Exercices 705
4. Que doit-on penser de l’affirmation suivante : si la constante d’équilibre est très faible alors
l’avancement est négligeable ?
5. On prélève 20,0 mL de la solution, que l’on dilue dans un volume total de 100 mL. Que vaut le
quotient réactionnel à l’équilibre juste avant la dilution, et juste après la dilution (avant toute
évolution chimique) ? En déduire le sens de la réaction.
6. Confirmer le résultat précédent en déterminant le taux d’avancement τ
e après la dilution.
Exercice 26.5 Réaction acide-base en solution aqueuse
Méthode (26.3)
L’acide éthanoïque réagit avec l’eau pour donner l’ion éthanoate :
CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) = CH 3 COO
– (aq) + H 3 O
+ (aq) de constante d’équilibre K 1
Le chlorure d’ammonium (NH 4 Cl) est un solide ionique soluble dans l’eau et donnant en solution
aqueuse les ions chlorure Cl
– et ammonium NH
+
4 . L’ion ammonium est un acide qui réagit avec
l’eau pour donner l’ammoniac :
NH
+
4 (aq) + H 2 O(l) = NH 3 (aq) + H 3 O
+
(aq) de constante d’équilibre K 2
Les constantes d’équilibre des deux réactions précédentes sont K 1 = 1,7 · 10
−5 et K 2 = 5,7 · 10
−10 .
On envisage la réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac :
CH 2 COOH(aq) + NH 3 (aq) = CH 3 COO
– (aq) + NH
+
4 (aq) de constante d’équilibre K 3
L’ammoniac NH 3 est un gaz à température ambiante et pression atmosphérique. Il est très soluble
dans l’eau (environ 25 mol · L
−1 ). Une solution aqueuse d’ammoniac (appelée ammoniaque) perd
progressivement ses molécules de NH 3 au contact de l’air. Il faut donc la doser pour contrôler sa
concentration. L’ammoniac étant une base, l’acide éthanoïque est un candidat pour ce dosage, mais
il faut pour cela que le taux d’avancement de la réaction soit supérieur à 99%, lorsque le réactif
titrant et le réactif titré sont apportés en proportions stœchiométriques.
1. Calculer la constante d’équilibre K 3 . La réaction envisagée est-elle thermodynamiquement favorisée ?
2. On considère un mélange stœchiométrique de NH 3 et de CH 3 COOH. Calculer le taux d’avancement à l’équilibre et conclure.
Exercice 26.6 Nitrate d’ammonium
Le nitrate d’ammonium (NH 4 NO 3 ) est un composé utilisé principalement comme engrais, mais
aussi comme explosif dans le domaine du génie civil. Il doit être manipulé avec beaucoup de
précautions, car il peut se décomposer de manière explosive selon la réaction :
NH 4 NO 3 (s) = N 2 (g) + 2 H 2 O(g) +
1
2
O 2 (g)
L’explosion d’un stock de nitrate d’ammonium peut être catastrophique, comme celle de Brest en
1947 ou de Toulouse en 2011.
Pour cette réaction, un calcul de thermodynamique permet d’obtenir le logarithme népérien de la
constante d’équilibre à 600 K : ln(K) = 86. L’explosion peut être déclenchée par une source de
chaleur qui élève la température localement au delà de 300
◦ C.
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
4. Que doit-on penser de l’affirmation suivante : si la constante d’équilibre est très faible alors
l’avancement est négligeable ?
5. On prélève 20,0 mL de la solution, que l’on dilue dans un volume total de 100 mL. Que vaut le
quotient réactionnel à l’équilibre juste avant la dilution, et juste après la dilution (avant toute
évolution chimique) ? En déduire le sens de la réaction.
6. Confirmer le résultat précédent en déterminant le taux d’avancement τ
e après la dilution.
Exercice 26.5 Réaction acide-base en solution aqueuse
Méthode (26.3)
L’acide éthanoïque réagit avec l’eau pour donner l’ion éthanoate :
CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) = CH 3 COO
– (aq) + H 3 O
+ (aq) de constante d’équilibre K 1
Le chlorure d’ammonium (NH 4 Cl) est un solide ionique soluble dans l’eau et donnant en solution
aqueuse les ions chlorure Cl
– et ammonium NH
+
4 . L’ion ammonium est un acide qui réagit avec
l’eau pour donner l’ammoniac :
NH
+
4 (aq) + H 2 O(l) = NH 3 (aq) + H 3 O
+
(aq) de constante d’équilibre K 2
Les constantes d’équilibre des deux réactions précédentes sont K 1 = 1,7 · 10
−5 et K 2 = 5,7 · 10
−10 .
On envisage la réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac :
CH 2 COOH(aq) + NH 3 (aq) = CH 3 COO
– (aq) + NH
+
4 (aq) de constante d’équilibre K 3
L’ammoniac NH 3 est un gaz à température ambiante et pression atmosphérique. Il est très soluble
dans l’eau (environ 25 mol · L
−1 ). Une solution aqueuse d’ammoniac (appelée ammoniaque) perd
progressivement ses molécules de NH 3 au contact de l’air. Il faut donc la doser pour contrôler sa
concentration. L’ammoniac étant une base, l’acide éthanoïque est un candidat pour ce dosage, mais
il faut pour cela que le taux d’avancement de la réaction soit supérieur à 99%, lorsque le réactif
titrant et le réactif titré sont apportés en proportions stœchiométriques.
1. Calculer la constante d’équilibre K 3 . La réaction envisagée est-elle thermodynamiquement favorisée ?
2. On considère un mélange stœchiométrique de NH 3 et de CH 3 COOH. Calculer le taux d’avancement à l’équilibre et conclure.
Exercice 26.6 Nitrate d’ammonium
Le nitrate d’ammonium (NH 4 NO 3 ) est un composé utilisé principalement comme engrais, mais
aussi comme explosif dans le domaine du génie civil. Il doit être manipulé avec beaucoup de
précautions, car il peut se décomposer de manière explosive selon la réaction :
NH 4 NO 3 (s) = N 2 (g) + 2 H 2 O(g) +
1
2
O 2 (g)
L’explosion d’un stock de nitrate d’ammonium peut être catastrophique, comme celle de Brest en
1947 ou de Toulouse en 2011.
Pour cette réaction, un calcul de thermodynamique permet d’obtenir le logarithme népérien de la
constante d’équilibre à 600 K : ln(K) = 86. L’explosion peut être déclenchée par une source de
chaleur qui élève la température localement au delà de 300
◦ C.
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