B 8. 7. A B qcm2 C 6. B et C 5. A et B 4. B 3. 1. B et C 2. Ch 1 Transformation acide base Exercices p 19 qcm1

Ch 1 Transformation acide base Exercices p 19

qcm1

1.

B

^et

C

2.

B

3.

A

et

B

4.

B

^et

C

5.

C

6.

B

qcm2

7.

A

8.

B

qcm3

9.

A

10.

A

11.

B

12.

A

Ex5

1. Les couples acide-base sont entourés dans l’énoncé. Ils sont de la forme

HA/A

^-

2. Demi-équation des couples acide-base

3. a. Une espèce

amphotère

est une espèce qui peut

un acide ou une base.

b. Les deux couples acide-base formés par l’ion hydrogénosulfate

4. Caractère basique de l’ammoniac

Ex7

1. L’éthylamine est une

base

car elle

capte un proton

lors de la transformation.

2. Couples acide-base mis en jeu

3. Réaction entre l’éthylammonium et l’eau

C’est la

transformation inverse

de l’énoncé.

Ex 9

1. Concentration en quantité de matière d’ions oxonium minimum d’une eau de pluie acide.

2. Calcul du pH d’une eau de pluie

Ex 10

1. Equation de la transformation

2. Encadrement de la concentration des ions oxonium La solution étant verte alors : 𝟑, 𝟎 < 𝒑𝑯 < 𝟒, 𝟔

Donc aussi : 𝟑, 𝟎 < −𝒍𝒐𝒈(^[𝑯𝟑_𝒄^𝑶_𝒐^+]) < 𝟒, 𝟔 Soit : 𝟏𝟎^−𝟒,𝟔 < [𝑯_𝟑𝑶⁺] < 𝟏𝟎^−𝟑

𝟐, 𝟓 × 𝟏𝟎

^−𝟓

𝒎𝒐𝒍. 𝑳

^−𝟏

< [𝑯

_𝟑

𝑶

⁺

] < 𝟏𝟎

^−𝟑

𝒎𝒐𝒍. 𝑳

^−𝟏

3. Pour que la solution vire au jaune il faut que le 𝒑𝑯 < 𝟑

Il faut donc

ajouter

davantage d’

acide nitrique

à la solution.

4. a. Réaction entre les ions hydroxyde et les ions oxonium

b. Les ions sodium n’ont

pas de caractère acide ou basique

. Ils ne participent pas à une transformation acide base.

(Ils sont aussi de très forts oxydants qui ne sont quasi jamais réduits. Ils sont généralement toujours spectateurs quelques soient les transformations chimiques)

c. Si l’on continue à ajouter de l’hydroxyde de sodium à la solution le pH va augmenter au- delà de 4,6 et la

couleur

^sera

bleue

^.

Ex 12

Ex 13

1. Equation de la transformation du dioxyde de carbone avec l’eau:

2. Le pH de l’eau de mer diminue avec l’

ère industrielle

car le taux de

dioxyde de carbone augmente

dans l’atmosphère et d’après l’équation du 1. sa réaction avec l’eau

produit des ions oxonium

. Cette augmentation des ions oxonium abaisse le pH des océans.

3. Augmentation des ions oxonium

Le pH est passé de 8,15 à 8,05. Soit un ∆𝑝𝐻 = 0,10 [𝐻₃𝑂⁺]_{𝑎𝑝𝑟è𝑠}

[𝐻₃𝑂⁺]_{𝑎𝑣𝑎𝑛𝑡} = 10^{−𝑝𝐻𝑎𝑝𝑟è𝑠}

10^{−𝑝𝐻𝑎𝑣𝑎𝑛𝑡} = 10^−8,05

10^−8,15 = 10^0,10 = 1,26 Soit une

augmentation de 26%

4. Menace sur les coraux D’après l’équation :

Le

carbonate de calcium

risque d’être

consommé

. Les coraux et les coquillages ne pourront plus survivre.

On cherche à calculer le pH d’une solution d’acide chlorhydrique préconisé pour la rénovation des métaux :

Ex 15

1. Formule de l’acide lactique

2. 3. Equation de la transformation

4. D’après le tableau d’avancements :

5. Pour voir si l’avancement est total je compare cet avancement max avec l’avancement final.

D’après le tableau d’avancement l’avancement final est :

Ex 16

La masse de bâton de craie minimum doit être de :

Ex 17

1. Chiffres significatifs du pH-mètre

Le nombre de chiffres significatifs du pH-mètre semble un peu grand. Ce nombre est de 2 pour les valeurs des concentrations en ions oxonium alors qu’il est de 3 pour les

valeurs du pH-mètre. La précision du pH-mètre n’est pas cohérente avec celle donnée pour les valeurs des concentrations des ions oxonium.

2. a. Relation

b. Calcul du pH

3. L’écart entre les mesures et les valeurs calculées provient du fait que les solutions sont relativement concentrées. La

corrélation du modèle n’est pas valide

dans les solutions

trop concentrées en ions oxonium.

4. Espèces présentes dans la solution d’acide chlorhydrique

5. La transformation du chlorure d’hydrogène gazeux dans l’eau étant totale, ses produits sont donc stables.

L’ion chlorure étant la base conjuguée de HCL il sera très peu sensible à la présence d’une autre base. Il est très stable en solution aqueuse donc, généralement, spectateur.

6. La relation est toujours valable en solution très diluée mais

on ne peut plus

négliger les ions oxonium

qui proviennent de l’

autoprotolyse de l’eau

.

Ex 18

1. Lors des réactions d’

oxydoréduction

il y a des

échanges d’électrons

alors que lors des réactions

acide-base

il y a des

échanges de protons

^.

2. Espèces présentes dans la solution d’acide chlorhydrique

3. pH de la solution S1

4. La solution

S

2 étant

moins concentrée

, le

pH

devrait

augmenter

lors de son ajout.

5. Calcul du pH du mélange

L’hypothèse est bien vérifiée.

6. a. Réaction d’oxydoréduction avec le fer

b. Lors de cette transformation les

ions oxonium

^sont

consommés

^{. Le}

pH va

donc

augmenter

^.

Ex 19

1. Espèces présentes dans la solution d’acide chlorhydrique

2. a. Formule et schéma de Lewis de l’ammoniac

b. Le

site donneur

d’électron de l’ammoniac lui donne un

caractère basique

.

Couple acide/base :

c. Equation de l’hydrolyse de l’urée

d. Réaction entre l’ammoniac et l’ion oxonium

3. En libérant de

l’ammoniac

autour d’elle, la bactérie

consomme les ions

oxonium

et permet au pH de remonter dans son voisinage.

Elle se protège

ainsi de

l’attaque acide des sucs gastriques

de l’estomac.

4. L’

uréase ne peut pas agir seule

car dans l’estomac (à

pH=2

) elle n’a

aucune

activité

d’après le document B.

Ex ECE

1. Protocole de dilution

Lors d’une dilution des quantités de matière du soluté sont identique dans la solution fille est dans le prélèvement de la solution mère :

Il faut donc prélever 5,0 mL de la solution mère à l’aide d’une pipette jaugée.

Transférer dans une fiole jaugée de 50 mL.

Compléter jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée.

Boucher et agiter pour homogénéiser la solution.

2. Protocole pour abaisser le pH de la solution S de 7,0 à 5,0.

Pour abaisser son pH à 5,0, il faut donc ajouter de l’acide pour augmenter la quantité d’ions oxonium. Le volume d’acide de la solution SA est de :

On pourra aussi

suivre l’évolution avec un pH-mètre

lors de l’addition de SA.

3. Si le pH obtenu est de 5,1 les sources d’erreurs peuvent être :

- Une

mauvaise lecture

ou un

mauvais étalonnage du pH-mètre

. - Une

mauvaise lecture

^du

volume

^d’acide.

- Il manque un peu d’

acide

qui serait

resté sur les parois

de la verrerie.

Ex ORAL

Evaluation 1

Le

bicarbonate de sodium

est une

base

(voir

couple acide-base

) qui va

pouvoir

réagir avec

l’excès d’

acide

de l’estomac. Le

pH

du milieu

stomacal

^{va donc}

remonter

. Le

bicarbonate

peut donc être qualifié d’

antiacide

.

Evaluation 2

L’

hydroxyde de sodium

est une

base

qui va

réagir

fortement

avec les acides

industriels rejetés dans les eaux. Le

pH

de ces eaux

va

pouvoir être

remonté

^au

voisinage de

pH = 7

. Leurs

effets sur l’environnement

peuvent donc être très

atténués

^.