles ( ]X[c]X[)X(a0X=g==). On rappelle que l'activité d'un corps condensé pur (seul dans sa phase) est égale à 1.
Produit ionique de l'eau :
+ = = - -143Ke H O . OH 10 à 25°C.I - pH d"un mélange d"acide et de base faibles
On prépare une solution de volume v = 500 mL obtenue en dissolvant 5,0.10-2 mol d'acide formique
(HCO2H) et 5,0.10-2 mol d'ammoniac (NH3).
1) Calculer les concentrations initiales en acide formique et en ammoniac.
[ ] [ ]13 2 ii inNH HCO H c 0,10mol.Lv
2) Tracer les diagrammes de prédominance des couples HCO2H/ HCO2- et NH4+/NH3.
3,75HCO H
2HCO2-pH
9,2NH4+NH3pH
3) Ecrire l'équation de la réaction qui se produit. Calculer sa constante d'équilibre. Conclure.
3 2 4 2
4 2 3 23 2 3 3
12 2 4 5,45 1 2NH HCO H NH HCO
NH HCOKNH HCO H
H O HCO H O NHOr Ka et KaHCO HNH
KaDonc K 10Ka
Cette réaction peut être considérée comme totale (totalement déplacée vers la droite).
4) Etablir un bilan en concentration et déterminer les concentrations des espèces participant à la réaction.
3 2 4 2
i i i i i 2 4 2i 2 3 2 2 4 1i 3 24 2 iNH HCO H NH HCO
c initiales: c c c à l"équilibre : c cOn néglige devant c .
NH HCO
cKNH HCO H c NH HCO H 1,88.10 mol.L (approximation vérifiée)KNH HCO c 0,10 mol.L
e e -e -e e = =e = = e = = 15) En déduire la valeur du pH de la solution.
On peut le calculer à partir de Ka1, Ka2 ou du produit de ces deux constantes. 3 2 1 2 1 2 7 1 3 2H O HCOKaHCO H
Ka HCO H
H O 3,35.10 mol.LHCO
pH 6,475 Université du Maine - UFR Sciences et Techniques Année Universitaire 2013/2014 Equilibres Chimiques en Solution (132EN005) Seconde session - Mardi 24 Juin 2014 2/3Données :
o pKa (HCO2H/HCO2-) = pKa1= 3,75 ; pKa (NH4+/NH3) = pKa2 = 9,2.II - Solubilité des calculs urinaires
Les calculs urinaires sont constitués d'oxalate de calcium, CaC2O4. L'oxalate de calcium est un solide ionique
peu soluble dans l'eau.1) Calculer la solubilité molaire et la solubilité massique de CaC
2O4. 2 4 2 22 4 2 4
2 2 2 2 4 5 1 s 1 CaC O 3 1CaC O (s) Ca C O
s sKs Ca . C O s
s K 5,01.10 mol.LM 128,096 g.mol
s 6,42.10 g.L2) Quel volume minimal d'eau pure faut-il utiliser pour dissoudre un calcul urinaire de 1,1 g ?
On peut dissoudre au maximum 6,42.10-3 g de CaC2O4 par litre d'eau. Pour dissoudre 1,1 g de calcul
urinaire, il faut utiliser un volume minimal de3 11,1 g171,3 L6,42.10 g.L- -=.
3) L'eau utilisée contient en réalité du chlorure de calcium à la concentration de 10-4 mol.L-1. Quel est, dans
ce cas, le volume minimal d'eau nécessaire pour dissoudre le même calcul urinaire de 1,1 g ? 2 22 4 2 4
4CaC O (s) Ca C O
10 s" s"
La présence des ions Ca2+ dans l'eau utilisée a pour effet de déplacer l'équilibre vers la gauche et diminue
donc la solubilité. 2 22 4 2 4
4 2 2 4 2 4 2 4 5 13 1CaC O (s) Ca C O
10 s" s"
Ks Ca . C O (10 s").s"
s" 10 s" Ks 0 s" 2,08.10 mol.L s" 2,66.10 g.LPour dissoudre 1,1 g de calcul urinaire, il faut alors utiliser un volume minimal de 3 11,1 g413,0 L2,66.10 g.L- -=
Données :
o Produit de solubilité de l'oxalate de calcium : Ks = 10-8,6. o Masses molaires (g.mol -1): Ca : 40,078 ; C : 12,011 ; O : 15,999.III - Pile et formation de complexe
On considère la pile schématisée par :
Pt │ Fe
3+ (c), Fe2+ (c) ││ Fe3+ (c), Fe2+ (c) │Pt
v1 v2
avec c = 0,010 mol.L -1 et v1 = v2 = 50,0 mL.On ajoute n = 5.10
-3 mol de fluorure de sodium dans le compartiment de cette pile. Il se forme l'ion complexe tétrafluoroferrate (III) [FeF4]-. La force électromotrice mesurée DE est alors égale 0,66 V.
1) Comment varie la concentration en ions Fe
3+ dans le compartiment ? Comment varie le potentiel de la
demi-pile ? Quelle est la polarité de la pile ainsi réalisée ? Université du Maine - UFR Sciences et Techniques Année Universitaire 2013/2014 Equilibres Chimiques en Solution (132EN005) Seconde session - Mardi 24 Juin 2014 3/3 Il se produit la réaction de complexation suivante : [ ]34Fe 4F FeF
¬+. La concentration en ions Fe3+ diminue
donc dans le compartiment . Le potentiel E1 de la demi-pile ,
3 012FeE E 0,0592logFe+
diminue. Les deux potentiels E1 et E2 (compartiment ) étaient égaux (à E0) avant l'ajout de fluorure de sodium dans le
compartiment . Puisque E1 diminue, E2 est donc supérieur à E1 après l'ajout de fluorure de sodium dans le
compartiment . L'électrode constitue donc la borne positive et l'électrode la borne négative de la pile ainsi
réalisée.2) Exprimer DE en fonction de la concentration en ions Fe3+ dans le compartiment . En déduire la valeur
de cette concentration puis celle en ions [FeF4]- et en ions F-. Enfin, déterminer la constante de formation globale
de l'ion complexe [FeF 4]-. 33300 211
2 122 21
3 1 E
314 10,0592
1 3 4 4 4 43Fe Fe FeE E E E 0,0592.log E 0,0592.log 0,0592.logcFe Fe Fe
Elogc 0,0592
Fe c.10 7,10.10 mol.L
Fe 4F FeF
FeFFe F+++
-D+ - D = - = + - - = -
-D = b = [ ]3 4 0 0 3 11F 0 1 164Fe c donc FeF c
F c 4c avec c la concentration initiale en F
n introduit5.10c 0,1mol.L donc F 0,06 mol.Lv 0,05
1,08.10
b =≪3) Déterminer le potentiel standard du couple [FeF4]-/Fe2+ et conclure.
3 2 3 0 2 2 4 4 0 3 3 423 4 4 4quotesdbs_dbs29.pdfusesText_35