Correction Séance n 3 Semaine du 28/02/2010

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1 FACULTE de PHARMACIE TUTORAT UE spé BCM Chimie physique Correction Séance n 3 Semaine du 28/02/2010 Solubilité, Equilibres acido-basique et Redox - Dr. Josiane Nurit Séance préparée par Stéphanie Bonutti, Agathe Chadelas, François Issartel, Lucas Torreilles (ATP), Alexandre Leboucher, Nicolas Setbon (ATM²) QCM n 1 : b, c, d, e a) FAUX BaCO 3 Ba CO 3 s s b) VRAI pk s = - log K s = 8,7 K s = 10-8,7 Or K s = [Ba 2+ ] [CO3 2- ] = s 2 c) VRAI s = K s = 10-8,7 = 4, mol.l -1 d) VRAI M = 197, 5 g.mol -1 soit s = 4, x 197, (mg) = 8,82 mg.l -1 e) VRAI K s varie avec la température d après la relation de Vant Hoff QCM N 2 : a, b, e a) VRAI Mg (OH ) 2 Mg OH - s 2s b) VRAI K s = [Mg 2+ ] x [OH - ] 2 = s x (2s) 2 = 4 s 3 [OH - ] = 2 s c) FAUX d) FAUX s = 3 (Ks / 4) = 1, mol.l -1 s = 1, x 58 = 0,00957 g.l -1 e) VRAI ph = -log [H 3 O + ] K e = [H 3 O + ] [OH - ] [H 3 O + ] = K e / [OH - ] Avec : [OH - ] = 2s = 2 x 3 (K s /4) Donc ph = - log ( K e / [OH - ] ) = - log K e + log (2 x 3 Ks /4 ) = 14 + log 2 x 3 1, /4 = 10,52 Ou peut aussi calculer directement : ph = 14 + log [OH - ] QCM N 3 : a, c, e a) VRAI b) Faux : libérer c) VRAI Le ph d une solution est donné par : ph = - log a(h 3 O + ) Tutorat UE spé Bases chimiques du médicament Séance n 3 1 / 5

2 Or a = [H 3 O + ] /C 0 = [H 3 O + ] /1 ph = - log [H 3 O + ] Avec [H 3 O + ] max = 1 mol.l -1 ph = -log 1 = 0 ph = 7 + ½ pk a + ½ log C e) VRAI Inversement = [H 3 O + ] = 10 -ph acide ascorbique = acide faible ph = ½ pka ½ log C 0 c = 1/ 176 = 0,00568 mol dans 100 ml = 0,0568 mol.l -1 donc ph = ½ x 4,2 ½ log 0,0568 = 2,72 QCM n 4 : a, e a) Vrai b) Faux. H 2 SO 4 est un diacide fort. Une mole de diacide libère 2 moles d ions H +. Donc [H 3 O + ] = 2 x [H 2 SO 4 ] et ph = -log (2C) Rappel : Solution acide faible Solution acide fort Solution base faible Solution base forte ph = ½ pk a ½ log C ph = -log C ph = 7 + ½ pk a + ½ log C ph = 14 + log C C = concentration molaire initiale du composé étudié. Attention aux dibases et diacides! c) Faux. ph = pk a + log [Base]/[Acide]. K e = produit ionique de l eau = à 25 C. Il change avec la température (Loi de Van t Hoff). e) Vrai. C est le cas de l eau : H 2 O / OH - H 3 O + / H 2 O QCM N 5: a, c a) VRAI Calculé par ph = ½ pk a ½ log C 0 = ½ x 4,75 ½ x log 0,1 = 2,875 b) Faux A la ½ équivalence : ph = pk a = 4,75 c) VRAI A l équivalence on est en présence d un sel d acide faible et de base forte, c est une base faible Le vol équivalent = 20 ml V 1 = 20 ml V = 30 ml ph = 7 + ½ pk a + ½ log [A - ] [A - ] = (C 2 V eq ) / (V 1 + V eq ) = (0,1 x 20) / ( ) = 0,05 mol.l -1 ph = 7 + ½ x 4,75 + ½ log 0,05 = 8,72 On est en présence d un sel d acide faible et de base forte : c est une base faible e) Faux En fin de dosage, on est en présence de la base forte ph = 14 + log [HO - ] [HO - ] = (C 2 V C 1 V 1 ) / (V 1 + V) = (0,1 x 30 0,1 x 20 ) / 50 = 0,02 ph = 14 + log 0,02 = 12,30 QCM n 6 : a,d,e a) Vrai. Le ph est celui d une solution de base faible, soit ph= 7 + ½ pka + ½ log C Tutorat UE spé Bases chimiques du médicament Séance n 3 2 / 5

3 Calcul de C = [NH 3 ] ini Au point équivalent, on peut écrire C a.v a = C b.v b (car on met en jeu un monoacide et une monobase) Soit 10 x 0,5 = C x 10 et on obtient C = 0,5 mol.l -1 Par application numérique, on trouve ph = 11,47 b) Vrai. Au point équivalent, l acide a entièrement neutralisé la base. Ils sont apportés en quantité égales (Item mal tourné). c) Faux. Au point équivalent, le ph est celui d une solution du sel formé, soit de NH 4 Cl [NH 4 Cl] = n NH4Cl / V tot n NH4Cl = n HCl mis en jeu = (0,5 x 10) / 10 3 = moles V tot = = 20 ml = L [NH 4 Cl] = 0,25 mol.l -1 NH 4 Cl est un sel issu de la réaction d une base faible et d un acide fort, il se comporte comme un acide faible, donc ph = ½ pk a ½ log C = 4,92 e) Vrai, ph solution tampon = pka log ([sel] / [base]) ph = pk a [sel] = [ base ] solution tampon idéale. QCM N 7 : On notera x à chaque fois le NO de l atome considéré. 1) Nombre d oxydation de chaque atome d hydrogène : + I 0 = 4 (+I) + 1 (x) puisque la molécule est neutre. x = - IV 2) Nombre d oxydation de chaque atome d hydrogène : + I Nombre d oxydation de l atome d oxygène : - II 0 = 1 (-II) + 2 (+I) + 1 (x) puisque la molécule est neutre. x = 0 3) Nombre d oxydation de chaque atome d oxygène : -II -1 = 2 (-II) + 1 (x) puisque la molécule est chargée -1. x = + II 4) Nombre d oxydation de chaque atome d oxygène : -I car péroxyde!! 5) Nombre d oxydation de chaque atome d oxygène : -II -1 = 3 (-II) + 1 (x) puisque la molécule est chargée -1. x = + V 6) Nombre d oxydation de chaque atome d hydrogène : + I Nombre d oxydation de chaque atome d oxygène : -II 0 = 4 (-II) + 2 (+1) + 1 (x) puisque la molécule est neutre. x = + VI QCM N 8 : Demi-réactions : 2 Ag + + 2e - 2 Ag (s) Zn e - Zn (s) Réaction globale : 2 Ag + + Zn Zn Ag La polarité de la pile est connue, il suffit de vérifier quel est le couple ayant le potentiel d oxydation le plus grand. Sans surprise, il s agit de Ag + /Ag, qui est donc le couple oxydant :, E 0 (Ag + /Ag) > E 0 (Zn 2+ /Zn) E = E 0 + 0,06/n log [ox]/[red] Couple Ag + /Ag, E = E 0 + 0,06/n log [Ag + ]² = + 0,8 + 0,06/2 x log [0,1]² = + 0,74 Couple Zn 2+ /Zn, E = E 0 + 0,06/n log [Zn 2+ ] = -0,76 + 0,03 x log [0,1] = - 0, Tutorat UE spé Bases chimiques du médicament Séance n 3 3 / 5

4 Pôle (-) (oxydation) e - courant V SO 4 2- Pôle (+) (réduction) Solution Zn SO 4 + Lame de Zn (s) Zn (s) Zn e - Solution Ag 2 SO 4 + Lame de Ag (s) 2 Ag + + 2e - 2 Ag (s) a) VRAI : Ag + est l oxydant (accepteur d électron), ce qui signifie bien que les électrons sont transférés de l électrode de zinc vers l électrode d argent. En électricité, les électrons se déplaçant du pôle (-) vers le pôle (+), on a : - Pôle (-) : Electrode de zinc - Pôle (+) : Electrode d argent b) VRAI : Rôles du pont salin -> assurer la fermeture du circuit et l électroneutralité de la solution. En l occurrence, au niveau de l électrode d argent on a la demi-réaction Ag + Ag + e - Les électrons étant exportés, on se retrouve avec un problème évident d électroneutralité, qui est résolu grâce au transport d ions sulfate vers l électrode d argent (pôle -). c) FAUX : 2 moles d électrons. d) FAUX : Force électromotrice : ΔE = E ox E red = 0,74 + 0,79 = + 1,53 e) VRAI : K c = exp(-δg /RT) Il faut déterminer ΔG ΔG = - n x F x ΔE = - 2 x x (+ 1,56) = - 301, J K c = exp(-δg /RT) = 6, QCM N 9 : a Pour déterminer le potentiel standard du couple Fe 2+ /Fe (noté E 1 ) connaissant ceux des couples Fe 3+ /Fe 2+ (noté E 2 ) et Fe 3+ /Fe (noté E 3 ), il ne faut pas utiliser la relation intuitive E 1 = E 3 E 2. En effet, les potentiels redox ne sont pas des grandeurs additives. On préfèrera calculer les ΔG correspondants, puisque l enthalpie libre est quant à elle une fonction d état. On a ΔG 1 = ΔG 3 ΔG 2 (en réalisant un diagramme de Latimer) = (- 3 x F x E 3 ) ( - 1 x F x E 1 ) = (-3 x x -0,04) (-1 x x 0,77) = 85, J E 1 = ΔG 1 / (-2 x F) = - 0,445 QCM 10 : f a) Faux DO du carbone dans CO 2 : + IV b) Faux DO du carbone dans CO : + II c) Faux DO de C : 0 d) et e) Faux Tutorat UE spé Bases chimiques du médicament Séance n 3 4 / 5

5 CO + 2 ē + 2 H + C + H 2 O G 1 CO ē + 2 H + CO + H 2 O G 2 CO ē + 4 H + C + 2 H 2 O G 3 G 3 = G 1 + G 2 avec G = - nfe E 3 = n 1 E 1 + n 2 E 2 n 3 = (2 0,517) + (2 (-0,104)) 4 = 0,2065 V QCM N 11 : e Pour HClO 2 : ΔG = - n x E = - 3 x 1,66 = -4,98 ev (A placer sur le graphique au point d abscisse NO = 3) -ΔG (ev) ClO 4 - (+ 9,74) 8 ClO 3 - (+ 7,34) HClO (1,63) NO -I Cl 2 +I +II +III +IV +V +VI +VII Cl - (-1,36) a) FAUX E 0 (Cl 2 /Cl - ) = +1,36 V > E 0 (H + /H 2 ) : Cl et H 2 sont tous les 2 réducteurs. On peut dire que : Cl 2 oxyde H 2 b) FAUX E 0 (HClO 2 /Cl 2 ) = +4,98 V > E 0 (H + /H 2 ) HClO 2 oxyde H 2 c) FAUX Utiliser (ΔY/ΔX) Avec ΔY = 6,34 ev ΔX = 4 ΔY/ΔX + 1,59 V d) FAUX : Réaction de dismutation plutôt : cf. diagramme plus haut e) VRAI : (mais ne concerne que les espèces oxygénées) Tutorat UE spé Bases chimiques du médicament Séance n 3 5 / 5

K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide

K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide La constante d autoprotolyse de l eau, K W, est égale au produit de K a par K b pour un couple acide/base donné : En passant en échelle logarithmique, on voit donc que la somme du pk a et du pk b d un

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