Détermination du pH Méthode de type I
pH doivent, si possible, être situés de part et d'autre de la valeur du pH présumée de la solution d'essai, en cas contraire, l'un d'entre eux ne doit pas différer de plus d'une unité de pH de cette valeur présumée 7 1 2 Réglage du zéro de la chaîne de mesure (pH) Opérer en suivant les indications données pour l'appareil utilisé
pH et équilibre acido-basique
Aigu Début brutal (dure généralement peu de temps) Chronique Dure longtemps (début généralement progressif) Diagramme de Davenport Point N = état normal Isobares Famille de courbes exponentielles correspondant à des P CO2 différents Isobare normal passe par N Au dessus : Acidose respiratoire En dessous : Alcalose respiratoire
Exercice 1 : I) II) l’équation stœchiométrique
1) Déterminer le pH de début de précipitation de Co(OH) 2 2) Déterminer le pH de début de précipitation de Co(OH) 3 3) Etablir la liste des couples à étudier en précisant la zone de pH correspondante 4) Etablir les expressions E-pH pour les couples faisant intervenir le cobalt aux degrés d’oxydation 0 et +II en tenant compte les
() 22 - Sélection de votre établissement
L’hydroxyde de plomb II, Pb(OH)2(s), est un hydroxyde amphotère a) Calculer le pH de début de précipitation de Pb(OH)2(s) La concentration initiale en ions Pb 2+ en solution vaut c 0=10-3 mol L-1 2 2 2 2 71 2 0 Pb 2OH Pb(OH) (s) Ks Pb OH Ks Ks OH 2,82 10 mol L Pb c pH 7,45
PC-STL
5 Calcul de la concentration molaire en ions Mg2+ restant libres à ce pH A ce pH tous les ions Mg2+ ont précipité car le pH de début de précipitation est de 11,2 pour l’hydroxyde de magnésium donc [Mg2+] libres = 0 6 Les ions calcium ne précipiteront qu'une fois tous les ions magnésium précipités au vu des
TP-cours de Chimie n°10 HYDROMETALLURGIE DU ZINC PARTIE 2)
− Pour une concentration de 0,030 mol ⋅L-1 le pH de début de précipitation de l’hydroxyde de cuivre est de 5,0 − En utilisant les calculs de la séance précédente donner la valeur du pH de début de précipitation de l’hydroxyde de zinc (II), la valeur du pH à ne pas dépasser pour précipiter seulement les ions cuivre
Précipitation et produit de solubilité
pH CHIM105B : Cours de Chimie On trace le graphe pM2+=f(pH) On peut séparer Be2+ (fin de précipitation avant celle de Pb2+), et Mg2+ (début de précipitation après la fin de précipitation de Fe2+) Be(OH) 2 02 46 8 101214 pKs-15-10-5 0 5 10 15 20 Pb(OH) 2 Mg(OH) 2 Fe(OH) 2 pM2+=3 pM2+=0 Pour imprimer : clic droit sur la page et choisir
Les acides et les bases Corrigés des exercices
Lycée Denis-de-Rougemont OS Chimie - Corrigé Acides-Bases - 3 - 4 Indiquez les équations des réactions des bases ci-dessous avec l’acide H 2O : a) HS– b) PH 2 – c) F– d) CH
TP-cours de Chimie n°9 HYDROMETALLURGIE DU ZINC PARTIE
C 2 1 Quel est le pH de début de précipitation de l’hydroxyde de cuivre II C 2 2 Quel est le pH de début de précipitation de l’hydroxyde de zi C 2 3 Quelle est la valeur du pH à ne pas dépasser pour précipiter seulement les ions Cu C 2 4 À ce pH, déterminer le pourcentage d’ions cuivre (II) qui a précipité Conclure C 2 5
MISE EN UVRE DE LA SUPPRESSION DES 3 PREMIERS ECHELONS POUR
nouveaux échelons en fin de grille, applicable début 2021 pour les PH en fin de carrière LA PRESENTATION DE LA MESURE IMPACT POUR LES PRATICIENS HOSPITALIERS NOMMES A COMPTER DE L’ENTREE EN VIGUEUR DU TEXTE Les PH prochainement nommés seront classés dans la nouvelle grille en reprenant leurs services accomplis à cette date
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CORRECTION EXERCICES DE REVISION : LES REACTIONS DE PRECIPITATION Exercice 1 (Daprès BTS BT 2000 Composé peu soluble)
1. Le produit de solubilité du bromate dargent AgBrO3 à 25°C est KS = 5,810-5.
1.1. Equation de léquilibre de solubilisation et expression produit de solubilité :
AgBrO3 = Ag+ + BrO3-
KS = [Ag+][ BrO3-]
1.2. Calcul de la solubilité de AgBrO3 dans leau pure à 25°C :
AgBrO3 = Ag+ + BrO3-E.I Excès 0 0
E.F Excès s s
1352 3 .106,7108,5 u u
LmolKs
sssBrOAgK S S La solubilité est de 7,610-3 mol.L-1 et le volume de la solution est de 1 L donc on peut dissoudre 7,610-3 mol. On a la relation : gMnmdoncM mn8,1236106,73uu u1.3. Calcul de la solubilité de AgBrO3 dans cette solution et de la masse de AgBrO3 que lon
peut dissoudre dans 1 L de cette solution : AgBrO3 = Ag+ + BrO3-E.I Excès 0 0,1
E.F Excès s s + 0,1
On a s << 0,1 donc s + 0,1 = 0,1
14 5 3 .108,51,0 108,51,0
1,0)1,0(
u u uLmolKs
sssBrOAgK S S La solubilité est de 5,810-6 mol.L-1 et le volume de la solution est de 1 L donc on peut dissoudre 5,810-6 mol. On a la relation : gMnmdoncM mn14,0236108,54uu u2. 2.1. Equation de la réaction de complexation des ions Ag + et expression de la constante de
formation :Ag+ + 2NH3 = Ag(NH3)2 +
@@@2 3 23NHAg
NHAgKF
2.2. Calcul de la constante de léquilibre prépondérant dont léquation sécrit:
AgBrO3 (s) + 2NH3 (aq) = Ag(NH3)2+ (aq) + BrO3- (aq) 3572 3 323
2 3
3231016,1108,5100,2 uuu u
SFKKNHAg
AgBrONHAg
NHBrONHAgK
2.3.Concentration AgBrO3 (s) + 2NH3 (aq) = Ag(NH3)2+ (aq) + BrO3- (aq)
Initiale Excès 0,5 mol.L-1 0 0
Excès 0,5 - 2s s s
Calcul de la solubilité s de AgBrO3 dans la solution : K est très grand (K > 103) donc la réaction est totale donc 0,5 - 2s = 0Donc s = 0,25 mol.L-1
Calcul de la masse maximale de AgBrO3 que lon peut dissoudre dans 1 L de cette solution : La solubilité est de 0,25 mol.L-1 et le volume de la solution est de 1 L donc on peut dissoudre0,25 mol. On a la relation :
gMnmdoncM mn5923625,0u u Exercice 2 (Daprès BTS BT 2010 Produit de solubilité)1. Solubilité de lhydroxyde de cuivre (II) dans leau pure à 25°C.
1.1. Equation de dissolution de lhydroxyde de cuivre (II) dans leau pure :
Cu(OH)2 = Cu2+ + 2OH-
1.2. Expression du produit de solubilité KS en fonction des concentrations molaires des
espèces présentes en solution :KS = [Cu2+][OH-]2
1.3. Expression littérale de KS en fonction de la solubilité s et calcul de sa valeur :
Cu(OH)2 = Cu2+ + 2OH-E.I Excès 0 0
E.F Excès s 2s
2+] = s et [OH-] = 2s d
donc KS = s[2s]2 = 4s3KS = 4(410-7)3 = 2,5610-19
2. pH dune solution aqueuse saturée dhydroxyde de cuivre (II).
2.1. Calcul de la concentration molaire des espèces présentes en solution :
[H3O+] = 10-pH = 10-7,9 = 1,26.10-8 mol.L-1 [OH-] = 10-14+pH = 10-6,1 = 7,94.10-7 mol.L-1 : 2ncu2+ = nOH-, donc2[Cu2+] = [OH-]
[Cu2+] = 1/2[OH-] [Cu2+] = 3,9710-7 mol.L-12.2. Calcul de la valeur du produit de solubilité de lhydroxyde de cuivre (II).
KS = [Cu2+][OH-]2
KS = 3,9710-7(7,9410-7)2
KS = 2,5010-19
Exercice 3 (Daprès BTS BT 2013 Dosage dune eau dEvian)1. Equation de la réaction de précipitation de lhydroxyde de calcium Ca(OH)2 :
Ca2+ + 2OH- = Ca(OH)2
2. Calcul du pH du début de précipitation dune solution aqueuse dion Ca2+ à la concentration
molaire c1 = 2,010-3 mol.L-1 : >@>@>@7,12108,1loglog .108,1106,5 1010.106,5102 1010
13 3 113
2 1414
3 13 3 2,5 22
22
u u u u u OHpH
LmolOHOH
LmolCaCa
KOHdoncOHCaK
SpK s S3. Equation de la réaction de précipitation de lhydroxyde de magnésium Mg(OH)2 :
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2
4. Calcul du pH du début de précipitation dune solution aqueuse dion Mg2+ à la concentration
molaire c2 = 1,010-3 mol.L-1 : >@>@>@2,11101,7loglog .101,7104,1 1010.104,1101 1010
12 3 112
3 1414
3 13 3 7,8 22
22
u u u u u OHpH
LmolOHOH
LmolMgMg
KOHdoncOHMgK
SpK s S5. Calcul de la concentration molaire en ions Mg2+ restant libres à ce pH.
A ce pH tous les ions Mg2+ ont précipité car le pH de début de précipitation est de 11,2 pour
2+]libres = 0.
6. Les ions calcium ne précipiteront qu'une fois tous les ions magnésium précipités au vu des
constantes de solubilité. Donc lorsque le pH est de 12,5 les ions Mg2+ ont tous précipité mais pas encore les
ions calcium, ils sont tous libres. Exercice 4 (Daprès BTS BIOAC 2002 Solubilité et complexe)1. 1.1 Calcul la solubilité exprimée en rnol.L-1 puis en g.L-1 du chromate dargent Ag2CrO4 dans
leau pure : Ag2CrO4 = 2Ag+ + CrO42-E.I Excès 0 0
E.F Excès 2s s
125153
12 3 32
4 2 .103,28,331108,6 .108,64
1026,1
4 4 uu u u u LgsLmolKs
sCrOAgK S S1.2 Calcul la solubilité exprimée en rnol.L-1 puis en g.L-1 du chromate dargent Ag2CrO4 dans
une solution aqueuse de chromate de sodium 2Na+ + CrO42- à 16,2 g.L-1.1.1,0162
2,16 LmolM
CCm Ag2CrO4 = 2Ag+ + CrO42-E.I Excès 0 0,1
E.F Excès
1461612 222
4 2 .1089,58,3311077,1.1077,14,0
1026,1
4,0' '1,0'4,01,0''4 uu u u !! u uLgLmolKs
scarsssCrOAgK S S2. Cette molécule est un agent complexant car elle possède un doublet libre.
3. 3.1 Equations des deux équilibres qui sétablissent dans cette solution :
Ag2CrO4 = 2Ag+ + CrO42- (1)
Ag+ + 2 NH3 = Ag(NH3)2+ (2)
3.2 Pour la réaction (2), la constante de dissociation KD étant très petite, cette réaction est
quasi-totale dans le sens de formation du complexe. Lors de la mise en solution de Ag2CrO4, les ions Ag+
formation des ions Ag+ donc la solubilité de Ag2CrO4 augmente. Exercice 5 (Daprès BTS ABM 2007 Solubilité du carbonate de zinc)1. Equation de la réaction de dissolution du précipité du carbonate de zinc :
ZnCO3 = Zn2+ + CO32- (1)
2. Calcul de la solubilité s1 du carbonate de zinc dans leau pure :
ZnCO3 = Zn2+ + CO32-E.I Excès 0 0
E.F Excès s1 s1
168,10
1 2 1 2 3 2 .1098,31010 uLmolKs
sCOZnK SpK S S3. 3.1.
la concentration donc s2 < s13.2. Calcul de la solubilité s2
ZnCO3 = Zn2+ + CO32-E.I Excès 0 0,01
E.F Excès s2 0,01 + s2
19 8,10 2 22222 3 2 .1058,101,0 10 01,0 10 01,0