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TD1 : Acides et bases
1. Le pH du sang vaut 7,4. Calculez la concentration [H3O+] correspondante.
2. On introduit 0,10 g de soude (NaOH) solide dans un grand bécher contenant 1 L d’eau.
a) Quelle réaction a lieu ? Écrivez l’équation-bilan de cette réaction. Est-elle totale ou équilibrée ?
b) Quel est le pH de la solution obtenue ?
3. Dans un erlenmeyer de 250 mL, on mélange 150 mL de solution de soude (NaOH) à 1,5.10−3mol.L−1avec 10 mL de solution de potasse (KOH, une base forte) à1,0.10−2mol.L−1. Quel est le pH de la solution obtenue ?
4. Dans un erlenmeyer on mélange une solution d’acide fluoroéthanoïque et une solu- tion de triméthylamine. La solution obtenue a un pH de 6,1. Les pKa des deux couples correspondants sont donnés :
pKa(acide fluoroéthanoïque/fluoroéthanoate) = 2,6.
pKa(triméthylammonium/triméthylamine) = 9,9.
a) Quelles sont les espèces chimiques en présence dans la solution ? b) Quelle forme de chaque couple acude/base prédomine ?
5. On considère une solution aqueuse de vert de bromocrésol (un indicateur coloré de pH) à c0 = 2,90.10−4mol.L−1. On notera (HInd/Ind−) le couple acide/base correspondant.
La solution a un pH de 4,2.
a) Que vaut la concentration [H3O+] dans cette solution ? b) Écrivez le bilan de la réaction entre HInd et l’eau ?
c) Pour une réaction chimique, on appelle taux d’avancement final le rapport : τ = xf
xmax
où xf est l’avancement final de la réaction, et xmax est l’avancement final qu’atteindrait la réaction si elle était totale. Calculez τ pour la réaction entre HInd et l’eau.
d) S’agit-il d’un acide faible ou fort ? 6. pKe de l’eau.
a) Rappelez la valeur du pKe de l’eau à 25◦C, ainsi que la définition et la valeur à cette température du produit ionique de l’eau.
b) Montrez qu’à 25◦C, le pH d’une solution neutre vaut 7.
c) Le pKe de l’eau vaut 13,25 à 50◦C. Que vaut le produit ionique de l’eau à cette température ? À quelle valeur correspond un pH neutre ?
7. L’ammoniaque NH3 est une base, le couple dans lequel elle intervient a unpKa de 9,2.
a) L’ammoniaques est-elle une base faible ou forte ?
b) Écrivez l’équation de la réaction de NH3 avec l’eau et nommez son acide conjugué.
c) Tracez le diagramme de prédominance de ce couple acide/base.
d) Le pKa du couple éthylammonium/éthylamine (CH3NH3+/CH3NH2) vaut 10,7. La- quelle des deux bases est la plus forte ?
8. La glycine est un acide aminé de formule semi-développée :
H3C NH2
C O
OH
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Elle est caractérisée par deuxpKa, correspondant chacun à l’activation d’un groupe fonc- tionnel :
pKa COOH/COO−
= 2,4 pKa NH+3/NH2
= 9,8
a) Écrivez les formes complètes des deux espèces de chaque couple acide/base de la glycine.
b) Calculez Ka,1 Ka,2.
c) Quelle espèce prédomine à pH = 7 ? Quelle est sa particularité ? 9. L’acide nitrique HNO3 est un acide fort.
a) Écrivez l’équation de la dissociation de HNO3 dans l’eau.
b) Dans un erlenmeyer de 250 mL, on dilue 2 mg de HNO3 pur (liquide incolore) dans 200 mL d’eau. Quel est le pH de la solution obtenue ?
10. Parmi les espèces chimiques suivantes, identifiez les acides, les bases, les ampholytes, et le reste. Reconstituez les couples acide/base et écrivez les éventuels acides ou bases conjugués manquants.
CH3CHO CH3CH2OH H2O CH3COOH NH4+
Fe3+
(H2O, CO2) HCO3– HO–
Fe2+ NH3 H3O+
CO32 – CH3COO–
H3C CH CH3
CH2 CH
NH2 C
O
OH
O
OH OH
11. On procède aux dosages décrits ci-dessous. Déterminez, dans chaque cas, la concen- tration molaire en glycine de la solution titrée.
a) La première solution, en milieu acide (on y ajoute quelques gouttes d’acide fort concen- tré), est dosée par une base forte : de la potasse KOH à cB = 0,1mol.L−1. Le volume initial de la solution de glycine est v0 = 20mL et le volume de base versé à l’équivalence vaut vB,eq = 8mL.
b) La seconde solution, en milieu basique (on y ajoute quelques gouttes de base forte concentrée), est dosée par un acide fort : de l’acide nitriqueHN O3 àcA = 0,05mol.L−1. Le volume initial de la solution de glycine est v0 = 20mL et le volume d’acide versé à l’équivalence vaut vA,eq = 12mL.
12. L’acide sulfurique H2SO4 est un diacide fort dans l’eau, c’est-à-dire que l’ampholyte (monoacide) est aussi un acide fort.
a) Écrivez la réaction de dissociation de l’acide sulfurique dans l’eau.
b) Dans un grand erlenmeyer, on introduit une quantité n = 2,0.10−4mol d’acide sulfu- rique dans V = 0,50Ld’eau. Écrivez le tableau d’avancement.
c) Quel est le pH de la solution obtenue ? 13. pH des sucs digestifs.
a) Le suc gastrique produit par les cellules de l’estomac est une solution aqueuse de chlorure d’hydrogène HCl dont le pH vaut 1,5. Déterminer le facteur de dilution du suc gastrique dans l’estomac lorsque son pH est égal à 3,0.
3 b) Dans l’intestin, la digestion des protéines s’effectue à un pH égal à 8,0. Déterminez la concentration des ions hydroxydes dans l’intestin.
Donnée : à 37◦C, pKe = 13,7.
14. Le Kawah Ijen est un volcan d’Indonésie. Son cratère, d’une surface S = 41.104m2, abrite le lac le plus acide de la planète. Son acidité est due à la dissolution de gaz vol- caniques : dioxyde de soufre, chlorure d’hydrogène. Le pH de l’eau varie entre la saison sèche et la saison humide. À une date donnée, on estime le volume d’eau dans le lac à V = 32.106m3 et on mesure son pH : 0,2.
Évaluez la variation de pH résultant d’une élévation du niveau de l’eau de 10 m.
15. Des analyses montrent qu’une eau de pluie acide contient les polluants suivants : N O−3 :1,24mg.L−1,SO2−4 : 2,88mg.L−1, Cl− : 0,35mg.L−1.
Évaluez le pH de cette eau de pluie.
Données : L’acide nitrique HN O3 et l’acide chlorhydrique HCl sont des monoacides forts. L’acide sulfurique H2SO4 est un diacide fort.
16. On souhaite réaliser une solution tampon de pH égal à 5. Pour cela, on se propose de préparer une solution contenant un mélange d’acide acétique CH3COOH et de sa base conjuguée. Le pKa du couple vaut 4,8.
a) Rappeler la propriété d’une solution tampon
b) Donner la relation entre le pH, lepKaet les concentrations [CH3COOH] et [CH3COO – ].
c) Pour préparer cette solution, faudra-t-il introduire davantage d’acide ou de base ? 17. Efficacité d’une solution tampon.
Les biochimistes utilisent fréquemment des solutions tampons pour préparer les milieux de culture cellulaire. Ils les caractérisent par leur pH, mais également par leur “pouvoir tampon”, ou buffer capacity, noté β.
On souhaite comparer deux solutions tamponS1 etS2 de même pH égal à 5. On ajoute à un volume V de chaque solution une quantité n d’acide fort, puis on mesure le pH final.
Les résultats de cette expérience sont rassemblées dans le tableau ci-dessous : V (mL) n (mmol) pHS1 pH S2
500 5 4,8 4,6
100 5 4,0 3,0
100 2 4,6 4,2
a) Quelle est la meilleure des solutions tampons ? b) On propose 3 expressions pour la grandeur β.
β1 = |∆pH|; β2 = n
|∆pH|; β3 = n V |∆pH|
où ∆pH = pHfinal − pHinitial est la variation de pH consécutive à l’ajout d’acide fort.
— Justifiez l’utilisation de valeurs absolues dans ces expressions.
— Écrivez l’équation aux dimensions de chacune des grandeursβ1, β2 etβ3.
— Calculez les valeurs deβ1, β2 etβ3 pour chaque solution et chaque expérience.
c) Au vu des résultats, quelle expression de β semble la plus pertinente pour caractériser la qualité d’une solution tampon ? Une bonne solution tampon est-elle caractérisée par une grande ou une petite valeur de β?
d) Un expérimentateur recherche une solution tampon dont le pH ne varie pas de plus de 0,5 unité lorsqu’il ajoute 1 mmol d’acide fort à 100 mL de solution. Calculez la valeur limite de β pour qu’il en soit ainsi. Est-ce une valeur minimale ou maximale ?
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18. On désire préparer une solution aqueuse S1 d’hydroxyde de sodium N aOH(s) à la concentration cB = 10mol.L−1, et une solution aqueuse S2 d’acide chlorhydrique
H3O(aq)+ , Cl(aq)−
à la concentrationcA = 20mmol.L−1.
a) Quelle masse d’hydroxyde de sodium solide est nécessaire pour préparer 1 L de solution S1?
b) Pour préparer la solution diluée d’acide chlorhydrique S2, on utilise une solution com- mercialeS3de fraction massiquex = 0,37et de densitéd = 1,19. Calculez la massemHCl puis la quantité nHCl de chlorure d’hydrogène dans un échantillon de volume V = 1,0L de la solution S3.
c) Déterminez le volume V3 de solution S3 qu’il faut prélever pour obtenir un voluume V = 1,0L de solution diluée S2 à la concentrationcA.
d) On ajoute six gouttes de solution basique S1 à 1 L de solution acide S2. Sachant que le compte-gouttes de la burette délivre 1,0 mL pour 20 gouttes, calculez la concentration en ions H3O+ dans la solution d’acide après cet ajout.
e) Combien de gouttes faudra-t’il verser pour avoir une solution neutre ?
