Couple acide-base : CORRECTION

CORRECTION DES EXERCICES DU CHAPITRE n° 5
I) Combustion du magnésium
2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
m
6,075
b) On a :
niMg = Mg =
= 0,25 mol
MMg
24,3
i
D'après l'énoncé :
n O2 = 0,050 mol
c) On peut construire le tableau d'avancement :
a) On a :
équation de la réaction
état du système
avancement
état initial
0
état intermédiaire
x
2 Mg (s)
nMg (mol)
0,25
0,25 − 2.x
+
O2 (g)
→
nO2 (mol)
0,05
0,05 − x
MgO (s)
nMgO (mol)
0
2.x
d) On calcul l'avancement maximal : d'une part 0,25 − 2.x = 0 pour x(1)max = 0,125 mol et d'autre
part 0,05 − x = 0 pour x(2)max = 0,05 mol. Or 0,05 < 0,125. On en déduit :
xmax = 0,05 mol et le dioxygène O2 est le réactif limitant.
On a donc :
nfMg = 0,25 − 2.xmax = 0,15 mol
nfO2 = 0,05 − xmax ≈ 0 mol
nfMgO = 2;xmax = 0,1 mol
D'où la dernière ligne du tableau :
état final
xmax = 0,05
0,15
0
0,10
e) Quelle est la masse mMgO d'oxyde formé est :
mMgO = nfMgO.MMgO = 0,1x(24,3 + 16) = 4,03 g
II) Réaction entre les ions permanganate et les ions fer II.
a) Les ions fer (II) s'oxydent en ions fer (III) :
(Fe2+ → Fe3+ + e−) x 5
Les ions permanganate MnO4− se réduisent en ions manganèse Mn2+ :
MnO4− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O
D'où l'équation bilan en milieu acide :
MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
b) Les ions fer II sont apportés par les cristaux de sulfate de fer II, FeSO4.
La mise en solution du sulfate de fer II, se fait suivant la réaction :
FeSO4  → Fe2+ + SO42−
Pour laquelle on voit que nFe2+ = nFeSO4 = C2.V2 = 0,2x0,03 = 6,0.10−3 mol = 6,0 mmol
Les ions permanganate sont apportés par les cristaux de permanganate de potassium,
KMnO4. La mise en solution du permanganate de potassium donne :
KMnO4  → K+ + MnO4−
Pour laquelle on voit que nMnO4− = nKMnO4 = C1.V1 = 0,1x0,01 = 1,0.10−3 mol = 1,0 mmol
c) Tableau d'avancement de la réaction :
en mmol
MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+
→
Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
initial
1
6
excès
0
0
solvant
interm.
"
x
5.x
"
1−x
6 − 5.x
d) i. Si 1 − xm = 0 alors xm = 1 mmol, si 3 − 5.xm = 0 alors xm = 6/5 = 1,2 mmol
Donc
xm = 1,0 mmol
L'ion permanganate est le réactif limitant et la solution se décolore complètement.
ii. on en déduit que dans l'état final :
mmol
MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+
→
Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
final
0
1,0 mmol
"
1,0 mmol 5,0 mmol
"
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e) Le volume du mélange est V = V1 + V2 = 40 mL
−3
D'où
[Fe2+]f = 1x10 −3 = 2,5.10−2 mol.L−1
40 x10
−3
3+
[Fe ]f = 5 x10 −3 = 12,5.10−2 mol.L−1
40 x10
[MnO4−]f ≈ 0 mol.L−1
−3
[Mn2+]f = 1x10 −3 = 2,5.10−2 mol.L−1
40 x10
III) Combustion du sodium dans le dichlore.
a)
b) On a
en mmol
état initial
état intermédiaire
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
0,46
nNa = mNa =
= 20.10−3 mol = 20 mmol
MNa
23
nCl2 = V = 1 = 40.10−3 mol = 40 mmol
Vm
25
2 Na (s)
20
20 − 2.x
+
Cl2 (g) →
40
40 − x
2 NaCl (s)
0
2.x
Si 20 − 2.xm = 0 alors xm = 0,1 mmol, si 40 − xm = 0 alors xm = 0,025 mmol
Donc
xm = 0,025 mmol
Le dichlore est le réactif limitant.
c) La masse de chlorure de sodium est :
mNaCl = 2.xm.MNaCl = 2x2,5x10−5x58,5 = 2,92 mg
2x 2,5 x10 −5
d)
CNaCl = 2.x m =
= 5,0.10−5 mol.L−1
0,1
V
IV) Dosage par la méthode de Charpentier-Volhard.
a) Chlorure d’argent :
Ag+ + Cl− 
→ AgCl ↵ [1]
+
−
Thiocyanate d’argent :
Ag + SCN 
→ AgSCN ↵ [2]
0
b) La quantité de matière n Ag+ d’ions argent initialement versée dans l’erlenmeyer est :
n 0Ag+ = C.V = 1,0.10−3 mol
.
c) D’après l’équation de précipitation [2], à l’équivalence, la quantité de matière n dos
d’ions
Ag+
dosée par le thiocyanate est telle que :
.
= n 0SCN− = C0.V0 = 6,5.10−4 mol
n dos
Ag+
d) La quantité de matière d’ions argent n Ag+ disparu par précipitation avec les ions chlorure est
égale, d’après l’équation [1], à la quantité de matière d’ions chlorure n 0Cl− initialement
présente dans 2,5 g de lait en poudre :
.
= C.V − C0.V0 = 3,5.10−4 mol
n 0Cl− = n Ag+ = n 0Ag+ -- n dos
Ag+
e) i. Pour 100 g, on a : n = n 0Cl− .
ii. Soit : m = n 0Cl− .
100
= 14 mmol d’ions Cl− pour 100 g de lait en poudre.
2,5
100
. M Cl− = 497 mg d’ions chlorure pour 100 g de lait en poudre.
2,5
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