Chimie équilibres acido

 A remettre Jeudi 3 mars 2015 Chimie équilibres acido-­‐basique dm option PSI N°4 Exercice 1 : les acides et les bases en cuisine
Une réaction très commune en cuisine implique la formation de dioxyde de carbone, CO2, utilisé par exemple pour faire lever le pain et les gâteaux. Une des façons de produire du CO2 consiste à faire réagir l’hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 avec l’acide lactique, présents dans les produits laitiers, comme les yaourts. 1) Ecrire l’équation de la réaction entre l’acide lactique CH3CH(OH)CO2H(aq) et l’ion hydrogénocarbonate HCO3-­‐(aq) produisant du dioxyde de carbone gazeux. Si les ingrédients ne contiennent pas eux-­‐mêmes de l’acide, on utilise une levure chimique. La levure chimique contient un mélange de dihydrogénophosphate de sodium NaH2PO4 et l’hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3. Solides, ces deux espèces ne réagissent pas ensemble mais dans l’eau, ils libèrent H2PO4-­‐ et H2CO3 qui échangent un proton. Quand la solution devient saturée en H2CO3, le gaz CO2 s’échappe de la solution. 2) Ecrire l’équation de la réaction et calculer sa constante d’équilibre à partir des données. Données : Constantes d’acidité KA à 25°C. On donne les pKA à 25°C : H3PO4 : pKA1 = 2,1 pKA2 = 7,2 et pKA3 = 12,3 H2CO3 : pKA1 = 6,4 pKA2 = 10,3 Exercice 2 : composition d’une eau minérale
On s’intéresse tout d’abord aux différentes formes du dioxyde de carbone dissous dans l’eau : CO2(aq) (dioxyde de carbone dissous), HCO3-­‐ (ion hydrogénocarbonate) et CO32-­‐ (ion carbonate). 3) Représenter le diagramme de prédominance de ces trois espèces. On relève sur l’étiquette d’une eau minérale les informations suivantes : « calcium: 555 mg/L ; magnésium:110 mg/L ; sodium: 14 mg/L; sulfates:1479 mg/L; hydrogénocarbonates :403 mg/L; nitrates :3,9 mg/L; pH = 7,0 » On peut s’étonner de ce que l’étiquette ne mentionne pas la quantité d’ions CO32-­‐ : pour répondre à cette interrogation, calculer la concentration d’ions CO32-­‐ dans cette eau, puis la masse correspondante, en milligrammes par litre : conclure. Dans une eau de pH neutre ou faiblement basique, on peut envisager la réaction : ⎯⎯
→ CO32-­‐ + CO2(aq) 2 HCO3-­‐ ←⎯
⎯
4) Commenter le comportement de l’ion hydrogénocarbonate dans cette réaction. Comment appelle-­‐t-­‐on les corps qui se comportent ainsi ? Calculer la constante d’équilibre de cette réaction. Données à 25°C : Produit ionique de l’eau : Ke = 10-­‐14 pKA des couples acido-­‐basiques : CO2(aq) / HCO3-­‐ : pKA1 = 6 HCO3-­‐ / CO32-­‐ : pKA2 = 10 masses molaires en g.mol-­‐1 : O : 16 H : 1 C : 12 Exercice
3:
préparation
d’hydrogénocarbonate de sodium
d’une
solution
pH d’une solution d’hydrogénocarbonate de sodium On prépare 250,0 mL d’une solution S1 en dissolvant 2,50 x 10-­‐3 mol d’hydrogénocarbonate de sodium. 5) Calculer la concentration initiale de la solution d’ hydrogénocarbonate HCO3-­‐. 6) Rechercher la réaction prépondérante en justifiant votre démarche. Calculer la valeur de sa constante d’équilibre. 7) Recenser toutes les autres réactions et calculer leur constante d’équilibre. 8) En ne prenant en compte que la seule réaction prépondérante, et à l’aide d’un paramétrage explicite, établir la formule permettant de calculer le pH de la solution S1 et calculer ce pH de la solution S1. Vérification des approximations : utilisation d’un diagramme logarithmique des concentrations. On considère une solution contenant du dioxyde de carbone, des ions hydrogénocarbonate et des ions carbonate. La concentration totale de ces trois espèces est C = 1,00 x 10-­‐2 mol.L-­‐1. Le diagramme logarithmique des concentrations montre comment varie le logarithme de la concentration d’espèces acido-­‐basiques présentes dans cette solution en fonction du pH de la solution. 9) Attribuer, en justifiant la réponse, chacune des courbes de ce diagramme à l’espèce correspondante choisie parmi les suivantes : H3O+, OH-­‐, CO2, HCO3-­‐ et CO32-­‐. 10)Comment peut-­‐on déterminer graphiquement le pH de la solution S1 à partir de ce diagramme ? 11)Quelle valeur obtient-­‐on ?