Exercice 1 Compléter le tableau suivant : On donne : 10 0,6 = 2; 10 0,7 = 5. Exercice 2. La concentration molaire d une solution est 0.

1

Exercice 1

Compléter le tableau suivant :

[𝐎𝐇⁻](𝐦𝐨𝐥. 𝐿⁻¹) 5.10⁻⁵ 4.10⁻³

[𝐇₃𝐎⁺](𝐦𝐨𝐥. 𝐿⁻¹)

10⁻⁵

𝐩𝐇 3 2,3 8 10,8

On donne : 𝟏0^0,6 = 𝟐; 10^0,7 = 𝟓 Exercice 2

La concentration molaire d’une solution est 0.01mol/l

1) Cette solution est d'un acide fort de formule AH. Ecrire son équation d'ionisation dans l'eau.

2) On prélève 10 cm³ de (S) et on mesure son pH à l'aide d'un pH mètre.

a- Quelle est la valeur indiquée par le pH mètre ? Justifier la réponse.

b- Cette valeur de pH sera t- elle la même si on a prélevé 20 cm³de(S) ?

3) Au volume V₁ = 10 cm³de(S), on ajoute de l'eau pure de façon à obtenir une solution (𝑆^′) de volume V^′ = 100 cm³.

a- Qu'appelle t -on cette opération ?

b- Calculer la concentration molaire de (𝑆^′).

c- Déduire son pH.

d- Laquelle des deux solutions est plus acide ? Justifier votre choix Exercice 3

A 25^∘C, la molaritć d'unc solution aqueuse de chlorure d'hydrogène est C = 10⁻² mol ⋅ L⁻¹ 1/ Ecrire l'équation d'ionisation du chlorure d'hydrogène dans l'eau.

2/ Quels sont les ions présents dans cette solution.

3/ Calculer la concentration molaire de chacun de ces ions.

4/ En déduire la valeur du pH de la solution.

5/A10 cm³ de la solution précédente, on ajoute 90 cm³ d'eau pure.

a) Le pH de la solution changera-t-il suitc à cette dilution ? pourquoi?

b) Dans le cas de l'affirmation calculer sa nouvelle valeur.

2^ème Sciences Série 8 :Notion de pH www.mathinfo.tn

2

Exercice 4

𝐴25^∘C on considère une solution (S₁) d'hydroxyde de sodium de pH égal à 12.

1/ Ecrire l'équation d'ionisation de l'hydroxyde de sodium dans l'cau.

2/ Quels sont les ions présents dans (S₁).

3/ Calculer la concentration molaire de chacun dc ces ions.

4/ à 100 cm³ de la solution (𝑆₁), on ajoute 50 cm³ d'une solution (S₂)d 'hydroxyde de potassium (KOH)0,1M.

a) Qucl est le pH de la solution (S₂).

b) Déterminer le pH du mélange obtenue ? On donne : 0,25 = 10^−1.6

Exercice 5

On considère trois solutions aqueuses d'acide A₁H, A₂H et A₃H de même concentration C = 10⁻² mol. L⁻¹. En mesurant leurs pH à 25^∘C on trouve

respectivement : pH₁ = 3, pH₂ = 2 et pH₃ = 4 1/ Montrer que l'un des trois acides est fort.

2/ Comparer en le justifiant les forces des deux autres acides.

3/ On prélève 100 cm³ de la solution d'acide fort et on lui ajoute un volume V_x d'eau pure, la nouvelle solution obtenue a un pH = 3 déterminer le volume V_x

Exercice 6

Toutes les expériences sont réalisées à 𝟐𝟓^∘𝐂.

1/ On dissout une masse 𝐦 d'hydroxyde de sodium (soude 𝐇 ) dans l'eau distillée pour obtenir une solution 𝑆 de volume 𝑉_𝐒 = 𝟐𝟓𝟎𝐜𝐦³ et de 𝐩𝐇 = 𝟏𝟑.

a- Préciser les espèces chimiques présentes dans 𝑆 et calculer leurs molarités.

b- En déduire la concentration molaire 𝐂_b de la solution c- Calculer la masse 𝑚 de soude dissoute.

2/ Cette solution 𝑆 est utilisée pour doser une solution 𝑆^′ d'acide chlorhydrique de concentration molaire 𝐶_𝑎 inconnue. Il faut verser un volume 𝑉_𝑏𝑒 = 𝟑𝟎𝐜𝐦³ de 𝑆 pour neutraliser totalement un volume 𝑉𝐚 = 𝟐𝟎𝐜𝐦³ de 𝑆^′.

a- Ecrire l'équation de la réaction mise en jeu.

b- Calculer, en le justifiant, la concentration molaire initiale 𝐶 a de la solution 𝑆^′. c- En déduire le 𝐩𝐇 initial de 𝑆^′. On donne : 1,5 = 10^0,18 ⋅

d- Que peut-on dire du pH à l'équivalence. Justifier

3

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

Exercice 7

A 25^∘C, On dispose d'une solution A d'acide chlorhydrique décimolaire (0,1M) et une solution B d'acide chlorhydrique aussi mais centimolaire (0,01M)

1/ Quelle est la concentration en ions (H⁺) dans chacune de ces solutions.

2/ Qu'indique un pH-mètre lorsqu'on plonge son électrode dans chacune d'elle?

3/ Quelle masse de soude sec doit-on dissoudre dans 100 cm³ de la solution A pour obtenir une solution dont le pH est égal à celui de la solution B.

On donne : 𝐌_(NaOH) = 40 g.mol ⁻¹ Exercice 8

On dispose de deux solutions aqueuses basiques S₁ et S₂ de même concentration C.

S1: Solution d'hydroxyde de potassium KOH de pH₁ = 12.

S2: Solution de méthylamine CH₃NH₂ de pH₂ = 11,3.

1/L'hydroxyde de potassium est une base forte.

a- Calculer la concentration molaire des ions dans la solution S₁. b- Déduire C.

2/a- La méthylamine est-elle une base faible ou forte? Justifier.

b- Ecrire son équation de dissociation ionique dans l'eau.

c- Quels sont les entités chimiques présentes dans la solution S₂. On donne 10^−2.7 = 0.002

4

Exercice 1

[𝐎𝐇⁻](𝐦𝐨𝐥. 𝐿⁻¹) 10⁻¹¹ 5.10⁻⁵ 2. 10⁻¹² 10⁻⁶ 10⁻⁹ 10^−3.2

4.10⁻³

[𝐇₃𝐎⁺](𝐦𝐨𝐥. 𝐿⁻¹) 10⁻³ 10^−9.7

10^−2.3= 0.5 10⁻²

10⁻⁸ 10⁻⁵ 10^−10.8

2.5.10⁻¹⁰

𝐩𝐇 3 9,7 2,3 8 5 10,8 10

Exercice 2

1/AH est un acide fort, son ionisation est totale: AH + H₂O ⟶ A⁻+ H₃O⁺ 2/a- Le pH mètre indique le pH de la solution. [H₃O⁺] = 10^−pH

L'acide est fort alors [H₃O⁺] = C = 10⁻² mol L⁻¹ alors pH = 2

b- La concentration de la solution en ions H₃O⁺ est indépendante du volume de l'échantillon, la valeur du pH ne varie pas. pH = 2.

3/V = 10 cm³ = 10.10⁻³ L; V^′ = 100 mL = 0,1 L.

a- L'ajout de l'eau s'appelle la dilution de la solution.

b- L'augmentation du volume en ajoutant l'eau pure ne varie pas la quantité de matière d'acide.

n_{1 (acide)} = C. V et n_{2 acide} = C^′ ⋅ V^′

n_{2 (acide)} = 𝑛_1(acide) donc C^′. V^′ = C. V d'où C^′ = ^C⋅V_V′ = ^{10−2×10.10}_0,1 ⁻³ = 10⁻³ 𝐶^′ = 10⁻³ mol. L⁻¹

c- L'acide est fort alors [H₃O⁺] = C^′ = 10⁻³ mol. L⁻¹ donc le pH = 3 d- La solution (S) est plus acide car son pH est plus faible que celui de (S').

Exercice 3

1/HCl ⟶ H⁺+ Cl⁻

2/Cl⁺, H⁺ et OH⁻ (provenant de l'ionisation propre de l'eau ).

3/[H⁺] = [Cl] = C = 10⁻² mol. L¹ [OH⁻] = 10⁻¹⁴

[H⁺] = 10⁻¹² mol L⁻¹ 4/[H⁺] = 10^−pH = 10⁻² ⇒ pH = 2

5/ a) suite à cette dilution la concentration des ions H⁺ diminue donc le pH de la solution

5

augmente.

b) Au cours de la dilution le nombre de mole ne change pas.

C. V = C^′(V + V_eau) ⇒ C^′ = CV V + V_eau

avec C = 10⁻² mol. L⁻¹ V = 10 cm³ V_cau = 90 cm³ d'où C^′ = 10⁻³ mol L⁻¹

[H⁺] = 10^−pH d'où pH = 3

Exercice 4

1/ NaOH ⟶ Na⁺ + OH⁻

2/Na⁺, OH⁻ et H⁺ (provenant de l'ionisation propre de l'eau ).

3/

 pH = 12 ⇒ [H⁺] = 10⁻¹² mol L⁻¹

 [OH⁻] ⋅ [H⁺] = 10⁻¹⁴ ⇒ [OH⁻] = ¹⁰_[H⁻¹⁴_+] = 10⁻² mol L⁻¹

 [Na⁺] = [OH⁻] = 10⁻² mol ⋅ L⁻¹ 4/

 KOH ⟶ K⁺+ OH⁻

[OH⁻] = [K⁺] = C₂ = 10⁻¹ mol L⁻¹

 [H⁺] = _[OH¹⁰⁻¹⁴_−] = 10⁻¹³ mol ⋅ L⁻¹ or [H⁺] = 10^−pH d'oủ pH = 13

b) pH_me ?

 [H⁺]_me = 10^−pHme et [H⁺]_me =_[OH¹⁰⁻¹⁴_−]

me

n(OH⁻)_me = C_IV₁+ C₂ V₂ d'où [OH]_me =^{C1 V} _V^{1+C2 V2}

1+V₂

avec {C₁ = 10⁻² mol. L⁻¹

V₁ = 100 cm³ {C₂ = 10⁻¹ mol ⋅ L⁻¹ V₂ = 50 cm³

d'où [OH]_me = 4.10⁻²moll⁻¹ or 4 = 10^0,6 ⇒ [OH]_me = 10^−1,4moll⁻¹ donc [H⁺]_me = ₁₀¹⁰_−1,4⁻¹⁴ = 10^−12.6 mol ⋅ L⁻¹ et pH_me = 12,6

Remarque : Dans le mélange [OH ] a augmentée ⇒ [H⁺ ] diminue ⇒ pH augmente.

6

Exercice 5

1/pH₁ = 3 ⇒ [H⁺] = 10⁻³ mol ⋅ L⁻¹

 pH₂ = 2 ⇒ [H⁺] = 10⁻² mol L⁻¹

 pH₃ = 4 ⇒ [H⁺] = 10⁻⁴ mol L⁻¹

On remarque que pour la deuxième solution : [H⁺] = C ⇒ A₂H est totalement ionisé dans cette solution ⇒ A₂H est un acide fort

2/ a)

 La première et la troisième solution sont de même concentration et pH_s1 < pH_s2 d'où l'acide 𝐴₁𝐻 est plus fort que l'acide 𝐴₃𝐻.

3/

 pH_s^′ = 3 ⇒ [H +]_𝑠1 = 10⁻³ mol ⋅ L⁻¹ = C^′

 Au cours d'une dilution le nombre de mole ne change pas:

𝐶₂𝑉 = 𝐶^′(𝑉 + 𝑉_𝑥) ⇒ 𝑉_𝑥 =𝐶₂𝑉 𝐶^′ − 𝑉

avec : C₂ = [H +]_S2 = 10^−pH2 = 10⁻² mol L⁻¹

C^′ = 10⁻³ mol, L⁻¹ V = 100 cm³ d'où V_x = 900 cm³ Exercice 6

1/a

Les ions hydronium et hydroxydes et les ions Na⁺

[H₃O⁺] = 10^−pH = 10⁻¹³mol.L ⁻¹ et [OH⁻] = [Na⁺] = 10⁻¹mol. L⁻¹ b-

La base est forte C_b = [OH⁻] = 10⁻¹mol. L⁻¹ c-𝐶_𝑏 = ^𝑛

𝑉𝑠 = ^𝑚

𝑀×𝑉𝑠 ⇒ 𝑚 = 𝐶_𝑏 × 𝑀 × 𝑉_𝑠 = 0,1 × 40 × 0,25 = 1 g 2% a- H₃O⁺+ OH⁻ → 2H₂O

b- n_H3O⁺ = n_OH⁻ ⇒ C_aV_a = C_bV_be ⇒ C_a = ^CbVbe

V_a = ^{𝟎,𝟏×𝟑𝟎}

20 = 0,15 mol. L⁻¹ c- L'acide est fort :

C_a = [H₃O⁺] = 10^−pH = 𝟎, 15 = 1,5 ⋅ 10⁻¹ = 10^0,18 ⋅ 10⁻¹ = 10^−0,82 ⇒ pH = 𝟎, 82 d- à l'équivalence : [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ ⇒ pH = 7

7

Correction 7

1/ HCl ⟶ H⁺+ Cl⁻

[H⁺] = 𝐂 [H⁺]_A = 10⁻¹ mol ⋅ L⁻¹ ; [H⁺]_B = 10⁻² mol ⋅ L⁻¹ 2/Pour la solution A pH = 1 Pour la solution B pH = 2 3^∘/

 En ajoutant de la soude dans la solution A: une réaction chimique se produit l'équation simplifiée de cette réaction est :

H⁺+ OH⁻ ⟶ H₂O

 Le pH de la nouvelle solution est :

pH = 2 ⇒ [H⁺] = 10⁻² mol ⋅ L⁻¹

∙ m_(NaOH) = n_(NaOH)⋅ M_(NaOII)

Or n((NaOH)) = 𝑛(OH⁻) = n(H⁺) (d'après l'ćquation de la réaction ) et 𝑛(H⁺)_réagi = [H⁺]_A ⋅ V_A − [H⁺]_B ⋅ V_B = 9.10⁻³ mol.

avec V_A = 100.10⁻³ = 0,1 L; M_(NaOH) = 40 g ⋅ mol⁻¹ d'où: 𝐦_(NaOH) = 36.10⁻² g

Exercice 8

1/a − KOH ⟶ K⁺+ OH⁻, or [OH⁻]₁ = _[𝐻¹⁰⁻¹⁴

3𝑂⁺]₁ = ₁₀¹⁰_−𝑝𝐻1⁻¹⁴ ⋅ AN: [OH⁻]₁ =¹⁰₁₀⁻¹⁴₋₁₂ = 10⁻² mol. L⁻¹ [OH⁻]₁ = [K⁺]₁ = 10⁻² mol. L⁻¹

b- KOH est une base forte alors [OH]₁ = C = 10⁻² mol ⋅ L⁻¹.

2/[OH⁻]₂ = _[𝐻¹⁰⁻¹⁴

3𝑂⁺]₂ = ¹⁰⁻¹⁴

10^−𝑝𝐻2. AN: [OH⁻]₂ = ¹⁰⁻¹⁴

10^−11,3 = 10^−2.7 mol. L⁻¹ alors

[OH⁻]₂ = 10^−2,7 mol. L⁻¹ < C = 10⁻² mol. L⁻¹ alors la méthylamine est une base faible.

b − CH₃NH₂+ H₂O ⇄ CH₃NH₃⁺ + OH⁻

c- Les entités chimiques présentes dans la solution S₂: CH₃NH₂, CH₃NH₃⁺, OH⁻, H₃O⁺ et H₂O.