EXERCICE 1
Compléter le tableau suivant, à 25°C :
EXERCICE 2 - Acide formique (
✯)
On donne le diagramme de distribution de l’acide formique et de sa base conjuguée. La concentration totale en acide formique et sa base conjuguée vaut .
HCOOH
c= 1,0.10−2mol . L−1
Thème 4
Transformations
de la matière
Réactions acido-basiques en solution 5
aqueuse : TD
Echauffement
Entraînement
pH Nature de la solution
9,4 4,5.10-2
2,6 6,2.10-9
1,8.10-5
7,6 8,6.10-6
neutre [HO−] (mol . L−1)
[H3O+] (mol . L−1)
1. Justifier l’allure des courbes et attribuer chacune d’elles à l’acide formique ou à sa base conjuguée.
2. Déterminer le du couple acide/base de l’acide formique.
3. Pour , déterminer graphiquement les pourcentages en acide formique et en sa base conjuguée. En déduire, par le calcul, la valeur de .
4. Mêmes questions pour .
5. A partir du graphe, déterminer les valeurs du telles que
5.1. ;
5.2. .
EXERCICE 3 - Acide oxalique (
✯✯)
L’acidité de l’oseille (en latin oxalis) est due à la présence, en quantité notable, d’un diacide faible, l’acide oxalique ou acide éthanedioïque .
1. Ecrire les formules des ions obtenus quand l’acide oxalique perd un, puis deux protons. Ecrire les deux couples acide/base correspondant à ce diacide.
2. On prépare de solution S1 d’acide oxalique à préparée à partir d’acide oxalique dihydraté solide de formule . La solution obtenue a alors un égal à 1,3.
2.1. Déterminer la masse de solide à peser pour préparer la solution S1.
2.2. En diluant dix fois S1, on prépare une solution S2. Un échantillon de S2 est donné à trois élèves, Alice, Bob et Charlie, qui en mesurent le . Alice trouve 2,1, Bob trouve 0,8 et Charlie trouve 7,1.
Qui a la bonne valeur ? Justifier.
Données : ; ; .
constantes d'acidité des couples de l'acide oxalique : ; . pKa
pH= 4,0
pKa
pH= 3,0
pH [HCOOH]
[HCOO−] = 10 [HCOOH]
[HCOO−] = 0,1
HOOC−COOH
100 mL 0,100 mol . L−1
H2C2O4, 2H2O pH
pH
M(H) = 1,00 g . mol−1 M(C) = 12,0 g . mol−1 M(O) = 16,0 g . mol−1 pKa1= 1,2 pKa2= 4,3
EXERCICE 4 - Propriétés acido-basiques de la silice (✯✯)
La silice pure se dissout dans l'eau selon l'équilibre suivant : de constante .
La forme dissoute de la silice est associée aux constantes d'acidité successives :
et .
1. Tracer le diagramme de prédominance des différentes espèces acido-basiques de la silice dissoute.
2. Sachant que le des eaux naturelles est généralement compris entre 7 et 8, quelle est la forme prédominante en solution de la silice ?
3. Pour une eau dont le est compris entre 10 et 12, écrire l'équation bilan de dissolution de la silice en milieu basique. Calculer la constante de cet équilibre en fonction de , , et (le produit ionique de l'eau qui vaut à 25°C).
4. Pour une eau dont le est compris entre 13 et 14, écrire l'équation bilan de dissolution de la silice (en milieu basique). Calculer la constante de cet équilibre en fonction de , , et .
EXERCICE 5 - Traitement d'un effluent aqueux (✯✯, d'après CCINP)
Pour réduire la teneur en phosphore dans les eaux à la sortie des stations d'épuration, on fait réagir les ions phosphate selon l'équation :
de constante
1. Représenter le diagramme de prédominance des diverses formes acido-basiques du phosphore en phase aqueuse en fonction du .
2. Représenter le diagramme de prédominance des diverses formes acido-basiques de l'azote en phase aqueuse en fonction du .
3. Les ions et peuvent-ils coexister ? Justifier. Ecrire l'équation de la réaction que l'on pourrait envisager entre ces ions et calculer la constante d'équilibre associée.
4. En réalité, cette réaction n'est pas observée ; nous allons montrer que les deux ions réagissent selon l'équation .
SiO2(s)
SiO2(s)+ 2H2O(solv)⇄H4SiO4(aq) K= 10−2,7 H4SiO4(aq)
Ka1= 10−9,5 Ka2= 10−12,6
pH
pH K′1 K Ka1 Ka2 Ke
10−14 pH
K′2 K Ka1 Ka2 Ke
PO43−
(1) PO4(aq)3− +Mg(aq)2+ +NH4(aq)+ ⇄MgPO4NH4(s) K= 1011
pH
pH PO43− NH4+
(1)
Un effluent aqueux en sortie de station d'épuration contient une concentration totale d'espèces phosphorées et une concentration totale en espèces azotées. Le est maintenu égal à 9,5.
4.1. Calculer la concentration molaire en ions dans l'effluent.
4.2. Calculer la concentration molaire en ions dans l'effluent.
4.3. On introduit dans un volume d'effluent une masse de chlorure de magnésium ( , totalement soluble dans l'eau dans les conditions utilisées : la variation de volume liée à l'ajout de chlorure de magnésium est négligeable). Dans quel sens évolue le système ? Ces conditions permettent-elles de réduire la teneur en phosphore de l'effluent ?
Données : produit ionique de l'eau ; ; constantes d'acidité
pour : , , ; .
EXERCICE 6 - Pluies acides (
✯✯, d'après Centrale)
Le des eaux de pluie est généralement compris entre 4 et 5,5. Cette acidité est due aux constituants et polluants de l'atmosphère. Une « sur-acidité » des eaux de pluie peut avoir des conséquences dramatiques sur les êtres vivants.
Acidité due au dioxyde de carbone gazeux
Le dioxyde de carbone gazeux se solubilise dans l'eau selon l'équilibre :
de constante à 25°C.
Puis le dioxyde de carbone aqueux peut réagir avec l'eau pour libérer des ions oxonium (seule la première acidité sera considérée. L'acidité due au dioxyde de carbone gazeux peut donc s'interpréter à partir de l'équation chimique :
1. Exprimer la constante de l'équilibre en fonction de et puis calculer sa valeur à 25°C.
2. La pression partielle moyenne en au sommet du Mauna Loa à Hawaii est actuellement de . Déterminer, dans l'hypothèse où seul le dioxyde de carbone est responsable de l'acidité, le de l'eau de pluie se formant au sommet du Mauna Loa. Commenter.
3. En 2100, la pression partielle de pourrait atteindre . Quelle variation de accompagnera cette évolution de la concentration en dans l'atmosphère ? Commenter.
cP= 4,0.10−3mol . L−1 cN= 1,5.10−3mol . L−1
pH
PO43−
NH4+
V= 5,0 m3 m= 200 g
MgCl2
Ke= 10−14 M(MgCl2) = 95,5 g . mol−1 H3PO4 pKa1= 2,1 pKa2= 7,2 pKa3= 12,4 pKa(NH4+/NH3)= 9,2
pH
(1)
(1) CO2(g)⇄CO2(aq) K1= 3,60.10−2
(2)
(2) CO2(g)+ 2H2O(solv)⇄HCO3(aq)− +H3O(aq)+
K2 (2) K1 Ka1
CO2
39,5 Pa pH
CO2 50 Pa pH
CO2
Acidité due au dioxyde de soufre gazeux
De la même façon, le dioxyde de soufre gazeux se solubilise dans l'eau selon l'équilibre : de constante à 25°C.
Puis le dioxyde de soufre aqueux peut réagir avec l'eau pour libérer des ions oxonium (seule la première acidité sera considérée. L'acidité due au dioxyde de soufre gazeux peut donc s'interpréter à partir de l'équation chimique :
4. Calculer à 25°C. En atmosphère « normalement » polluée, la pression partielle en est de . Calculer le de l'eau de pluie en supposant qu'il n'est dû qu'à la solubilisation de . Commenter.
Effet d'une hausse de la température
Le de l'eau de pluie dépend de la température selon la relation : où est une constante égale à et est la température absolue (en kelvins).
5. Quelle variation de résulterait d'une augmentation de température de 5°C à partir de 25°C ? Commenter.
Données : constantes d'acidité à 25°C pour : et ; pour : et
EXERCICE 7 - Titrage d'un acide fort (✯)
Une solution commerciale d’acide bromhydrique a une densité par rapport à l’eau égale à 1,49 et contient = 48 % en masse d’acide bromhydrique . C’est une solution très corrosive.
1. L’acide bromhydrique est un acide fort. Ecrire sa réaction avec l’eau.
2. Quel volume de solution commerciale faut-il diluer pour préparer 1,000 L d’une solution d’acide bromhydrique à la concentration ?
3. Afin de vérifier la concentration de , on en titre avec une solution d’hydroxyde de sodium à . L’équivalence est obtenue après avoir versé de la solution . Conclure.
(3)
(3) SO2(g)⇄SO2(aq) K3= 1,62
(4)
(4) SO2(g)+ 2H2O(solv)⇄HSO3(aq)− +H3O(aq)+
K4 SO2
2,00.10−9bar pH SO2
pH dpH
dT = A T2 A A= 1,10.103K T
pH
CO2(aq) pKa1= 6,4 pKa2= 10,3 SO2(aq) pK′a1= 1,9 pK′a2= 7,2
d
p HBr
S 0,100 mol . L−1
S V0= 10,0 mL B
c= 5,00.10−2mol . L−1 VB= 19,6 mL
B
EXERCICE 8 - Titrage de l'acide citrique contenu dans une limonade (✯✯)
La limonade est une boisson contenant un acidifiant désigné par le code alimentaire européen E 330 : il s'agit de l'acide citrique qui sera ici désigné sous la forme . Pour titrer l'acide citrique de la limonade, le mode opératoire suivant est utilisé : à l'aide d'une trompe à eau, dégazer environ 80 mL de limonade en créant une dépression au-dessus du liquide constamment agité, pendant une dizaine de minutes. Prélever alors exactement 50,0 mL de limonade, les verser dans un erlenmeyer. Effectuer le titrage par de la soude décimolaire (c'est-à-dire une solution d'hydroxyde de sodium à ).
1. A quoi sert le dégazage ?
2. Quel matériel faut-il pour prélever exactement 50,0 mL de limonade ?
3. La simulation du dosage pH-métrique de 50,0 mL d'acide citrique par de la soude décimolaire est représentée ci-dessous (courbe en gras). Les diagrammes de distribution des différentes espèces ( , , et -) y sont également représentés. La concentration de l'acide citrique a été prise à . Identifier les courbes 1 à 4.
4. Déterminer graphiquement les des différents couples.
5. Donner la (ou les) réaction(s) de titrage.
6. Expliquer pourquoi il n'y a qu'un seul saut de .
7. Lors du titrage des 50,0 mL de limonade par de la soude décimolaire, on trouve un volume équivalent . Ecrire la condition réalisée à l'équivalence et en déduire la concentration de l'acide citrique dans la limonade.
H3A
0,10 mol . L−1
H3A H3A H2A− HA2− A3−
cH3A= 5,00.10−2mol . L−1
pKa
pH
Ve= 12,0 mL
EXERCICE 9 - Autour de l'acide chlorhydrique (
✯✯✯, d'après CCP TSI 2012)
L’acide chlorhydrique est une solution aqueuse obtenue par dissolution de chlorure d’hydrogène gazeux dans l’eau. L’acide chlorhydrique est une solution acide utilisée comme décapant et comme détartrant notamment pour les surfaces émaillées recouvertes de calcaire.
Sur une bouteille d’acide commercial figure l’indication suivante : solution à = 23 % en masse de chlorure d’hydrogène minimum. Cette indication signifie que 100 g de solution commerciale ont été obtenus par dissolution d’au moins 23 g de chlorure d’hydrogène gazeux. est donc un pourcentage massique en dissous dans la solution commerciale.
On souhaite vérifier la teneur exacte en chlorure d’hydrogène dissous de cette solution commerciale.
On a mesuré la densité de la solution commerciale et on a obtenu avec .
1. Détermination de la composition de la solution commerciale à partir de la donnée de l’étiquette 1.1. Déterminer la masse minimale de chlorure d’hydrogène contenue dans 1,00 L de solution commerciale.
1.2. Le chlorure d’hydrogène n’existe pas dans l’eau car, lors de sa dissolution, il se comporte comme un acide fort et réagit totalement avec l’eau pour former cette solution aqueuse, appelée acide chlorhydrique.
1.2.1. Ecrire la réaction chimique mise en jeu entre le chlorure d’hydrogène et l’eau.
1.2.2. Indiquer l’espèce chimique acide présente dans l’acide chlorhydrique.
1.3. En déduire la concentration molaire minimale des espèces chimiques contenues dans cette solution commerciale d’acide chlorhydrique.
Données : ; .
2. Titrage de la solution commerciale par suivi colorimétrique
La solution commerciale est diluée 500 fois. La concentration molaire de la solution ainsi préparée est appelée .
Cette solution est ensuite titrée par colorimétrie. Pour cela, un volume de cette solution est prélevé et titré par une solution d’hydroxyde de sodium ( ) fraîchement
préparée de concentration molaire .
HCl(g)
p p HCl(g)
d=ρ(solution) ρ(eau) = 1,15 ρ(eau) = 1,00 g . cm−3
M(Cl) = 35,5 g . mol−1 M(H) = 1,0 g . mol−1
S0 C0
S0 V0= 10,0 mL
Na(aq)+ +HO(aq)− Cb= 1,0.10−2mol . L−1
Approfondissement
Le changement de couleur de l’indicateur coloré est obtenu pour un volume d’hydroxyde desodium versé .
2.1. Ecrire l’équation de la réaction de titrage et calculer sa constante d’équilibre à 298 K. Justifier le fait que cette réaction puisse être utilisée comme réaction de titrage.
2.2. Quelles sont les espèces présentes dans le bécher à l'équivalence ? Que vaut alors le ? 2.3. Parmi les trois indicateurs colorés acido-basiques fournis ci-dessous avec leur zone de virage, indiquer celui qui serait le mieux adapté pour ce titrage :
• Hélianthine : zone de virage pour variant de 3,1 à 4,4
• Bleu de bromothymol : zone de virage pour variant de 6,0 à 7,6
• Phénolphtaleïne : zone de virage pour variant de 8,2 à 10,0
3. Titrage de la solution commerciale suivi par pH-métrie (méthode de Gran)
Un titrage colorimétrique étant peu précis, on souhaite améliorer la détermination du volume équivalent en effectuant un dosage suivi par pH-métrie. Un volume de la solution de concentration
est placé dans un bécher, dans lequel sont plongées les électrodes reliées à un pH-mètre.
Le pH est relevé après introduction, mL par mL, d’une solution de soude étalon (solution d’hydroxyde de sodium ( ) fraîchement préparée de concentration molaire
.
On obtient les courbes ci-dessous :
Pour trouver le point équivalent, il est possible d’utiliser la méthode de Gran qui consiste à linéariser la courbe de pH.
VbE= 16,2 mL
pH
pH pH
pH
V0 S0
C0
Na(aq)+ +HO(aq)− Cb= 1,0.10−2mol . L−1
3.1. A l’aide d’un tableau d’avancement, établir, avant l’équivalence (c’est-à-dire pour ), l’expression littérale de la concentration molaire en fonction de , , et .
3.2. En utilisant la relation à l’équivalence reliant , , et , donner l’expression littérale donnant avant l’équivalence en fonction de , , et .
3.3. Soit , grandeur calculée grâce aux mesures expérimentales.
peut aussi s’écrire .
3.3.1. Montrer que .
3.3.2. Déduire de cette expression la forme de la courbe représentant la fonction en fonction de .
3.3.3. Expliquer comment le tracé de cette courbe permet d’obtenir le volume équivalent .
3.4. La courbe donnant est tracée sur le graphe précédent (voir plus haut) pour des volumes variant de 0 à 14 mL. En déduire .
3.5. Déterminer la concentration molaire en ions oxonium dans la solution . En déduire le de la solution .
3.6. En déduire la concentration molaire de la solution commerciale en tenant compte du facteur de dilution.
3.7. Déterminer la masse de chlorure d’hydrogène contenue dans 1,00 L de la solution commerciale dosée.
3.8. En déduire le pourcentage massique de chlorure d’hydrogène dissous dans la solution commerciale dosée. L’information sur l’étiquette était-elle correcte ?
EXERCICE 10 - Détermination de la formule d'une amine (✯✯)
On cherche à déterminer la formule d'une amine . Pour cela, on dissout une masse dans 100 mL d'eau et on dose la solution obtenue par une solution d'acide chlorhydrique
( ) de concentration .
On donne ci-après la courbe de titrage , à laquelle on a superposé deux courbes représentant les pourcentages respectifs des espèces et en solution en fonction de , étant le volume de solution titrante versée.
Vb<VbE
[H3O+] C0 Cb V0 Vb
C0 Cb V0 VbE
[H3O+] C0 Cb V0 VbE
F(Vb) = 10−pH(V0+Vb) F(Vb)
F(Vb) = [H3O+](V0+Vb)
F(Vb) =Cb(VbE−Vb)
F(Vb) Vb
VbE
F(Vb)
Vb VbE
C0 H3O+ S0
pH S0
Ccom
CnH2n+1NH2 m= 0,146 g
H3O+,Cl− cA= 2,5.10−1mol . L−1 pH=f(V)
CnH2n+1NH2 CnH2n+1NH3+ V V
1. Attribuer les courbes de pourcentage aux deux espèces et . Déterminer le du couple, en justifiant.
2. Ecrire l'équation de la réaction de titrage. Calculer sa constante d'équilibre.
3. Proposer un indicateur coloré adapté à la détection de l'équivalence.
4. Déterminer la formule de l'amine.
Données :
; ; .
zones de virage : hélianthine 3,2-4,4 ; bleu de bromothymol 6,0-7,6 ; phénolphtaléine 8,2-10.
CnH2n+1NH2 CnH2n+1NH3+ pKa
M(H) = 1,0 g . mol−1 M(C) = 12 g . mol−1 M(N) = 14 g . mol−1
Réponses à l'exercice d'échauffement
pH Nature de la solution
9,4 basique
4,5.10-2 basique
2,6 acide
6,2.10-9 basique
1,8.10-5 basique
7,6 basique
8,6.10-6 acide
7 neutre
4,0.10−12 1,6.10−6
9,3
1,0.10−7
12,7
5,1 [H3O+] (mol . L−1)
2,5.10−3 2,2.10−13
2,5.10−5 [HO−] (mol . L−1) 3,4.10−10
3,4.10−7
8,2 5,6.10−10
2,5.10−8
1,2.10−9 1,0.10−7
