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

 

 

 

 

 

10-2

 

 

 

 

 

10-3

 

 

 

 

 

10-4

 

 

 

 

 

5.10-5

 

 

 

 

 

 

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

 

 

 

 

 

 

 

 

          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

 

 

 

 

 

 

 

 

          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)         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 ?