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Corrigé 2018 :

Détails: Catégorie : Acide-base

2.1.1 Exploitation des données

$[OH^-]=10^{pH-14}=10^{11,4-14}=2,51.10^{-3}\leg\;cb$ la solution d’éthanamine contient moins d’ions OH- qu’une solution de monobase forte de même concentration : les données prouvent que l’éthanamine est une base faible

2.1.2 Equation-bilan de la réaction avec l’eau :

$C_2H_5NH_2+h_2\;+\;H_2O\;\leftrigntarrow C_2H_5NH_3^+\;+\;OH^-$

2.1.3 Inventaire des espèces : $H_3O^+; OH^-;C_2H_5NH_3^+$ et $C_2H_5NH_2+h_2$ les molécules d’eau sont ultramajoritaires

Déterminations des concentrations molaires :

$[H_3O^+]=10^{-pH}=10^{-11,4}=3,98.10^{-12}mol.L^{-1}$

$[OH^-]=10^{-pH-14}=10^{-11,4-14}=2,51.10^{-3}mol.L^{-1}$

L’équation d’électroneutralité $\Rightarrow [C_2H_5NH_3^+]=[OH^-]=2,51.10^{-3}mol.L^{-1}$

L’équation de conservation de la matière $\Rightarrow [C_2H_5NH_2]=C_b-[C_2H_5NH_3^+]=9,99.10^{-3}mol.L^{-1}$

Déduction du pKa :

$pK_a=pH-log\left[\frac{[C_2H_5NH_2]}{[C_2H_5NH_3^+]}\right]=\;11,4-log\frac{9,99.10^{-3}}{2,51.10^{-3}}=10,8$ .

2.2.1 Schéma du dispositif du dosage :

2.2.2 Equation-bilan de la réaction support du dosage :

$C_2H_5NH_2\;+\;H_30^+\right C_2H_5NH_3^+\; +H_2O$ .

2.2.3 Courbe pH = f(Va) : voir ci-dessus

2.2.4 Le point équivalent peut être obtenu par la méthode des tangentes parallèles :

$E(V_{aE}=33\,mL\;et\;pH_E=6,3$ .

2.2.5 Equivalence : $C_bV^\prime_b\;=\;C_aV_{aE}\Rightarrow C_b=\frac{C_aV_{aE}}{V^\prime_b}\;=\;\frac{0,02\times33}{50}=1,32.10^{-2}mol.L^{-1}$

Aux erreurs de mesures près la valeur de la concentration molaire déduite de cette expérience est sensiblement égale à celle donnée en 2.1.

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