INTRODUCTION AUX ACIDES ET BASES

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Abdelkrim Salem EXERCICE N°1 : (Rappels 3 ème)

Pour chacune des réactions suivantes, dire s’il s’agit d’une réaction acide-base ; dans l’affirmative, préciser l’acide et la base de Brønsted évoqués :

1.

HF + NH

₃ 

NH + F

₄⁺ ^- 2.

CH + 2 O

₄ ₂ 

CO + 2 H O

₂ ₂

3.

CH CO H + H O

₃ ₂ ₂

H O + CH CO

₃ ⁺ ₃ ₂^- 4.

HNO + OH

₃ ^- 

NO + H O

₃^- ₂

5.

HSO + OH

₄^- ^- 

SO

₄^2-

+ H O

₂

6.

CH CO + H O

₃ ₂^- ₂

CH CO H + OH

₃ ₂ ^- 7.

4 HC + O

₂ 

2 H O + 2 C

₂ ₂

1.L’ion anilinium

C H NH

₆ ₅ ₃⁺est un acide selon Bronsted.

a) Ecrire la demi-équation correspondante.

b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui peut avoir lieu entre cet acide et l’ion hydroxyde OH^- . 2. L’ion phénolate

C H O

₆ ₅ ^- est une base selon Bronsted.

a) Ecrire la demi-équation correspondante.

b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui peut avoir lieu entre cette base et l’acide éthanoïque

CH CO H

₃ ₂ ^.

N.B : toutes les solutions sont considérées à 25°C où [H3O⁺] [OH^-] = 10^-14 1- Qu’appelle-t-on base forte ?

2- On prépare une solution d’hydroxyde de sodium NaOH ( base forte) en faisant dissoudre une masse m de NaOH dans l’eau pure de façon à obtenir 2L de solution S.

a- Ecrire l’équation de la dissolution du solide dans l’eau.

b- Quelles sont les entités chimiques présentes dans la solution ?

c- comment peut-on mettre en évidence expérimentalement le caractère basique de la solution.

d- A l’aide d’un pH-mètre on mesure le pH de la solution, on trouve pH = 11

Calculer la concentration molaire de toutes les entités chimiques présentes en solution.

e- Quelle est la concentration molaire C de la solution. Calculer alors m.

On donne : M(Na) =23 g mol-1 ; M(O) =16 g mol-1 ; M(H) = 1g mol-1

3- A partir de la solution précédente, on veut obtenir un litre d’une solution S’ d’hydroxyde de sodium de pH = 10 et de concentration C’.Calculer la concentration molaire C’ de la solution S’.

La diméthylamine (CH3)2NH est une base de Bronsted. On dissout dans l'eau une masse m de

diméthylamine on obtient une solution S1 de concentration molaire C1 = 0.4 mol.l^-1 et de volume V1= 250 mL.

l. a. Définir une base de Bronsted.

b. Donner l'acide conjugué de la diméthylamine.

c. Ecrire l'équation de la réaction de dissociation de la diméthylamine dans l'eau sachant qu'elle est limitée.

Déduire les deux couples acide base qui interviennent.

d. Déterminer la masse m de diméthylamine dissoute pour préparer la solution S1

I]

II]

EXERCICE N°2: (Rappels 3 ème)

EXERCICE N°3 : (Rappels 3 ème)

2. A la solution S1 on ajoute un excès d'une solution S2 de chlorure d'hydrogène (H30⁺+Cl^-), il se produit la réaction chimique d'équation : H30⁺ + (CH3)2NH → (CH3)2NH2+ + H₂O.

a. Montrer que cette réaction est de type acide base. Donner les deux couples acide base mis en jeu.

b. Déduire que l'eau est un ampholyte

c. Sachant que la réaction est totale, déterminer la quantité de matière d'ion (CH3)2NH2+ formée.

On donne : MO = 16 g. mol^-1. MC = 12 g. mol^-1, MH = 1 g. mol^-1, MN = 14 g. mol^-1.

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Abdelkrim Salem On donne la valeur du pKa pour différents couples acide/base à 25°C :

- 1

a- Classer par force croissante les acides entre eux et les bases entre elles tout en justifiant la réponse.

b- Ecrire l’équation de la réaction :

b-1 - de l’acide le plus fort avec l’eau.

b-2 - de la base la plus forte avec l’eau.

c- Donner l’expression usuelle de la loi d’action de masse pour les deux réactions précédentes.

Calculer numériquement les valeurs des constantes trouvées.

2- On fait réagir l’acide le plus fort avec la base la plus forte.

a- Ecrire l’équation bilan de la réaction.

b- Calculer la constante d’équilibre de cette réaction.

;

[HCOOH] = 0,04 mol.L .

^¹

Déterminer la réaction possible spontanément.

. Quand l’équilibre s’établit il se forme

19,6 10

^-²

mol d’ion anilinium C

₆

H

₅

NH

₃⁺

.

1- a) Dresser le tableau descriptif d’évolution du système.

b) déterminer la composition molaire du mélange à l’équilibre.

2- Calculer la constante d’équilibre K de la réaction.

3- Comparer les forces des acides Cl

2

CHCOOH et C

₆

H

5

NH

₃⁺

4- Le pKa de l’acide Cl

2

CHCOOH est pKa

1

= 1,3.

Déterminer pKa

₂

du couple acide-base (C

6

H

₅

NH

₃⁺

/ C

₆

H

₅

NH

₂

).

EXERCICE N°4 :

EXERCICE N°5 :

Quatre béchers, numérotés de 1 à 4, contiennent chacun l’une des solutions aqueuses S1, S₂, S₃ et S₄. Ces solutions ont le même volume V et la même concentration C = 10^-2 mol.L^-1.

Chaque solution ne peut correspondre qu’à une solution aqueuse soit de chlorure d’hydrogène HCL, ou de chlorure de sodium NaCL, ou d’hydroxyde de sodium NaOH, ou d’ammoniac NH₃.

Pour identifier le contenue de chaque bécher, on mesure le pHdes solutions précédentes. Les résultats

EXERCICE N°6 :

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Abdelkrim Salem

sont consignés dans le tableau ci-après :

1- a- Montrer que les contenus des béchers 1 et 3 sont des solutions basiques et que l’une des deux bases est forte.

Préciser, en le justifiant, laquelle ?

b- Identifier le contenu de chaque bêcher.

2- On se propose de déterminer le pK_a du couple acide-base associé à la base faible.

a- Ecrire l’équation modélisant la réaction qui a lieu entre la base faible et l’eau.

b- Calculer les concentrations molaires des différentes entités chimiques, autres que l’eau, présentes dans sa solution aqueuse. En déduire la valeur du le pKa.

3- On dilue modérément la solution de cette base faible. Dire, en le justifiant, si chacune des propositions ci-dessous est vraie ou fasse.

 Proposition 1 : suite à cette dilution, le pKa ne change pas.

 Proposition 2 : suite à cette dilution, le pH augmente.

Bécher 1 2 3 4

pH 12,0 2,0 10,6 7,0

EXERCICE N°7 :

Dans l’eau distillée on dissout séparément deux acides, l’un A1H et l’autre CH₃CO2H ( acide étanoîque ) ;

on obtient deux solutions aqueuses respectivement S1 et S2 de même concentrations C et de pH : pH1 = 2,0 et pH2 = 3,4.

1- Montrer que la taux d’avancement final de la réaction d’un acide AH avec l’eau s’écrit : _f = 10^-pH C . 2- Dans une fiole jaugée de capacité 100 mL, contenant un volume V1 = 20 mL de la solution S1 de l’acide

A1H, on ajoute un volume V = 80 mL d’eau distillée. Après homogénéisation de ce mélange, on obtient une solution S’1 de concentration C’. Un pH-mètre, qui a permis de mesurer le pH avant et après

dilution, a donné respectivement les valeurs de pH ( S1 ) et de pH ( S’1 ) tel que pH ( S’₁ ) = pH ( S₁ ) + Log( 5 ).

a- Comparer le taux d’avansement final avant et après diluton. En déduire la force de l’acide A₁H.

b- Vérifier que C = 10^-2 mol.L^-1.

3- a- Montrer que l’acide éthanoîque est faiblement ionié dans l’eau.

b- Calculer la valeur de pka du couple acide-base CH3CO2H / CH3CO2 -.

EXERCICE N°8 :

On considère une solution aqueuse ( S₁ ) d’un acide A₁H, de concentration C₁ et de pH = pH₁. A l’équilibre chimique les concentrations molaires de l’acide A₁H et de sa base conjuguée, présent dans la

solution, sont respectivement égales à 198,18.10^-3 mol.L^-1 et 1,8197.10^-3 mol.L^-1. 1- a- Justifier que A₁H est un acide faible.

b- Dresser la tableau descriptif d’évolution de la réaction qui accompagne la dissolution de l’acide A₁H dans l’eau. On néglige les ions provenant de l’ionisation propre de l’eau.

c- En déduire que les valeurs de la concentration C₁, pH1 et pK_a1 du couple A1H / A₁^- sont respectivement : 0,2 mol.L^-1, 2,74 et 4,77.

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Abdelkrim Salem

2- A partir d’un volume V₁ de ( S1 ), on rélise une dilution, par l’ajout d’un volume Ve d’eau pure de façon que l’acide A1H reste faiblement dissocié. La solution (S) obtenue est de concentration C et de volume V. On rappele que le taux d’avancement final de la réaction d’un acide faiblement dissocié est :

_f = 10^-pH C .

a- Montrer que le taux d’avancement final de la réaction de l’acide A1H avec l’eau dans la solution ( S ) s’écrit : _f = _f1. C₁

C ; où _f1 est le taux d’avancement final de la réaction de l’acide A₁H avec l’eau dans la solution ( S₁ ).

b- Sachant que le pH de la solution ( S ) est doné par l’expression : pHS = pH1 + 1

2. Log( C₁

C ), calculer pHS et f quand le volume d’eau ajoutée est Ve = 3V1.

c- Préciser l’effet de cette dilution sur :

 La constante d’acidité K_a1 du couple A₁H / A₁^- .

 Le pH de la solution.

3- On dispose d’une solution aqueuse ( S₂ ), d’un acide A2H faiblement dissocié dans l’eau, de concentration molaire initiale C₂ = 0,1 mol.L^-1 et ayant un pH_S2 = pH2 = 2,37.

a- Comparer les forces de l’acide A1H et de l’acide A2H.

b- La constante d’acidité K_a2 du couple A₂H / A₂^- est elle supérieur ou inférieur à K_a1? Justifier.

EXERCICE N°9 :

On considère deux solutions acides ( S1 ) et ( S2 ) de même concentration molaire C. ( S1 ) est une solution d’acide chlorydrique ( HCL : acide fort ) et ( S2 ) est solution d’acide méthanoïque ( HCOOH ).

On mesure les valeurs du pH des deux solutions ( S₁ ) et ( S₂ ), on trouve respectivement pH₁ = 2 et pH₂ = 3,4.

1- a- Calculer la concentration molaire C des deux solutions.

b- Montrer que l’acide méthanoïque est un acide faible.

2- a- Ecrire l’équation de dissociation ionique de l’acide méthanoïque dans l’eau.

b- Calculer les concentrations molaires des espèces chimiques, autre que l’eau, présentes dans la solution d’acide méthanoïque.

c- En déduire la valeur du pKa du couple acide-base correspondant à cet acide.

3- A partir d’un volume V1 de ( S2 ), on réalise une dilution, par l’ajout d’un volume Ve d’eau pure. La

solution ( S ) obtenue est de concentration C et la concentration des ions hydronium H₃O⁺ présentes est de 19,95.10^-5 mol.L^-1.

a- Calculer la concentration C de la solution ( S ).

b-Vérifier que V_e3.V₁

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Abdelkrim Salem EXERCICE N°10 :

N.B : D’une manière générale, pour pouvoir négliger a devant b il suffit d’admettre que : a  5.10^-2.b.

1- On considère une solution aqueuse d’un acide faible AH de concentration C.

a- Dresser le tableau descriptif d’avancement volumique noté y, relatif à la réaction de l’acide AH avec l’eau.

b- Montrer qu’on peut négliger les ions provenant de l’ionisation propre de l’eau pour une valeur du pH de la solution d’acide tel que pH 6,35

2- Dans la condition du 1-b, on considère les acides A1H et A2H dont les solutions aqueuses sont respectivement S1 et S2. Les concentrations respectives de ces solutions sont notées : C1 et C2. L’acide A₁H est plus fort que l’acide A₂H et l’une des concentrations est 100 fois plus grande que l’autre. La mesure des pH des deux solutions fournit le tableau suivant :

a- Justifier que C₁ < C₂.

b- Trouver une relation entre C1 et C2.

3- On dilue 100 fois ces deux solutions et on mesure de nouveau le pH, on trouve, respectivement pour les solutions S₁ et S₂, pH’₁ = x + 2 et pH’₂ = x + 1.

a- Montrer que A₁H est acide fort et A₂H est un acide faible.

b- Sachant que l’acide A₂H est faiblement ionisé, montrer que le pK_a relative au couple A₂H/A₂^- s’écrit sous la forme : pK_a = 2 - Log( C₁ ).

c- Calculer les valeurs de C₁, C₂ et x, sachant que le pK_a relative au couple A₂H/A₂^- vaut 5.

Solution S1 S2

Concentration molaire C1 C2

pH x x

EXERCICE N°11

On prépare une solution aqueuse ( S₁ ) d’une monobase B de concentration molaire C₁ = 6,4.10² mol.L¹. La mesure du pH de la solution donne : pH₁ = 11.

On néglige dans ce qui suit, les concentrations des ions provenant de l’ionisation propre de l’eau deavnt celles des autres espèces présentes dans les solutions de monobase étudiées.

1- a- Rappeler l’expression du pH d’une solution aqueuse d’une monobase forte de concentration molaire C et pour un pH > 8.

b- En déduire que la monobase B est faible.

c- Ecrire l’équation de sa réaction avec l’eau.

2- a- Vérifier, dans ( S₁ ), que la valeur du taux d’avancement final _f1 de cette réaction est _f1  15,6.10^-3 .

b- Montrer que la constante d’acidité du couple associé à la monobase B s’exprime par :

Ka = 156,25.10^-15.(1-_f1)

(_f1)². Calculer sa valeur.

3- A partir de la solution ( S₁ ), on prépare par dilution avec de l’eau distillée, un volume V₂ = 1 L d’une solution ( S₂ ) de concentration molaire C₂ = 1,28.10^-3mol.L^-1.

a- Indiquer le protocole expérimentale à suivre pour préparer la solution ( S₂ ). On donne la liste du

matériel disponible : béchers et erlenmeyers de divers capacités, pipettes jaugées de 10 mL et de 20 mL, fioles jaugées de 50 mL, de 100 mL et de 1000 mL.

b- Montrer que dans la solution ( S2 ), la valeur du taux d’avancement final de la réaction de la monobase B avec l’eau est : _f2  0,105.

EXERCICE N°11

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Abdelkrim Salem

EXERCICE 12 :

On dispose d’une solution (S

0

) d’un acide faible A

1

H qu’on dilue avec de l’eau distillée afin de préparer trois autres solutions S

1

; S

2

et S

3

de même volume V=100 mL.

1- Les concentrations et les pH des solutions précédentes sont consignés dans le tableau suivant :

a - Etablir l’expression du pH d’un acide faible faiblement ionisé (on néglige les ions H

3

O

⁺

provenant de l’ionisation propre de l’eau ) en fonction du pKa et de logC.

b- Décrire le mode opératoire pour préparer la solution S

2

à partir de S

0

. Préciser la verrerie utilisée parmi la liste suivante :

Fiole jaugée de volume : 100 mL ; 250 mL ou 500 mL.

Pipette graduée de volume : 5 mL ; 10 mL ou 20 mL.

Pissette d’eau distillée.

c- Compléter le tableau ci-dessus. Conclure.

d- Tracer le graphe représentant les variations du pH en fonction de –logC ( pH=f (-logC)).

On donne l’échelle suivante : Axe de -logC : 0,2 → 1 cm et Axe de pH : 0,4 → 1 cm e- déduire le pKa du couple acide-base A

1

H/A

1-

.

2- On considère deux acides A

2

H et A

3

H faiblement ionisés dont les concentrations molaires et les pH sont donnés dans le tableau suivant :

Classer les trois acides A

1

H ; A

2

H et A

3

H par ordre d’acidité décroissante.

pKa 3,17 4,2 4,62 9,21 3,8

Solution S0 S1 S2 S3

Concentration (mol.L^-1) 0,1 0,05 0,01 0,0025

pH 2,40 2,55 2,90 3,20

f ………. …….. …….. ……….

Solution A2H A3H

Concentration (mol.L^-1) C2=0,09 C3=0,08 pH pH2= 2,83 pH3= 2,65