TD Acide-Base (avec réponses)
Voir aussi « 100 TD
Atomistique (avec réponses) »
Prof. Jean-Christophe Valmalette
Présentation du Diagramme de
Prédominance des espèces
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
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)
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
b) On veut préparer
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-
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
Réponse :
pH= 1,41 h=[Cl]=3,9. mol.L-1 w=2,56. mol.L-1
Exercice n°1 :
On
possède
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
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-
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.
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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
Exercice n°7 :
On
ajoute 20 mL d’une solution NaOH
de molarité 10-
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 =
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) Quel
est le pH de cette solution ?
2)
Quelle sera la variation de pH si on ajoute 10-3 mole de HCl à
3)
Quelle sera la variation de pH si on ajoute 10-3 mole de NaOH à
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
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
b)
Calculer le pH de NaF à
c)
Calculer le pH de KCl à
d)
Calculer le pH de KIO3 à
e)
Calculer le pH d'une solution aqueuse 10-
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
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
Exercice
n°6 :
Le produit de solubilité du sulfate de plomb est de 1,8.10-8
à
·
l’eau pure
·
une solution de nitrate de plomb II de molarité
·
une solution de sulfate de sodium de molarité 10-
Exercice
n°7 : effet de pH
a) Le produit de solubilité de l’hydroxyde
d’aluminium dans l’eau à
b) On dissout de l’hydroxyde d’aluminium dans une solution de soude à 10-3M, à
Exercice
n°8 : effet de pH
a) On donne la
solubilité à
b) On dissout de l’hydroxyde ferreux dans une solution de soude à 10-3M, à
Exercice
n°9 :
Soit une solution contenant
·
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 ?