Correction C5 : exercices supplémentaires
Exercice 1 :
L’acide chlorhydrique est un acide fort donc pH= -log(ca)=-log(0,05)=1,30
Exercice 2 :
1. La solution est préparée par mélange du soluté (acide nitrique à 50%) et du solvant (l’eau distillée).
La masse d’acide nitrique introduite dans la solution est m = 1,26 × 50% = 1,26 × 0,5 = 0,63 g La masse molaire de l’acide nitrique est M = (1 + 14 + 3 × 16) = 63 g.mol-1
Le volume de la solution est Vsol = 1,0 L La concentration de la solution est c= m
MVsol= 0,63
63×1= 1,0 × 10-2 mol.L-1
2. Les espèces chimiques présentes sont : H3O+ , NO3- , H2O et HO-(minoritaire) L’acide nitrique est un acide fort donc il se dissocie totalement dans l’eau.
Ce qui revient à dire que la réaction HNO3+ H2O = NO3- + H3O+ est totale.
Donc H3O+ = NO3- = c = 1,0 × 10-2 mol.L-1 HO- = 𝐾𝑒
H3O+ = 10−14
1,0 × 10-2= 1,0 × 10-12 mol.L-1
3. L’acide nitrique est un acide fort donc pH= -log(ca)=-log(1,0 × 10-2)=2,0
1. On dilue au dixième, le volume de solution fille est 200 mL donc il faut prélever 20 mL de solution mère. Pour cela on utilise une pipette jaugée de 20 mL
2. L’acide nitrique est un acide fort donc pH= -log(ca)=-log(1,0×10-2
10 )=3,0
Exercice 3 :
Les espèces chimiques présentes sont : H3O+ , NO3- , H2O et HO-(minoritaire) H3O+ = 10-pH = 10-3,3 = 5,0 × 10-4 mol.L-1
Lors de la dissolution de l’acide nitrique dans l’eau HNO3+ H2O = NO3- + H3O+ on forme autant d’ions NO3- que d’ions H3O+ donc NO3- = H3O+ = 5,0 × 10-4 mol.L-1
HO- = 𝐾𝑒
H3O+ = 10−14
5,0 × 10-4= 2,0 × 10-11 mol.L-1
Exercice 4 : 1.
a. Le volume molaire Vm est le volume occupé par une mole de gaz. Il s’exprime en L.mol-1 b. Le volume molaire ne dépend pas du gaz considéré. Il dépend seulement de la température
et de la pression.
2. On prépare une solution d’acide chlorhydrique par dissolution du soluté (HCl gazeux) dans Vsol = 5,00 L de solution. La quantité de matière de soluté introduit dans la solution est n = VV
m = 1,0×1024 -3 = 4,17 × 10-5 mol.L-1.
La concentration en soluté de la solution est donc c = Vn
sol = 4,17 × 105 -5 = 8,33 × 10-6 mol.L-1 L’acide nitrique est un acide fort donc pH= -log(ca)=-log(8,33 × 10-6 )=5,1
En diluant au 100ème la concentration de la solution est c' = c
100= 8,33 × 10-8 mol.L-1 Cette concentration est très faible ( < 10-6) donc la relation pH= -log(ca) ne s’applique plus.
On a ajouté très peu d’acide donc la solution est proche d’un pH neutre pH ≈ 7,0 (un calcul précis en écrivant les équations d’électroneutralité de conservation de la matière et le produit ionique de l’eau on obtient pH = 6,83)
Exercice 5 :
Ajouter de l’eau signifie faire une dilution.
La solution mère a un pH=1,7 donc la concentration des ions oxoniums dans la solution mère est H3O+ = 10-pH = 10-1,7 = 2,0 × 10-2 mol.L-1
La solution fille a un pH=2,4 donc la concentration des ions oxoniums dans la solution fille est H3O+ = 10-pH = 10-2,4 = 4,0 × 10-3 mol.L-1
Lors d’une dilution 1d= cfille
cmère=Vmère
Vfille donc 4,0 × 102,0 × 10−3−2= 40
𝑉𝑓𝑖𝑙𝑙𝑒 on en déduit que Vfille=40 × 2,0 × 10-2
4,0 × 10-3 = 200 mL
Il a donc fallu ajouter 200-40 = 160 mL d’eau distillée
Exercice 6 :
Quantité de matière de H3O+ apporté par la solution d’acide chlorhydrique : n1= c×V = 0,05 × 2 = 0,1 mol Quantité de matière de H3O+ apporté par la solution d’acide nitrique : n2= c×V = 0,15 × 3 = 0,45 mol La quantité de matière en ion oxonium dans la solution est donc n = n1 + n2 = 0,55 mol
La concentration en ions oxonium est H3O+ =nV=0,555 =0,11 mol.L-1 Par définition pH = - log( H3O+ ) = -log(0,11) = 0,96
Exercice 7 :
L’acide chlorhydrique est un acide fort donc pH= -log(ca)=-log(0,04)=1,4 L’acide éthanoïque est un acide faible donc pH= pKa-log(ca)
2 =4,8-log(0,04) 2 =3,1
A concentration égale, le pH d’une solution d’acide chlorhydrique est plus faible que le pH d’une solution d’acide éthanoïque.
Exercice 8 :
a) Notons RCOOH l’acide acétylsalicylique : 𝑅𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 = 𝑅𝐶𝑂𝑂−+ 𝐻3𝑂+ b) L’acide acétylsalicylique est un acide faible donc pH= pKa-log(ca)
2
=3,5-log(0,01)
2 =2,75 pour une concentration de 0,01 mol.L-1
=3,5-log(0,001)
2 =3,25 pour une concentration de 0,001 mol.L-1 Exercice 9 :
1. H3O+ = CH3CH2COO- =2,0×10-3mol.L-1 HO- = 𝐾𝑒
H3O+ = 10−14
2,0×10-3 = 5,0 × 10-12 mol.L-1
CH3CH2COOH =𝑐1− CH3CH2COO- = 0,33 − 2,0×10-3 = 0,328 mol.L-1 2. 𝐾𝑎 = CH3CH2COO- H3O+
CH3CH2COOH =2,0×10-3×2,0×10-3
0,328 = 1,3 × 10−6 pKa=- log Ka =- log 1,3×10-6 =5,9
3. Coefficient de dissociation 𝛼 = CH3CH2COO-
𝑐1 =2,0×10-3
0,33 =0,0061=0,61%
Exercice 10 :
L’ion ammonium est un acide faible donc pH= pKa-log(ca)
2 =9,2-log(0,1)
2 =5,1
Exercice 11 :
L’hydroxyde de potassium est une base forte donc pH= 14 + log(cb)=14 + log(0,05)=12,7
