T.D. ACIDES - BASES N°1 (~1h30)
Concepts à maîtriser à l’issue de ce chapitre : autoprotolyse de
l’eau, molécule polaire, solvatation, hydratation, ion hydronium aqueux, ion
hydroxyde aqueux, acide, base, théorie d’Arrhénius, théorie de Bronsted,
théorie de Lewis, théorie de Lux Flood, couple acide/base conjugués, constante
d’acidité, pKa, force d’un acide, force d’une base, acide fort, base forte,
acide faible, base faible, notations h et w
Exercice n°0 :
Calculer la concentration C en ions
chlorures d'une solution obtenue par mélange de deux solutions : 90,0 cm3
de NaCl 0,750 M et 75,0 cm3 de CaCl2 0,60 M (MCl
= 35,5 g.mol-1).
Réponse : C=33,89 g.L-1
ou C=0,945 mol.L-1
Exercice n°1 :
Calculer la masse (en g) de substance
dissoute dans 1L de solution de concentration 1 mol.L-1, puis 0,05
mol.L-1 pour les différents acides et bases suivants : HCl, H2SO4,
KOH, CaO, H2N-(CH2)2-NH2.
Exercice n°2 :
Calculer en mol.L-1 la
concentration des solutions :
a)
4,0 g de NaOH dissous dans 350 mL d'eau.
b)
150 mL de NH3 à 2,0 mol.L-1 dilués à 500mL.
c)
100 mL de H2SO4 à 0,03 mol.L-1 mélangés à 100
mL de H2SO4 à 0,08 mol.L-1.
Réponse : a) C=0,286 mol.L-1 b) C=0, 6 mol.L-1 c) C=0,055 mol.L-1
Exercice n°3 :
a) Quelle quantité d'acide sulfurique
H2SO4, de densité 1,84, pur à 96% (en masse) faut-il
utiliser pour préparer 1,0 L d'une solution de H2SO4 à
0,02 mol.L-1 ?
b) On veut préparer 1 L de NH3
à 0,02 mol.L-1 à partir de NH3 concentré d = 0,92, à 20%
en masse en NH3. Quelle masse de solution et quel volume (en mL) doit-on
prévoir ?
Réponse : a) m=2,04 g soit
V=1,11 mL b)
m=1,7 g soit V=1,85 mL
Exercice n°4 :
A partir des acides et des bases cités
ci-après, écrire l'équilibre correspondant à chaque couple acide/base conjugués
et indiquer le nom de l’acide et de la base.
Exemple : pour l’acide H3C-CO2H
: H3C-CO2H + H2O H3C-CO + H
Acides : H3C-CO2H
; H3PO4 ; H2PO ; HCN ; NH ; H2S ; HS- ; HCO ; C6H5-CO2H ;
C6H5-OH ; HNO3.
Bases :
HCO ; HPO ; H2BO ; BO ; ClO ; NH ; NH ; HSO ; CO ; H2O ; OH ; HS; SO ; F ; Ba(OH)2 ; KOH.
Exercice n°5 :
Les réactions suivantes sont toutes
des réactions acido-basiques. Reconnaître les deux couples acide / base et
indiquer à quelle théorie ils se rattachent.
a) FeCl2(aq) + NaOH(aq)
Fe(OH)2(s)
+ NaCl(aq)
b) NH4Cl(aq) + (NaOH)(aq)
NH3(aq)
+ H2O(l) + NaCl(aq)
c) CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2(s)
d) NaOCl(aq) + H2O(l)
HClO(aq)
+ (NaOH)(aq)
e) AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) +
HNO3(aq)
Exercice n°6 :
Dans quel sens évoluent
préférentiellement les systèmes suivants :
a) NH + H2O
NH3 + OH- pKaNH/NH > 14 et pKaH2O/OH- = 14
b) HS- + H3O+ H2S + H2O pKaH2S/HS- = 7,04 et pKaH3O+/H2O
= 0
c) HS- + NH3 S2- + NH pKaHS-/S2-
= 11,96 et pKaNH/NH3 = 9,25
d) C6H5OH
+ OH- C6H5O- + H2O pKaC6H5OH/C6H5O- =
9,89
T.D. ACIDES - BASES N°2 : Acides forts et
faibles (~1h30)
QCM :
Choisir
pour chaque affirmation la réponse qui vous semble exacte et justifier
brièvement.
1. Il reste du HCl moléculaire
dans une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration C0.
a) vrai b)
faux c) cela dépend de C0
2. La molarité des ions H+
dans une solution d’acide fort est égale à la concentration initiale C0
de la solution.
a) vrai b)
faux c) cela dépend de C0
3. La molarité des ions H+
dans une solution d’acide fort de concentration C0=10-2 M
est égale à C0.
a) rigoureusement vrai b) vrai en première approximation c) faux
4. Un acide faible est
totalement dissocié en solution aqueuse.
a) vrai b)
faux c) Cela dépend du pKa d) Vrai en première approximation lorsqu’il
est très dilué
5. Le taux de dissociation d’un
acide faible augmente avec le pH de sa solution.
a) vrai b)
faux c) cela dépend du pKa
Exercice n°0 :
On possède une solution d'acide
chlorhydrique de concentration 0,15 M et de volume V = 120 mL. On prélève 35 mL
de cette solution que l'on ajoute à 100 mL d'eau. Calculer la molarité de
toutes les espèces en solution et le pH de la nouvelle solution.
Réponse : pH= 1,41 h=[Cl]=3,9. mol.L-1 w=2,56. mol.L-1
Exercice
n°1 :
On possède 12 L d'acide cyanhydrique de molarité 0,3 M. On
prélève 8 mL de cette solution à laquelle on rajoute 12 mL d'eau. Calculer la
concentration de toutes les espèces en solution et le pH de la nouvelle
solution. (pKaHCN/CN- = 9,31)
Réponse : pH= 5,11 h=7,67. mol.L-1»[CN]= w=1,30. mol.L-1
Exercice n°2 :
On donne :HNO3 + H2O
H3O + NO pKa =
-1,4.
a)
Est-ce un acide fort ou faible ?
b)
Calculer les pH des solutions de HNO3 à 10-2, 2,5.10-4,
10-8 mol.L-1.
c)
Même question pour KOH (base forte).
Exercice n°3 :
Soient
deux solutions d'acide éthanoïque CH3COOH (noté AcOH) de
concentrations respectives 0,20 et 1,0 x 10-5 mol.L-1.
(pKaAcOH/
AcO- = 4,75). Calculer :
a) le pH de chaque solution,
b) la molarité de toutes les espèces
dissoutes,
c) le taux de dissociation a (interpréter)
Exercice n°4 :
Calculer la concentration initiale en
mol.L-1 des solutions :
a)
HCl de pH = 3,9
b)
CH3COOH de pH = 4,3
Réponse : a) C0 =
10M b) C0
= 1,91.10M
Exercice n°5 :
Calculer la constante d'acidité et le
pKa d'un monoacide faible dans une solution aqueuse 0,10 M ; pH = 3,6.
Réponse : Ka= 6,31.10 et pKa=6,2
Exercice n°6 :
Trois solutions aqueuses ont même pH.
A
contient 0,03 mol.L-1 de CH3CHCl-CO2H (acide2-
chloropropanoique)
B
contient 0,6 mol.L-1 de ClCH2CH2CO2H
(acide3-chloropropanoique)
C
contient 0,007 mol.L-1 de HCl.
a) Quel est le pH commun à A, B et C ?
b) Calculer le taux de dissociation a pour chaque acide
c) Calculer Ka et pKa pour A et B.
T.D. ACIDES - BASES
N°3 : Bases fortes et faibles puis mélanges de deux acides ou deux bases (~3h)
Exercice n°1 :
Calculer la concentration initiale en
mol.L-1 des solutions :
a)
NaOH de pH = 11,8
b)
aniline de pH = 9,1 C6H5NH2
c)
NH3 de pH = 10,8
Réponse : a) C0 =
6,3. mol.L-1 a) C0 = 0,4 mol.L-1 c) C0 =2,57. mol.L-1
Exercice n°2 :
Calculer la constante d'acidité et le
pKa d'une monobase en solution aqueuse de concentration 2.10-2 M et
de
pH = 10,5.
Réponse : a) pKa = 8,7
Exercice n°3 :
On prépare 100 cm3 d'une
solution aqueuse de soude 10-4 mol.L-1. Quelle masse de
soude doit-on peser et quel est le pH de cette solution ? (Na =
23,0 ; O = 16,0 ; H = 1,0)
On dispose d'une solution
aqueuse de NH3 de pH identique à celui calculé précédemment. Quelle
est la molarité de cette solution ? Calculer la concentration en mol.L-1
des espèces en solution. Comparer les solution des deux bases.
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Exercice n°4 :
a)
Donner
l’expression de la molarité h1 des ions H dans une solution relativement concentrée d’HCl de
concentration C1°.
b)
Donner
l’expression de la molarité h2 des ions H dans une solution relativement diluée (mais suffisamment
acide pour pouvoir négliger les ions hydroxyde) d’un acide faible HA de
constante d’acidité Ka et de concentration C2°.
c)
On
mélange un volume identique des deux solutions précédentes. Donner l’expression
de la molarité h des ions H dans ce mélange (on notera C1 et C2
les concentrations totales des deux acides HCl et HA après dilution).
d)
AN :
pour C2°= 5. mol.L-1 et Ka = remplir le tableau
suivant et tracer les courbes h1+h2=f( log C1°)
et h= f(log C1°).
C1° (mol.L-1) |
h1
(mol.L-1) |
h2
(mol.L-1) |
h
(mol.L-1) |
h1
+ h2 (mol.L-1) |
h/(
h1 + h2) |
10-1 |
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|
10-2 |
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10-3 |
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10-4 |
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5.10-5 |
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e)
La
molarité des H dans le mélange des deux acides est-elle la somme des
molarités des deux solutions initiales ? Auriez-vous pu prévoir qualitativement
le résultat ?
Exercice n°5 :
Répondez qualitativement à cette
question en justifiant à l’aide de la loi d’action de masse :
L’ajout d’un acide fort à une solution relativement
concentrée d’acide faible fait-il évoluer le taux de dissociation de l’acide
faible ? Si oui dans quel sens ? Pouvez-vous prévoir l’évolution du
pH de la solution ?
Exercice n°6 :
On mélange 20 mL de HCl à 0,02 M avec 100 mL d'acide
acétique à 0,1 M. Calculer le pH du mélange.
Exercice n°7 :
On ajoute 20 mL d’une solution
NaOH de molarité 10-2 M à 100 mL d’une solution NH3 de pH
= 11. Calculer la valeur du pH du mélange et le rapport [NH3]/[NH]. L'addition de la base forte en solution fait-elle
régresser la "dissociation" de la base faible ? Est-ce toujours
vrai ?
T.D. ACIDES - BASES N°4 :
Dosages de mono acides ou monobases (~3h)
Exercice n°1 :
Remplir le tableau ci-dessous relatif
au dosage d'un acide fort par une base forte de molarité telle que la variation
de volume puisse être négligée.
HCl |
départ |
neutralisé à |
||||||
v=100mL c= 0,01M |
|
10 % |
30 % |
50 % |
80 % |
90 % |
99 % |
100 % |
NaOH
c=0,2M v=(mL) |
|
|
|
|
|
|
|
|
[H3O+] |
|
|
|
|
|
|
|
|
pH |
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|
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Tracer sur une feuille de papier
millimétré la courbe représentant la variation du pH en fonction du volume de
soude versés.
Exercice n°2 :
Remplir le tableau ci-dessous relatif
au dosage d'une solution d'acide acétique par de la soude.
CH3COOH |
départ |
neutralisé à |
||||||
v=100mL c= 0,02M |
|
10 % |
30 % |
50 % |
80 % |
90 % |
99 % |
100 % |
NaOH
c=0,2M v=(mL) |
|
|
|
|
|
|
|
|
[H3O+] |
|
|
|
|
|
|
|
|
pH |
|
|
|
|
|
|
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|
Reporter ces résultats sur la courbe
de dosage d'un acide fort par une base forte et comparer l'allure des courbes.
Exercice n°3 :
Le dosage par volumétrie de 10 cm3
(VB) d'une solution aqueuse de base alkylamine R-NH2, de
concentration CB inconnue, par une solution aqueuse HCl (CA)
de pH égal à 2,3 conduit à une courbe expérimentale de neutralisation
pH = f(VHCl) ou pH = f(VA), représentée ci-contre.
1) Commenter la position du
point O sur la courbe. Calculer la concentration CB en mol.L-1.
2) De la forme de la courbe,
déduire la force de la base (forte ou faible).
3) Pour chacun des points M,
N, O, et P :
a) Ecrire l'équation de la réaction prépondérante
déterminant le pH de la solution.
b) Donner la relation permettant le calcul du pH de la
solution en justifiant brièvement les approximations utilisées.
c) Calculer le pH de la solution en N, O et P seulement.
d) Calculer la concentration en mol.L-1 de
l'espèce R-NH2.
T.D. ACIDES - BASES N°5 : Polyacides (~1h30)
Exercice n°1 :
Calculer a) le pH d'une solution aqueuse M/10 de dioxyde de
soufre puis b) celui d'une solution M/10 d'acide phosphorique.
Réponse : a) pH = 1,57 b) pH = 1,63
Exercice n°2 :
Calculer le pH de H2SO4 à 0,05M en
tenant compte :
a) uniquement de la première
acidité
b) de la première acidité
(totale) et de la deuxième (partielle).
c) Calculer l’erreur sur la
molarité des ions H+ aqueux, puis celle sur le pH si on se place dans
l’hypothèse du a).
Exercice n°3 :
a) Calculer la molarité d'une solution aqueuse d'acide sulfurique
de pH égal à 2,78.
b) Calculer le taux de dissociation a = [A 2- ] / a0 (2ème fonction acide), commenter
ce résultat.
c) Calculer le pH d'une solution aqueuse de sulfate de
sodium M/10.
Exercice n°4 :
On dose de l'acide phosphorique (a0 = 0,1
M, V = 50 mL) par de la soude à b0 = 0,3 M. Tracer la courbe de pH
en fonction de la concentration effective b de soude, puis du volume VB
de soude versé.
T.D.
ACIDES - BASES N°6 : Solutions Tampons et Hydrogénosels (~1h30)
Exercice n°1 :
On a préparé une solution A en
dissolvant 0,020 mole d'acide propanoïque et 0,015 mole de propanoate de sodium
dans une quantité suffisante d'eau pour faire 1 litre de solution.
1) Quel est le pH de cette solution ?
2) Quelle sera la variation de pH si
on ajoute 10-3 mole de HCl à 1 litre de la solution (A) ?
3) Quelle sera la variation de pH si
on ajoute 10-3 mole de NaOH à 1 litre de solution (A) ?
4) Soit le pouvoir tampon défini
par :
b =
db/d(pH) = 2,3. a. x (1-x) où a
est la concentration totale en acide
b
la concentration totale en base
x=b/a
Démontrer
la relation ci-dessus. Puis démontrer que le pouvoir tampon est maximal pour
x=0,5.
Quel
est le pouvoir tampon de la solution A ?
5) Quel serait le pH si on ajoutait
2.10-3 mole de NaOH à 100 cm3 de la solution (A) ?
Justifier les approximations utilisées. (On donne Ka du couple C2H5CO2H/C2H5CO
= 1,34.10-5)
Exercice n°2 :
a) comment préparer une solution
tampon acide méthanoique / méthanoate de sodium ?
b) Calculer b pour cette solution préparée en mélangeant dans 1 L
d'eau 1 mole de HCO2H et 1 mole de NaHCO2.
Réponse : a) 3
possibilités : -mélange mole
pour mole d’acide méthanoïque et de
méthanoate de sodium
-dosage
jusqu’à la demi équivalence d’une solution d’acide méthanoïque par de la soude
-dosage
jusqu’à la demi équivalence d’une solution de méthanoate de sodium par HCl
b) b=1,15
Exercice n°3 :
Quels sont les équilibres
acido-basiques qui s'établissent de façon dominante dans les solutions aqueuses
de chacun des composés suivants : Iodure de potassium, nitrite de sodium,
nitrate d'ammonium.
Ces solutions sont-elles "a
priori" neutres, acides ou basiques ? On admet que les sels en solution
aqueuse sont entièrement dissociés en ions.
Exercice n°4 :
a) Calculer le pH de NH4Cl
à 0,1 M et à 10-4 M. Pouvait-on utiliser les formules approchées ?
Si oui, il faut les démontrer avant.
b) Calculer le pH de NaF à 0,1 M et
0,01 M. Calculer les concentrations des espèces dissoutes.
c) Calculer le pH de KCl à 0,1 M.
d) Calculer le pH de KIO3 à
0,1 M.
e) Calculer le pH d'une solution
aqueuse 10-2 M de nitrite d'ammonium puis d'une solution 10-2
M de NaH2PO4.
T.D.
ACIDES - BASES N°7 : Equilibres Hétérogènes et Produits de Solubilité
(~3h)
Exercice n°1 :
Quelle est la solubilité s (en g.L-1) du
sulfate de calcium dans l’eau à 25°C ?
Exercice n°2 :
La concentration des ions baryum dans une solution
aqueuse saturée en fluorure de baryum est de 7,6.10-3 mol.L-1.
Quelle est la concentration en ions fluorure de cette solution ? Quel est
le produit de solubilité du fluorure de baryum à 25°C ?
Exercice n°3 :
Calculer la solubilité s du fluorure de calcium dans
l’eau à 25°C (en mol.L-1). On donne Ks= 3,95.10-11
à 25°C.
Exercice n°4 :
Une solution saturée
d’iodate de lanthane (La(IO)3)3 dissous dans l’eau a une
concentration en ions iodate égale à 2,07.10-3 mol. L-1 à25°C.
Quelle est la concentration en ions lanthane (cation) ? Quel est le
produit de solubilité de l’iodate de lanthane à 25°C ?
Exercice n°5 :
La
solubilité s du chromate d’argent (Ag2CrO4) dans l’eau à
25°C est égale à 0,024 g.L-1. Quel est le produit de solubilité de
ce sel.
Exercice n°6 :
Le
produit de solubilité du sulfate de plomb est de 1,8.10-8 à 25°C.
Calculer la solubilité du sulfate de plomb dans :
·
l’eau pure
·
une solution de nitrate de plomb II de molarité 0,1 M
·
une solution de sulfate de sodium de molarité 10-3 M.
Exercice n°7 : effet de pH
a)
Le produit de solubilité
de l’hydroxyde d’aluminium dans l’eau à
25°C est 3,7.10-15. Calculer la solubilité de Al(OH)3 à
25°C (en mol.L-1 et en g.L-1). Quel est le pH de la
solution saturée ?
b)
On dissout de l’hydroxyde
d’aluminium dans une solution de soude à 10-3M, à 25°C. Prévoir sans calcul si la solubilité de Al(OH)3
sera supérieure ou inférieure à celle dans l’eau pure. Calculer ensuite la
nouvelle solubilité.
Exercice n°8 : effet de pH
a)
On donne la solubilité à 18°C de
l’hydroxyde ferreux dans l’eau pure : 1,5.10-3g.L-1.
Calculer le produit de solubilité à 18°C et le pH de la solution saturée.
b)
On dissout de l’hydroxyde ferreux
dans une solution de soude à 10-3M,
à 25°C. Prévoir sans calcul si la solubilité de Fe(OH)2 sera
supérieure ou inférieure à celle dans l’eau pure. Calculer ensuite la nouvelle
solubilité.
Exercice n°9 :
Soit
une solution contenant 0,1 M de NaCl et de K2CrO4. On
ajoute du nitrate d’argent. On donne :
·
Chlorure d’argent :
Ks1=1,6.10-10
·
Chromate d’argent :
Ks2=1,8.10-12
·
NaCl et K2CrO4
sont très solubles dans l’eau.
a)
Quel sel d’argent précipitera en premier ?
b)
Quelle sera la concentration de l’anion correspondant à ce premier
précipité lorsque le second sel commencera à précipiter ?