Les acides et les bases

Les acides et les bases

Qu’allons-nous apprendre?

1. Les propriétés des solutions acido-basique.

2. La nomenclature des acides moléculaires.

3. L’échelle de pH et les calculs de pH

4. La stœchiométrie des solutions acido-basique fortes.

5. Les réactions de neutralisation et les calculs associés.

6. Le titrage des solutions acido-basiques.

7. Les courbes de pH.

8. L’équilibre des solutions acido-basiques.

9. Le calcul de la constante d’équilibre des solutions acide.

10. Le pourcentage d’ionisation.

SOLUTION Papier de pH Papier de Papier de Indicateur jus Acide ou (5 gouttes) (numéro) tournesol bleu tournesol rouge de chou rouge base ?

A Vinaigre 1 4 7 10

B Jus de citron 2 5 8 11

C Bicarbonate de soude 3 6 9 12

DÉMARCHE

1 Obtenez 5 gouttes de solution dans chacun des puits sur une plaque à puits.

2 Testez votre solution comme indiquée.

3 Notez votre résultat dans le tableau de données.

4 Versez, rincez et ensuite rangez tout l'équipement.

ACIDES BASES

1. Sont des solutions aqueuses

2. Se neutralisent mutuellement 3. Sont corrosifs 4. Font changer la

couleur de certains indicateurs

1. Contiennent l’ion

polyatomique OH^- dans leur formule chimique 2. Ont un goût amer 3. Ont une sensation

glissante sur la peau 4. Le papier tournesol

rouge devient bleu 5. Ont un pH supérieur à 7 6. Sont des électrolytes

forts

1. Propriétés des acides et des bases

1. Contiennent l’atome hydrogène dans leur formule chimique

2. Réagissent avec certains métaux

3. Ont un goût aigre

4. Le papier tournesol bleu devient rouge

5. Ont un pH inférieur à 7 6. Peuvent être un

électrolyte fort ou faible

Les formules moléculaires des acides, des bases et des sels au lien http://www.alloprof.qc.ca/BV/pages/s1035.aspx

acides binaires

Nomenclature des acides binaires

L’acide chlorhydrique

L’acide fluorhydrique

HI (monoprotique)

L’acide cyanhydrique

L’acide sulfhydrique

acides ternaires

Nomenclature des acides ternaires

L’acide + racine de l’ion polyatomique_ique/eux (suffixe

L’acide perchlorique

(monoprotique)

HClO₃

(monoprotique) L’acide chloreux (monoprotique)

L’acide sulfurique

L’acide sulfureux (diprotique) H

Référér à la page https://www.lachimie.net/index.php?page=19#.XsKtjy_MxQI et au vidéo

méthode)

Répondez aux questions de suivi sur la nomenclature au lien

https://smailpembinatrails-my.sharepoint.com/:w:/g/personal/adeakin_pembinatrails_ca/EYso6s-eoLtFtqboY5jHGgEBG_-Kq361vbyq_1YRcHLoZQ?e=0vEqe1

Chimie 40S et avancée : Les solutions acido-basiques La nomenclature des acides moléculaires

Complétez le tableau suivant. Référez-vous au tableau des constantes d’équilibre d’ionisation des acides, Ka, au lien https://smailpembinatrails-

my.sharepoint.com/:b:/g/personal/adeakin_pembinatrails_ca/EfkBnErVZQ9MhTQYOFFPWPoB REDnkqY3aoLCIxhRuXXHQw?e=kjKhTZ.

Nom Formule Binaire/Ternaire Ka à 25°C Forte/Faible

1. Acide sulfurique T Forte

2. H2S(aq) Faible

3. Acide borique H3BO3(aq)

4. Acide cyanhydrique B/T

5. Acide iodhydrique

6. Acide nitrique très grande

7. HNO2(aq) T

8. Acide phosphorique

9. H3PO3(aq) 1,6 x 10^–2

10. HCl(aq) Forte

11. Acide perchlorique T très grande

12. HClO2(aq) 1.0 x 10^–2 Faible

13. Acide bromhydrique

14. Acide fluorhydrique HF(aq)

15. Acide acétique

16. Acide iodique 1.7 x 10^–2

17. HIO2(aq) 1 x 10^–6

18. Acide chromique 1,8 x 10^–1

19. H2CO3(aq)

20. Acide hypochloreux 4,0 x 10^–8

5 3

1 7 9 11 13

MILIEU BASIQUE MILIEU ACIDE

savon

ZONE NEUTRE

L’échelle de pH varie de 0 à 14 et communique le niveau d’acidité ou de basicité d’une solution aqueuse. Chaque unité représente un changement de concentration de H⁺(aq) d’un facteur de 10 ! Deux bonds sont équivalents à un changement de concentration d’un facteur de 100 ! Ceci veut dire que le café noir est environ 10 000 fois plus acide qu’un pain de savon !

3. L’échelle de pH-de l’équilibre à des logarithmes !

6 4

MILIEU BASIQUE

7

2 8 10 12

MILIEU ACIDE

14

0

1. K

= [H

]·[OH

] = 1 x 10

à 25°C 2. 14 = pH + pOH

3. pH = -log[H

] 4. [H

] = 10

5. pOH = -log[OH

] 6. [OH

] = 10

Rappelez-vous que l’ion d’hydronium a la formule H

O

et [H

O

] est

équivalent à [H

(aq)] !

3. Calculs avec les formules de pH

[H

(aq)]

(mol/L)

[H

O

(aq)]

(mol/L)

[OH

(aq)]

(mol/L) pH pOH

0,012

3,4 x 10

5,6 x 10

12,4

7,8

Calculez la concentration de l’ion d’hydronium, de l’ion d’hydrogène, le pH, le pOH, et la concentration d’hydroxyde pour une solution d’acide bromhydrique avec une concentration de 0,25 mol/L.

Répondez aux questions de suivi dans la section C au lien

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4. La stœchiométrie des bases forts

Calculez la concentration de l’ion d’hydronium, de l’ion d’hydrogène, le pH, le pOH, et la concentration d’hydroxyde pour une solution d’hydroxyde de baryum avec une concentration de 0,0025 mol/L.

Répondez aux questions de suivi dans la section C au lien

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LES SOLUTIONS ACIDO-BASIQUES

A. LES PROPRIÉTÉS DES SOLUTIONS ACIDO-BASIQUES 1. Une solution acide-base corrosif change la couleur du papier de tournesol.

a. Énumérez deux tests différents ainsi que leurs résultats comme preuve d’une solution acide.

b. Si la solution originale est rouge dans la présence d’une solution d’indicateur de rouge de crésol, est-elle une solution acide ou basique? Notez que l’indicateur rouge de crésol est jaune jusqu’à un pH de 7,0, ensuite un rouge plus foncé jusqu’à un pH de 8,8.

B. LA NOMENCLATURE DES ACIDES

2. Complétez le tableau suivant. Référez-vous au tableau des constantes d’équilibre d’ionisation des acides, Ka, au lien https://smailpembinatrails-

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Nom Formule Binaire/Ternaire Ka à 25°C Forte/Faible

1. Acide sulfurique T Forte

2. H2S(aq) Faible

3. Acide borique H3BO3(aq)

4. Acide cyanhydrique B/T

5. Acide iodhydrique

6. Acide nitrique très grande

7. HNO2(aq) T

8. Acide phosphorique

9. H3PO3(aq) 1,6 x 10^–2

10. HCl(aq) Forte

11. Acide perchlorique T très grande

12. HClO2(aq) 1.0 x 10^–2 Faible

13. Acide bromhydrique

14. Acide fluorhydrique HF(aq)

15. Acide acétique

Chimie 40S et avancée : L’équilibre chimique Questions verbaux

16. Acide iodique 1.7 x 10^–2

17. HIO2(aq) 1 x 10^–6

18. Acide chromique 1,8 x 10^–1

19. H2CO3(aq)

20. Acide hypochloreux 4,0 x 10^–8

C. LA STŒCHIOMÉTRIE DES SOLUTIONS ACIDE-BASE FORTES ET LES CALCULS AVEC LES ÉQUATIONS DE pH

3. Trouve la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] dans chaque solution.

a. Acide nitrique à 2,5 mol/L.

b. Hydroxyde de sodium à 1,1 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p. 389). (a. [H3O⁺(aq)] = 2,5 mol/L; [OH^–(aq)] = 4 x 10^–15 mol/L; b. [H3O⁺(aq)] = 3,1 x 10^–14 mol/L; [OH^–(aq)] = 0,32 mol/L) 4. Trouve la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] dans chaque solution.

a. Acide chlorhydrique à 0,45 mol/L.

b. Hydroxyde de sodium à 1,1 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p. 389). (a. [H3O⁺(aq)] = 2,5 mol/L; [OH^–(aq)] = 4 x 10^–15 mol/L; b. [H3O⁺(aq)] = 3,1 x 10^–14 mol/L; [OH^–(aq)] = 0,32 mol/L) 5. Trouve la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] dans chaque solution.

a. Acide bromhydrique à 0,95 mol/L.

b. Hydroxyde de calcium à 0,012 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p. 390). (a. [H3O⁺(aq)] = 2,5 mol/L; [OH^–(aq)] = 4 x 10^–15 mol/L; b. [H3O⁺(aq)] = 3,1 x 10^–14 mol/L; [OH^–(aq)] = 0,32 mol/L) 6. La [H3O⁺(aq)] dans une solution d’hydroxyde de calcium est 1,7 x 10^–14 mol/L. Quelle est la

concentration molaire du Ca(OH)2(aq) , (Mustoe et coll., 2003, p. 390)? (a. [H3O⁺(aq)] = 2,5 mol/L; [OH^–(aq)] = 4 x 10^–15 mol/L; b. [H3O⁺(aq)] = 3,1 x 10^–14 mol/L; [OH^–(aq)] = 0,32 mol/L)?

7. La [OH^–(aq)] dans une solution d’acide chlorhydrique est 5,6 x 10^–14 mol/L. Quelle est la concentration molaire du HCl(aq)?

8. Un shampoing liquide a une concentration en ions hydroxyde de 6,8 x 10^–5 mol/L à 25°C.

a. Le shampoing est-il acide, basique ou neutre?

b. Calcule la concentration en ions hydronium, [H3O⁺(aq)].

c. Quels sont le pH et le pOH du shampoing, (Mustoe et coll., 2003, p. 390)? (a. basique, b.

[H3O⁺(aq)] = 1,5 x 10^–10 mol/L, c. pH = 9,83, pOH = 4.17)

9. Si le pH de l’urine est à l’extérieur de l’échelle de valeurs normales, cela peut indiquer la présence d’un problème médical. Suppose que le pH d’un échantillon d’urine a été mesuré à 5,53 à 25°C. Calcule le pOH, la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] de l’échantillon, (Mustoe et coll., 2003, p. 392). (pOH = 8,47, [H3O⁺(aq)] = 3,0 x 10^–6 mol/L, [OH^–(aq)] = 3,4 x 10^–9 mol/L)

10. La [H3O⁺] d’un échantillon de lait est mesurée à 3,98 x 10^–7 mol/L. Le lait est-il acide, neutre ou basique? Calcule le pH et la [OH^–(aq)] de l’échantillon, (Mustoe et coll., 2003, p. 392).

(acide; pH = 6,400, [OH^–(aq)] = 2,51 x 10^–8 mol/L)

11. Un échantillon d’ammoniaque domestique a un pH de 11,9. Quels sont le pOH et la [OH^–(aq)] de l’échantillon, (Mustoe et coll., 2003, p. 392)? (pOH = 2,1; [OH^–(aq)] = 8 x 10^–3 mol/L)

12. Le phénol, C6H5OH, est utilisé comme désinfectant. Le pH d’une solution aqueuse de phénol a été mesuré à 4,72. Le phénol est-il acide, neutre ou basique? Calcule la [H3O⁺(aq)], la [OH^–

(aq)] et le pOH de la solution, (Mustoe et coll., 2003, p. 392). (acide; [H3O⁺(aq)] = 1,9 x 10^–5 mol/L, [OH^–(aq)] = 5,2 x 10^–10 mol/L; pOH = 9,28)

13. À la température normale du cops, 37°C, la valeur e la Ke pour l’eau est 2,5 x 10 – 14.

Calcule la et la à cette température. À 37°C, l’eau pure est-elle acide, neutre ou basique?

14. À la température normale du corps, 37°C, la valeur de la Ke pour l’eau est 2,5 x 10^–14. Calcule la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] à cette température. À 37°C, l’eau pure est-elle acide, neutre ou basique, (Mustoe et coll., 2003, p. 392). ([H3O⁺(aq)] = [OH^–(aq)] = 1,6 x 10^–7 mol/L; neutre)?

15. Un échantillon de bicarbonate de soude a été dissous dans l’eau et le pOH de la solution est 5,81 à 25°C. La solution est-elle acide, basique ou neutre? Calcule le pH, la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] de la solution, (Mustoe et coll., 2003, p. 393). (basique; pH = 8,19; [H3O⁺(aq)] = 6,5 x 10^–9 mol/L; [OH^–(aq)] = 1,5 x 10^–6 mol/L).

16. Une chimiste dissout un peu d’aspirine dans l’eau. La chimiste mesure ensuite le pH de la solution et trouve une valeur de 2,73 à 25°C. Quelles sont la [H3O⁺(aq)] et la [OH^–(aq)] de la solution, (Mustoe et coll., 2003, p. 393). ([H3O⁺(aq)] = 1,9 x 10^–3 mol/L; [OH^–(aq)] = 5,4 x 10^–12 mol/L)

D. LES CALCULS DES CONCENTRATIONS IONIQUES DANS LES SOLUTIONS ACIDES ET BASIQUES FORTES ET LES RÉACTIONS DE NEUTRALISATION

17. Calcule la concentration d’ions d’hydronium dans chaque solution.

a. 4,5 mol/L de HCl(aq)

b. 30,0 mL de HBr(aq) à 4,50 mol/L dilués à 100,0 mL.

c. 18,6 mL de HClO4(aq) à 2,60 mol/L ajoutés à 24,8 mL de NaOH(aq) à 1,92 mol/L.

d. 17,9 mL de HNO3(aq) à 0,175 mol/L ajoutés à 35,4 mL de Ca(OH)2(aq) à 0,0160 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p. 386). (a. [H3O⁺(aq)] = 4,5 mol/L; b. [H3O⁺(aq)] = 1,35 mol/L; c.

[H3O⁺(aq)] = 0,02 mol/L; d. [H3O⁺(aq)] = 0,0375 mol/L)

18. Calcule la concentration d’ions hydroxyde dans chaque solution.

a. 3,1 mol/L de KOH(aq)

b. 21,0 mL de KOH(aq) à 3,1 mol/L dilués à 75,0 mL.

c. 23,2 mL de HCl(aq) à 1,58 mol/L ajoutés à 18,9 mL de NaOH(aq) à 3,50 mol/L.

d. 16,5 mL de H2SO4(aq) à 1,50 mol/L ajoutés à 12,7 mL de NaOH(aq) à 5,50 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p. 386). (a. [OH^–(aq)] = 3,1 mol/L; b. [OH^–(aq)] = 0,87 mol/L; c. [OH^–(aq)] = 0,701 mol/L; d. [OH^–(aq)] = 0,697 mol/L)

19. Détermine si la réaction de chacune des aires de réactifs donne une solution acide ou une solution basique. Calcule ensuite la concentration de l’ion qui rend la solution acide ou basique. (Suppose que les volumes de la partie a) sont additifs. Suppose que les volumes de la partie b) restent les mêmes.)

a. 31,9 mL de HCl(aq) à 2,75 mol/L ajoutés à 125 mL de Mg(OH)2(aq) à 0,0500 mol/L.

b. 4,87 g mL de NaOH(s) ajoutés à 80,0 mL de HBr(aq) à 3,50 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p.

386). (a. solution acide, [H3O⁺(aq)] = 0,479 mol/L; b. solution acide, [H3O⁺(aq)] = 1,98 mol/L)

20. On ajoute 2,75 g de MgO(s) à 70,0 mL de HNO3(aq) à 2,40 mol/L pour produire de l’eau et une solution de Mg(NO3)2(aq). La solution obtenue à la suite de cette réaction est-elle acide ou

Chimie 40S et avancée : L’équilibre chimique Questions verbaux

basique? Quelle est la concentration de l’ion qui est responsable du caractère de la solution, (Mustoe et coll., 2003, p. 386)? (solution acide, [H3O⁺(aq)] = 0,46 mol/L)

E. LES COURBES DE TITRAGE ACIDE-BASE 21. Décrivez une courbe de titrage.

22. Explique la différence entre le point d’équivalence et le point de virage d’un titrage.

23. Quand tu choisis un indicateur, les valeurs de pH de ces deux points doivent-elles coïncider de façon exacte? Explique.

24. Examinez la courbe suivante et répondez aux questions.

a. La courbe représente le titrage d’un acide/base fort/faible avec un titrant acide/basique

fort/faible. Encerclez les bonnes réponses.

b. Le volume et le pH au point d’équivalence sont (___, ___).

c. Le volume à demi-équivalence est ____mL.

d. Entre le violet de métacrésol (jaune jusqu’ à un pH de 7,4, ensuite de plus en plus violet foncé jusqu’à un pH de 9) ou le rouge de méthyle (rouge jusqu’ à un pH de 4,8 ensuite de plus en plus jaune foncé jusqu’à un pH de 6,8), quel est le meilleur indicateur? Quel est le pH à

l’équivalence?

(a. acide faible avec un titrant basique fort; b. Véq = 20,00 mL, pH = 9,0; c. 𝑉é𝑞 2

= 10,00 mL; d.

violet de métacrésol; pH = 7,4)

25. 15,00 mL d’une solution d’acide iodhydrique est titré au point d’équivalence avec 25,48 mL d’une solution d’hydroxyde de lithium de 0,12 mol/L. Calculez la concentration de la

solution acide. (0,20 mol/L)

26. 25,00 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de 0,24 mol/L est titré avec une solution d’hydroxyde de sodium de 0,12 mol/L.

a. Calculez le volume à l’équivalence.

b. Calculez le pH de la solution si le point d’équivalence est dépassé de 1,00 mL. (a. Véq = 5 x 10¹ mL; b. pH = 14 – (– log (0,12 mmol/76,00 mL))=11,20)

27. Esquissez un diagramme d’une courbe de titrage où une solution basique monoprotique forte est titré avec une solution d’acide monoprotique forte. Étiquetez le point

d’équivalence ainsi que la valeur de pH.

F. L’ÉQUILIBRE DES SOLUTIONS ACIDO-BASIQUES

28. L’acide propanoïque, CH3CH2COOH, est un acide monoprotique faible utilisé pour inhiber la formation de moisissures dans le pain. Une ou un élève a préparé une solution de 0,10 mol/L d’acide propanoïque et a trouver que le pH était 2,96. Quelle est la constante de dissociation acide, Ka, de l’acide propanoïque? Calcule le degré de dissociation, (Mustoe et coll., 2003, p. 397). (1,2 x 10^–5; 1,1 %)

Courbe de titrage

Volume de titrant (mL) pH

29. L’acide méthanoïque, HCOOH, est présent dans le dard de certaines fourmis. Quel est le pH d’une solution à 0,025 mol/L d’acide méthanoïque, (Mustoe et coll., 2003, p. 398)? (x² + (1,8 x 10^–4)x – (4,5 x 10^–6) = 0; pH = 2,70)

30. Calcule le pH d’un échantillon de vinaigre qui contient de l’acide acétique à 0,83 mol/L. Quel est le degré de dissociation du vinaigre, (Mustoe et coll., 2003, p. 400)? (pH = 2,41; 0,46 %) 31. À bas dosages, les barbituriques agissent comme des sédatifs. Les barbituriques sont

fabriqués à l’aide d’acide barbiturique, un acide monoprotique faible qui a été préparé la première fois par le chimiste allemand Adolph von Baeyer en 1864. La formule de l’acide barbiturique est C4H4N2O3. Une ou un chimiste prépare une solution d’acide barbiturique à 0,10 mol/L. La ou le chimiste trouve un pH de 2,50 pour la solution. Quelle est la constante de dissociation acide de l’acide barbiturique? Quel pourcentage de ses molécules se dissocient, (Mustoe et coll., 2003, p. 400)? (1,0 x 10^–4; 3,2 %)

32. Une solution d’acide fluorhydrique a une concentration molaire de 0,0100 mol/L. Quel est le pH de cette solution, (Mustoe et coll., 2003, p. 400)? (pH = 2,65)

33. L’acide hypochloreux, HOCl, est utilisé comme agent de blanchiment et comme germicide.

Un chimiste trouve que 0,027 % des molécules de l’acide hypochloreux sont dissociées dans une solution à 0,40 mol/L de l’acide. Quelle est la valeur de la Ka de l’acide, (Mustoe et coll., 2003, p. 400)? (2,9 x 10^–8)

34. Le mot « beurre » vient du mot grec butyros. L’acide butanoïque donne au beurre rance son odeur caractéristique. Calcule le pH d’une solution à 1,0 x 10^–2 mol/L d’acide butanoïque (Ka

= 1,51 x 10^–5), (Mustoe et coll., 2003, p. 400). (pH = 3,411)

35. L’acide caproïque, C5H11COOH, est présent à l’état naturel dans les huiles de palme et de noix de coco. C’est un acide monoprotique faible, avec une Ka = 1,3 x 10^–5. Une certaine solution aqueuse d’acide caproïque montre un pH de 2,94. Quelle masse d’acide a été dissoute pour préparer 100 mL de cette solution, (Mustoe et coll., 2003, p. 400)? (1,2 g)

Un type de déplacement double entre une solution acide et une solution basique qui produit de l’eau et un sel ionique. Sélectionnez une paire d’acides et de bases à combiner dans une

réaction de neutralisation.

NOM FORMULE NOM FORMULE

1. l’acide chlorhydrique H₂S(aq) 1. l’hydroxyde de sodium NaOH(aq)

2. l’acide sulfurique H₂SO₄(aq) 2. l’hydroxyde de calcium Ca(OH)₂(aq)

3. l’acide nitrique HNO₃(aq) 3. l’hydroxyde de potassium KOH(aq)

4. l’acide chromique H₂CrO₄(aq) 4. l’hydroxyde d’ammoniaque NH₄OH(aq)

5. l’acide acétique CH₃COOH 5. l’hydroxyde de fer(III) Fe(OH)₃₍(aq)

6. l’acide phosphorique H₃PO₄(aq) 6. l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)₃(aq) 7. l’acide bromhydrique HBr(aq) 7. l’hydroxyde de magnésium Mg(OH)₂(aq)

Un type de déplacement double entre une solution acide et une solution basique qui produit de l’eau et un sel ionique. Sélectionnez une paire d’acides et de bases à combiner dans une réaction de neutralisation.

__HCl(aq) + __NaOH → __HOH(l) + __NaCl(aq)

__HClO₄(aq) + __Ca(OH)₂ → __HOH(l) + __Ca(ClO₄)₂(aq)

En général

ACIDE + BASE → EAU + SEL IONIQUE

Activité: Roulez le dé pour obtenir un nombre correspondant à une solution acide et encore une fois pour une solution basique et écrivez l’équation de neutralisation balancée. Répétez jusqu’à 8 fois.

5. Les réactions de neutralisation-suite

les solutions acides et basiques fortes

Lors d’une expérience, une élève verse 25,0 mL d’acide nitrique à 1,40 mol/L dans un bécher qui contient 15,0 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium à 2,0 mol/L.

La solution produite est-elle acide ou basique? Quelle est la concentration de l’ion qui rend la solution acide ou basique, (Mustoe et coll., 2003, p. 385)

Répondez aux questions de suivi dans la section D au lien

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5. Les calculs des concentrations ioniques dans les solutions acides et basiques fortes (suite 1)

Calcule la concentration d’ions d’hydronium dans une solution de 30,0 mL de

HBr

à 4,50 mol/L dilués à 100,0 mL, (Mustoe et coll., 2003, p. 386). ([H

O

] = 1,35 mol/L)

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kdlBuVxBitQ5tysBfqIUQCv4nqh0WUji24dlwA?e=6vYxyn

les solutions acides et basiques fortes (suite 2)

Calcule la concentration d’ions hydroxyde dans une solution de 16,5 mL de H

SO

à 1,50 mol/L ajoutés à 12,7 mL de NaOH

à 5,50 mol/L, (Mustoe et coll., 2003, p. 386). ([OH

] = 0,697 mol/L)

Répondez aux questions de suivi dans la section D au lien

https://smailpembinatrails-my.sharepoint.com/:w:/g/personal/adeakin_pembinatrails_ca/ESzPVC_t

kdlBuVxBitQ5tysBfqIUQCv4nqh0WUji24dlwA?e=6vYxyn

6. Le titrage des solutions acido-basiques

Le titrage sert à l’analyse volumétrique d’une solution dont la concentration est inconnue. Le titrage consiste à ajouter la solution de titrage (le titrant) d’une burette à un volume mesuré et fixe d’une autre solution (l’échantillon) dans un erlenmeyer jusqu’à ce qu’un phénomène visible se produise, par exemple un changement de couleur. Enquêter sur un titrage interactif au lien

https://pages.uoregon.edu/tgreenbo/acid_base.html

entonnoir

flacon erlenmeyer burette

pipette graduée poire à pipette

ballon jaugé

Calculez le pH de la solution après chaque addition de 1,00 mL de titrant jusqu’à un maximum de 12,00 mL pour l’addition de NaOH(aq) de 0,100 M à une solution de 10,00 mL d’acide chlorhydrique de 0,100 M.

1

.À 0,00 mL NaOH sauf HCl est présent, alors la

seule réaction est l’équation d’ionisation en eau

ci-dessous.

HCl(aq) + H

O(l) → H

O

(aq) + Cl

(aq)

de 0,100 M

HCl(aq) + H

O(l) → H

O

(aq) + Cl

(aq)

l’équation de neutralisation

2.B.

aprés neutralis ation

l’équation d’ionisation

3.B.

aprés neutralis ation

HCl(aq) + H

O(l) → H

O

(aq) + Cl

(aq)

HCl(aq) + NaOH(aq) → H₂O(l) + NaCl(aq)

le facteur limitatif est NaOH !

le facteur limitatif est NaOH !

7. Les courbes de pH

Calculez le pH de la solution après chaque addition de 1,00 mL de titrant jusqu’à un maximum de 12,00 mL pour l’addition de NaOH(aq) de 0,100 M à une solution de 10,00 mL d’acide chlorhydrique de 0,100 M.

1

.À 0,00 mL sauf HCl est présent, alors la

seule réaction est l’équation d’ionisation en eau

ci-dessous.

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq)

de 0,100 M

2 H

O(l) ⇌ H

O

(aq) + OH

(aq)

l’équation de neutralisation

4.B.

aprés neutralis ation 5.B.

aprés neutralis ation

NaOH(aq) → Na

(aq) + OH

(aq)

HCl(aq) + NaOH(aq) → H₂O(l) + NaCl(aq)

l’équation d’autoionisation de l’eau

ceci est le point d’équivalence !

volume stœchiométrique de titrant est ajouté pour égaliser les moles d’acide et de base.

le facteur limitatif est maintenant HCl !

7. Les courbes de pH (omis)

Créez un graphique de pH sur l’axe des y par rapport à le

volume de titrant de NaOH en mL et notez les zones suivantes:

● point d’équivalence (Bordeleau, 2008, p.751)

● le point de virage (p.751)

● le point où la solution basique est le facteur limitatif

● le point où la solution acide est le facteur limitatif

0,00 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00 8,00 9,00 10,00 11,00 12,00

Calculez le pH de la solution à les points suivants pour le titrage de 25,00 mL d’une solution d’acide hydriodique de 0,100 M avec une solution d’hydroxyde de lithium de 0.0500 M :

a) Avant l’ajout du titrant.

b) À la demie-équivalence.

c) À l’équivalence.

d) 2,00 mL après l’équivalence.

6. L’analyse par titrage-Problème TYPE 8,4

Détermine la concentration d’acide chlorhydrique dans une solution de qualité commerciale. On dissout une masse de 1,59 g de carbonate de sodium, Na

CO

(s), dans suffisamment d’eau pour obtenir 100,0 mL de solution. On titre ensuite des échantillons de 10,00 mL de cet étalon avec une autre solution obtenue en diluant par un facteur de 10 la solution initiale de HCl(aq). Les observations recueillies pendant le titrage apparaissent au tableau ci-dessous, (Bordeleau, 2008, p.329).

Essai 1 2 3 4

Mesure finale de la burette (mL) 13,30 26,00 38,80 13,40

Mesure initiale de la burette (mL) 0,20 13,30 26,00 0,60

Volume de HCl(aq) ajouté (mL)

Couleur de l’indicateur méthylorange pH 3,2 (rouge) à 4,4 (orange)

rouge orange orange orange

Les propriétés et les forces des acides et des bases

1. Complétez le tableau suivant. (5)

Propriétés des acides et des bases

Acides Bases

 Ont un goût ______________  Ont un goût ______________

 Contient ____ dans leur formule chimique  Contient ____ dans leur formule chimique

 L'indicateur bleu de bromothymol est ______________

 L'indicateur bleu de bromothymol est ______________

 Neutralise les ______________  Neutralise les ______________

 L’indicateur de phénolphtaléine est ______________

 L'indicateur de phénolphtaléine tourne ______________

2. Écrivez l'équation équilibrée de l'ionisation et l'expression de la constante d'équilibre d’ionisation pour une solution d'acide acétique dans l'eau. Expliquez dans un communiqué ce que signifie l'ampleur de cette constante. Utilisez le tableau des constantes d’équilibres d’ionisation des acides pour savoir la valeur de Ka. (3)

Les calculs de pH et la stœchiométrie

3. Complétez les calculs suivants pour une solution faite lorsque 15,4 grammes d'hydroxyde de baryum se dissout complètement en 500, mL de solution. Afficher tous les calculs et les unités pour les marques complètes. (2)

[H⁺] = __________

[H3O⁺] = __________

pH = __________

pOH = __________

[OH^-] = __________

Chimie 40S et avancée : Les solutions acido-basiques Questions de révision

Les titrages acido-basiques

4. Combien de millilitres d'hydroxyde de potassium de 0,050 M sont nécessaires pour neutraliser 10,00 ml d'acide phosphorique de 0,100 M? Affichez toutes les équations, calculs et unités pour les marques complètes. (2)

5. 0,200 M de HClO4 est titré en 15,00 ml de solution d'hydroxyde de lithium de 0,100 M.

a. Calculez le volume de HClO4 au point d'équivalence. (2)

b. Calculez le pH de la solution à chaque intervalle. Affichez les équations et les calculs pertinents, y compris les unités.

i. Avant l’ajout du titrant. (2)

ii. Au point de demie équivalence. (2)

iii. Au point d’équivalence. Afficher les calculs en utilisant l'équilibre pour l’autoionisation de l'eau et la valeur de Kw. (2)

iv. 1,00 ml après le point d’équivalence. (2)

c. Utilisez vos résultats et les données suivantes pour tracer une courbe de titration étiquetée avec le pH sur l'axe des y par rapport au volume de titrant sur l'axe des x. (2)

Inclure également les régions suivantes : Volume

(mL) pH

i. Région où l'acide est le facteur limitant. (0,5) 0 ___

ii. Région où la base est le facteur limitant. (0,5) 1 12.9 iii. Le point de virage à l'aide de l'indicateur bleu de

bromothymol (jaune jusqu'au pH 6,2 ensuite un bleu d'approfondissement jusqu'au pH 7,6) (0,5)

2 3

12.8 12,7

iv. Le point d'équivalence. (0,5) 3,75 ___

4 12.6

5 12.4

6 12.2

7 11.7

7,5 ___

8 2.4

8 ___

9 1.9

10 1.7

6. Expliquez la différence entre le point de virage et le point d'équivalence dans une titration et comment les deux sont liés. (2)

/28

le courant.

Figure 11

a) Un appareil de mesure analogique est muni d'une aiguille qui indique une quantite sur une echelle.

b) Un appareil de mesure numerique permet une lecture directe, dans les unites appropriees.

Mesure de la conductivite des solutions 1. Regle le cadran de l'appareil a l'une des valeurs les plus

elevees de l'echelle des ohms (Q) ; par exemple, R X 100 ou R X 1 K.

2. Mets les deux sondes en contact pour verifier l'etat de la pile. Si l'aiguille ne &passe pas la moitie de l'echelle du cadran, demande a ton enseignante ou a ton enseignant de la regler ou de remplacer la pile.

3. Utilise comme controle un echantillon d'eau pure, verifie-le et note le mouvement de l'aiguille.

4. Verifie la solution aqueuse et enregistre la deviation de l'aiguille selon les directives de ton enseignante ou de ton enseignant.

une position autre que « resistance ».

Mesure de la tension des piles

1. Regle le cadran a la valeur appropriee sur l'echelle des volts en courant continu (VCC), par exemple, 3 V.

2. Habituellement, le flu noir (dit negatif, ou COM) est relie l'anode, et le fil rouge, a la cathode (positive) d'une pile voltaIque.

3. Relie la sonde metallique a l'electrode de la pile. (Appuie fermement avec la pointe on utilise les fils munis de pinces de contact.)

4. Sur les appareils analogiques, Es l'echelle correspondante a la valeur determinee a l'etape 1.

5. Lorsque l'aiguille oscille vers la gauche de l'echelle on lorsque le multimetre numerique indique une valeur negative, inverse les raccordements de la pile.

Pipette

La pipette est un tube de verre expressement concu pour mesurer des volumes de liquide avec precision. Ii existe deux types de pipettes, et chacune se presente dans une variete de tailles : la pipette jaugee, (voir la ^figure 12), qui permet de transferer des volumes fixes de liquide, tels que 10,00 mL ou 25,00 mL, avec une precision de ±0,04 mL; et la pipette gracluee (voir la figure 13), qui permet de mesurer une etendue de volumes, comme le cylindre gradue. La precision d'une pipette graduee de 10 mL est de

±0,1 mL. Tu trouveras une video de la technique de pipette en te rendant sur le site www.cheneliere.ca.

CP,41

www.cheneliere.ca

-

Figure 12

Une pipette jaugee permet de delivrer un volume particulier lorsque la temperature du liquide est proche de la temperature ambiante.

tirrilirr6 rlithi itu4^,1 1211 1 fat

Figure 13

Pour utiliser une pipette graduee, tu dais savoir comment faire s'ecouler le liquide et comment arreter recoulement.

800 Annexe C

1. Rince la pipette a l'aide de petites quantites d'eau distill&

et d'un flacon laveur, puis avec une petite quantite de solution.

Une pipette propre n'a ni residus solides ni gouttelettes sur ses parois interieures. Pour laver la pipette, il est parfois necessaire de la rincer a l'ammoniaque et de la frotter avec un cure-pipe.

2. Tiens la pipette par l'extremite du haut, entre le pouce et les autres doigts, tout en laissant ton index libre.

3. Place la pipette dans la solution. La pointe doit toucher le fond, s'il y a possibilite. La pipette ne doit pas toucher les parois interieures du contenant.

4. Presse la poire dans la paume de la main. Place-la ferme- ment a l'extremite de la pipette (voir la figure 14), en gardant le pouce sur la partie superieure de la poire.

5. Rela.che la poire jusqu'a ce que le liquide &passe le trait de jauge. Cela peut se faire en plusieurs etapes : retire la poire, bloque l'extremite de la pipette avec l'index, presse la poire pour en faire sortir l'air, replace-la poire

l'extremite de la pipette, puis repete la marche a suivre.

6. Retire la poire, en bloquant la pipette avec l'index. Si tu utilises une pipette jaugee a poire (voir la figure 15), elle reste attach& a la pipette.

7. Essuie l'exterieur de la pipette avec un essuie-tout.

8. En appuyant la pointe de la pipette contre la paroi int&

rieure d'un becher vide (qui sert pour les dechets), roule doucement l'index (ou serre la valve d'une propipette) pour faire baisser le niveau de liquide dans la pipette jusqu'a ce que la base du menisque corresponde au trait de jauge (figure 16).

Pour eviter toute erreur de parallaxe, garde le menisque a la hauteur des yeux. Au besoin, ajoute du liquide dans la pipette a l'aide de la poire.

9. En tenant la pipette a la verticale, appuie la pointe de la pipette contre la paroi interieure d'un contenant propre.

Retire ton doigt (ou regle la valve) et laisse le liquide s'ecouler completement.

10. Incline la pipette a 450 par rapport au contenant, tout en la gardant appuyee contre la paroi interieure (voir la figure 17). Ne l'agite pas. La pipette est calibree pour laisser un petit volume de liquide a l'interieur de la pointe.

Ce volume a ete pris en compte lors du jaugeage et il ne faut pas l'expulser.

0

Utilise plutot une poire ou une propipette.

gure 14

3Iache la poire delicatement.

aintiens l'etancheite entre la iire et la pipette, puis exerce ie pression vers le bas avec n pouce qui est place sur le :ssus de la poire. Garder la Dette au fond du contenant lentit l'entree ou la sortie

liquide.

Figure 15

La propipette munie d'une petite valve. Cette valve sur le tube lateral, qui permet de regler recoulement d'un liquide dans la pipette.

Figure 16

Pour laisser s'ecouler lentement le liquide jusqu'a ce que son niveau dans la pipette corresponde au trait de jauge, le doigt qui bloque l'extremite de la pipette doit etre sec. Maintiens l'autre bout de la pipette au fond du contenant pour ralentir recoulement.

Figure 17

On maintient la pipette verticale et en contact avec le contenant pour la vider par gravité.

On incline ensuite la pointe quelques secondes, mais la

pipette est concue pour qu'il reste toujours un petit volume de liquide a l'interieur.

Resolution de problemes technologiques 801

solutions peut provoquer une ebullition ou un Oclaboussement. Toujours ajouter un solide ou un liquide concentre a de l'eau, jamais l'inverse.

Titrage

Le titrage sert a l'analyse volumetrique d'une solution dont la concentration est inconnue. Le titrage consiste a ajouter la solution de titrage (le titrant) d'une burette a un volume mesure et fixe d'une autre solution (1' echantillon) dans un erlenmeyer jusqu'a ce qu'un phenomene visible se produise, par exemple un changement de couleur. Tu trouveras une demonstration de cette marche suivre en te rendant sur le site www.cheneliere.ca.

www.cheneliere.ca 4110)41

1. Rince la burette avec de petites quantites d'eau distill& et d'un flacon laveur. A l'aide d'un entonnoir a burette, rince la burette avec de petites quantites de la solution de titrage (voir la figure 23). (S'il reste des gouttelettes dans la burette apres le rincage, frotte celle-ci avec une brosse burette. Si la pointe de la burette est ebrechee ou brisee, remplace-la ou remplace la burette en entier.)

Figure 23

Une burette doit etre rincee a l'eau, puis avec la solution de titrage, avant d'être utilisee.

2. A l'aide d'un entonnoir a burette, verse la solution de titrage dans la burette jusqu'a ce que celle-ci soit presque remplie. Ouvre le robinet d'arret au maximum pour retirer toute bulle d'air de la pointe et pour faire baisser le niveau du liquide jusqu'aux premieres graduations.

4. A l'aide d'une pipette, verse le volume desire d'une solution de concentration inconnue dans un erlenmeyer propre.

Insere un papier blanc sous l'erlenmeyer pour mieux deceler tout changement de couleur.

5. Ajoute un indicateur, au besoin. Ajoute la plus petite quantite necessaire (generalement une ou deux gouttes) pour provoquer un changement de couleur visible dans l'echantillon.

6. Verse d'abord rapidement la solution de la burette, puis plus lentement, goutte a goutte lorsque tu approches du point de virage (voir la figure 24). Arrete aussitOt qu'une goutte de titrant produit un changement de couleur permanent dans la solution titree, c'est-a-dire tout changement de couleur visible d'une duree superieure a 10 s apres le mélange de la solution.

7. Enregistre le volume indique par la burette, a 0,1 mL pres.

8. Au cours d'un essai, la derniere mesure de la burette devient la mesure initiale de l'essai suivant. Une analyse fiable d'une solution inconnue requiert generalement trois essais dont la precision des resultats est de -±0,2 mL.

9. Vide la burette et rince-la avec de l'eau distillee. Range la burette a l'envers, le robinet d'arret ouvert.

Figure 24

Pres du point de virage, il est tres

important de remuer lentement la solution.

804 Annexe C

a

sL

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X

VINAIG

104 0 Mtn

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Partenaire n

2 :

marque commerciale :

[NaOH] solution étalonée : mol/L indicateur :

DONNÉES MESURÉES essai1 essai2 essai3 essai4 volume de la solution de vinaigre diluée (mL) 10,00 10,00 10,00 10,00

mesure de NaOH finale de la burettte, V

(mL)

volume de NaOH initiale de la burette, V

(mL) MOYENNE

volume de NaOH titré (mL) D V = V

- V

[CH

COOH] solution de vinaigre diluée (mol/L) [CH

COOH] solution de vinaigre concentrée (mol/L)

% d'erreur [CH

COOH] in dilute sample

% CH

COOH par volume dans vinaigre *(BONI)

*les densités de toutes solutions sont 1.00 g/mL et le % d'acide acétique par volume est défini comme

commerciale par titrage acido-basique

Nom d'étudiant : Partenaire n

1 : Partenaire n

2 :

masse de KPH : g [KPH] (étalon primaire) : mol/L

indicateur :

DONNÉES MESURÉES essai1 essai2 essai3 essai4

volume de la solution de KPH (mL) 10,00 10,00 10,00 10,00

mesure de NaOH finale de la burettte, V

(mL)

volume de NaOH initiale de la burette, V

(mL) MOYENNE

volume de NaOH titré (mL) D V = V

- V

[NaOH] de la solution titrant (mol/L)

Partie I : Détermination de la concentration du titrant NaOH par titrage acido-basique

N

:

1 :

PARTENAIRE N^O

2 :

C

Exactitude

L'erreur expérimentale est inférieure à 2,5 % par rapport à la solution standard (1,5)

L'erreur expérimentale est supérieure à 2,5 % mais

inférieure à 10 % par rapport à la solution standard (1,0)

L'erreur expérimentale est supérieure à 10% par rapport à la solution standard(0.5)

Précision

Les volumes des titrants pour deux essais diffèrent les uns des autres par moins de 0,50 mL (0,5)

Aucun critère est évalué à ce niveau

Les volumes des titrants pour deux essais diffèrent les uns des autres par plus de 0,50 mL (0)

Calculs

Toutes les étapes dans le calcul de la concentration de la solution de vinaigre dilué, la concentration de la solution de vinaigre, et l'erreur expérimentale sont correctes et démontrent une séquence mathématique logique complète, y compris les unités (3)

La séquence mathématique manque des étapes ou n'est pas arrangée de manière logique, les unités manquent ou sont incorrects, mais tous les calculs sont corrects (2)

Erreurs dans un ou plusieurs des calculs présents (1), ou aucun calcul soumis (0)

Participation

L'étudiant complète toutes les parties du laboratoire de titrage qui comprennent (a) la préparation de la solution diluée à 1:10 de l'acide acétique (b) la

préparation de 3 flacons erlenmeyer contenant la solution diluée, indicateur, et l'eau; et (c) 3-4 essais de titrages avec le titrant NaOH (5)

L'étudiant termine toutes les parties du laboratoire de titrage, mais ne termine que 1 ou 2 titrages (4)

L'étudiant ne termine que partie (c) (3); ou l'étudiant ne complète que les parties (a) et (b) (2); ou l'étudiant termine une seule partie, soit (a) ou (b) (1); ou ne complète aucune partie du laboratoire (0)

/10

Réaction de dissociation: est une réaction au cours de laquelle le composé ionique se sépare dans l’eau en se décomposant en ions. Il est sous-entendu que le rendement est stœchiométrique dans ces cas.

Réaction d’ionisation: est une réaction au cours de laquelle un composé covalent polaire se sépare dans l’eau en se décomposant en ions. La constante d’équilibre doit être utilisée pour déterminer les concentrations des espèces à l’équilibre dans ces cas.

Déterminez si le produit chimique est une réaction d’ionisation ou de dissociation et écrivez l’équation équilibrée soit d’équilibre ou stœchiométrique.

NaOH (soluble), HNO

(K

=5,6 x 10

), CH

COOH (K

=1,8 x 10

), HBr (Ka=très grande), NH

(K

=1,8 x

10

)

8. L’équilibre acido-basique

Les acides et les bases faibles atteint un équilibre qui est déterminé par leur constante d’équilibre, soit, K

ou K

.

Calculez la [OH

(aq)], le pOH, le pH, la [H

O

(aq)], la [H

(aq)] et le % i d’une solution d’ammoniac, formule NH

, de 0,200 mol/L à 25°C. K

= 1,8 x 10

(omettez)

Calculez la [H

O

(aq)], la [H

(aq)], le pH, le pOH, la [OH

(aq)] et le % i d’une solution d’acide acétique (acide éthanoïque) de 0,200 mol/L à 25°C. K

= 1,8 x 10

Répondez aux questions de suivi dans la section F au lien

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À part des solutions basiques ioniques et les réactions de neutralisation, les acides polyprotiques ne génèrent qu’un ion d’hydronium à la fois dans leur réactions avec de l’eau. En réalité, chaque équation d’ionisation a son propre constante d’équilibre, K

. Tenez compte de ce fait dans vos solutions des questions verbaux. Voici quelques exemples ci-dessous.

Exemple 1.

Exemple 2.

Les acides polyprotiques-calculer la [H ₃ O ⁺ ]

L’acide phosphorique est utilisé dans les solutions servant à éliminer la rouille. Les écoles secondaires se procurent des solutions aqueuses de cet acide à des

concentrations d’environ 15 mol/L. Prédis la concentration en ions hydronium, le pH et le pourcentage de réaction d’une solution d’acide phosphorique à 10 mol/L.

Consulter le tableau des constantes d’équilibre, K

.

Calculez la constante d’ionisation, K

, d’une solution acide de 0,20 mol/L avec la formule H

X

qui a un pH de 5,00 à 25°C. Notez que l’équation d’ionisation ne génère qu’un seul ion d’hydronium.

H

X

+ H

O

⇌ H

O

+ HX

9. La constante d’équilibre d’une solution d’acide acétique

Mesurez la température et le pH d’une solution de vinaigre et ensuite calculez les données suivantes à partir de vos résultats:

1. La concentration de l’acide acétique à partir de la concentration en

pourcentage du volume de soluté/le volume de solution (% v/v). (omettez)

2. La constante d’équilibre et le pourcentage d’ionisation pour l’acide acétique au température donnée en montrant une séquence mathématique complète, logique et correcte.

Répondez aux questions de suivi dans la section F au lien

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Pourcentage d’ionisation est équivalent au pourcentage de rendement, mais l’ionisation est utilisée pour une solution acidique.

Pourcentage d’ionisation (% i) :

[H

O

(aq)] x 100%

[HA(aq)]

1. Listez deux propriétés uniques aux solutions basiques. (1)

2. Complétez le tableau suivant des propriétés des acides. (5)

Nom de l'acide Formule Binaire ou ternaire ? Ka à 25°C Fort ou faible ?

L’acide iodique 0.50

H3BO3

L’acide cyanhydrique

HSCN L’acide bromhydrique

3. Ordonnez les acides de la question précédente de l'électrolyte le plus fort au plus faible. (1)

4. Étant donné l’acide chlorique, formule chimique HClO3 :

a. écrivez l'équation d'équilibre balancée pour l'ionisation de l'acide. (1)

b. écrivez l'expression pour la constante d'ionisation de l’acide, Ka. (1)

5. Complétez le tableau suivant. (5)

pH pOH [H3O⁺(aq)]

mol/L

[H⁺(aq)]

mol/L

[OH^– (aq)]

mol/L 1.25

11.50

3,16 x 10^–2

3,16 x 10^–12

5,0 x 10^–3

6. Calculez le pH d'une solution de Mg(OH)2 étant donné que 1,17 g se dissout dans 200,00 mL de solution. (2)

7. L'acide sulfurique réagit complètement avec une solution d'hydroxyde de lithium.

a. Écrivez la réaction de neutralisation équilibrée. (1)

Chimie 40S et avancée : Les solutions acido-basiques Questions de révision Partie II

b. Calculez le volume au point d'équivalence en millilitres lors un titrage de 5,00 ml d'acide sulfurique de 0,30 M avec 0,40 M d'hydroxyde de lithium. (2)

8. Calculez le pH lors d’un titrage de 10,00 ml de NaOH de 0,100 M après l’ajout de 20,00 ml de titrant de HBr à une concentration de 0,15 M. (2)

9. Quelle solution dans la question précédente est le facteur limitant ? Expliquez brièvement. (2)

10. Consultez la courbe de titrage pour les questions suivantes.

a. Le graphique représente le titrage d'un acide/base fort/faible avec un acide/base fort/faible. (encerclez la bonne combinaison) (1)

b. Indiquez le pH et le volume à l'équivalence dans le graphique. (1)

c. Indiquez le point de virage sur le graphique avec l’indicateur bleu de bromothymol (jaune jusqu'au pH 6.2 puis progressivement plus bleu jusqu'au pH 7.6) (1)

d. Sélectionnez le meilleur indicateur entre la phénolphtaléine (incolore jusqu'au pH 8.0 puis un rose de plus en plus foncé jusqu'au pH 10.0) et le bleu de bromothymol.

Expliquez brièvement votre raisonnement.

(2)

11. Calculez les concentrations de toutes les espèces à l'équilibre ; la concentration d’hydroxyde ; [OH^-] ; le pourcentage d'ionisation ; et la valeur de Ka à 25°C pour une solution d'un acide faible de 0,25 M avec la formule HA et un pH de 5,10. (4)

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