camcam09 Posted February 3, 2021 Posted February 3, 2021 Et bonjour pour le Qcm 10 je sais pas trop comment effectuer la B, et après au niveau de CDE je sais pas nn plus comment faire, je fais de la peu près mais du coup je sais pas si mes démarches sont justes est ce que quelqu'un pourrait m'expliquer comment faire ? On peut le dire je nage un peu dans la choucroute https://zupimages.net/viewer.php?id=21/05/yzmg.png Réponses ACDE Quote
Solution Yposcrate Posted February 3, 2021 Solution Posted February 3, 2021 Et bonjouur camcam, je vais tenter de t'aider à éviter la nage dans la choucroute (c'est bcp plus sympa de la manger) Tout d'abord, l'énoncé du qcm 10 pose problème car tu l'as surement remarquée, la masse molaire M est exprimé en g et non en g/mol. (erreur lors de la recopie de l'énoncé surement) Ma démarche lors de la lecture du qcm consiste à noter les valeurs essentielles. Je fais souvent trois colonnes qui regroupe l'ensemble des infos pour les calculs. (et comme c'est souvent les mêmes qui sont données ça permet de me rassurer et d'aller plus vite ) Colonne 1 : Colonne 2 : Colonne 3 Volume V en L Masse molaire M g/mol pka et/ou pH concentration massique m en g/L (parfois c'est la masse en g qui est donnée) A. On est en présence d'un diacide faible comme indiqué dans l'énoncé. Pour déterminer le pH, on utilise la formule : pH = 1/2pKa1 - 1/2 log (C) ( avec C en mol/L noté aussi m parfois qui correspond à la concentration molaire du diacide faible ) Le Pka1 est connu mais pas C. On le calcule en faisant : C = concentration massique/ Masse molaire = m / M = 1/100 = 1.10-2 mol/L (toujours vérifier avec le calcul des unités pour voir si la formule est correct) Donc : pH = 1/2pKa1 - 1/2 log (C) = 1/2 x 6 - 1/2 x log (1.10-2) = 3 + 1 = 4 La A est bien VRAIE si tu avais trouvé ça. B. On cherche ici le coefficient de dissociation α. dOn va utiliser dans la plupart des cas la relation pH = -log[H3O+]= -log(C x α) d'où [H3O+] = Cxα - Ainsi, on aurait pour un acide fort, totalement dissocié, avec α égale à 1. On a donc pH = pH = -log[H3O+]= -log(C) (c'est à dire l'acidité est du directement à la concentration en acide) - Pour un acide faible, α n'est pas égale à 1. On doit donc utiliser la formule complète : [H3O+] = Cxα D'où α = [H3O+] / C = 10-pH / C = 10-4 / 10-2 = 10-2 soit 0,01 donc la réponse B est FAUSSE. C. La manière la plus simple et la plus claire pour procéder selon moi est de tracer un tableau d'équivalence très rapidement. On a donc avec le diacide (AH2), la soude ajoutée HO- ; la formation de la base AH- et d'H2O AH2 + HO- = AH- + H2O A t=0. n0. = CxV n = 1.10-2 x 25.10-3 n = 0 On s'en fout n0. = 1.10-2 x 5.10-2 n = 25.10-5 mol n0. = 5.10-4 mol A tfinal. nf = 5.10-4- 25.10-5 nf = 0 nf = 25.10-5 mol = 25.10-5 mol Donc on voit bien ici qu'on est à la situation de demi-équivalence car la quantité d'acide AH2 consommé est égale à celle de la base AH- formée, ainsi on a pH = pKa1 = 6 VRAIE D. Le seul élément qui change dans l'énoncé est la molarité de la soude. AH2 + HO- = AH- + H2O A t=0. n0. = CxV n = 2.10-2 x 25.10-3 n = 0 On s'en fout n0. = 1.10-2 x 5.10-2 n = 50.10-5 mol n0. = 5.10-4 mol A tfinal. nf = 5.10-4- 5.10-4 nf = 0 nf = 50.10-5 mol = 0 mol Donc, on est dans le cas d'un ampholyte ici, la forme AH- est prépondérante. On utilise la relation : pH = 1/2 pKa1 +1/2 pKa2 = 3+4,5 = 7,5. Donc VRAIE E. Je ne sais pas trop comment te l'expliquer mais ici on est dans un cas particulier du diacide faible. En effet, lorsque tu fais le calcul de la n(HO-), tu trouves 75.10-5 mol. On a ainsi x = nombre de mole de la base HO- / nombre de mole de l'acide AH2 consommé = 75/50 = 3/2. C'est comme le cas particulier où x = 1/2 comme on l'a vu à l'item C Sauf que ici, pH = pKa2 = 9 Donc VRAIE En espérant t'avoir aidée n'hésites pas si tu as des questions. Bon courage ! SeverusRogue and camcam09 2 Quote
Rebeccathéter Posted February 4, 2021 Posted February 4, 2021 coucou @Yposcrate, B. Est-ce qu'on pouvait aussi utiliser cette formule? d'après le cours, on a : α = √Ka/C0 donc α = √10-6/10-2 = 0,01 (la racine carrée est pour les 2 termes de la division au cas où) donc la B est fausse J'aurais dit que ta formule est correcte pour des acides forts : si j'avais voulu l'intégrer au calcul de pH, j'aurais plutôt utilisé cette formule : pH = 1/2pKa1 - 1/2 log (C) Pourquoi peut-on utiliser pH = -log[H3O+]= -log(C x α)? D. Si on avait été dans le cas d'un monoacide faible, le pH aurait été neutre = 7? E. Est-ce qu'on peut dire qu'il y a demi-neutralisation de la seconde acidité? Ta correction est géniale Quote
camcam09 Posted February 4, 2021 Author Posted February 4, 2021 @Yposcrate Merciii pour ta réponse très clair, tu m'as donné un grand coup de fourchette ( pour la choucroute ) Quote
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