Chapitre TC2 : Acide base en solution aqueuse TD chimie n 6 : Acide base en solution aqueuse

Chapitre TC2 : Acide base en solution aqueuse

TD chimie n°6 : Acide base en solution aqueuse

Ce qu’il faut savoir :

 Couple acide/base et définition de la constante d’acidité Ka d’un couple acido-basique.

 Notion d’acide fort, acide faible, base forte, base faible, ampholyte, polyacide, polybase.

 Exemples usuels d’acides et de bases (acide sulfurique, nitrique, chlorhydrique, phosphorique et acétique, soude, potasse, ion hydrogénocarbonate, ammoniac)

 notion de solution tampon Ce qu’il faut savoir faire :

 Déterminer la constante d’équilibre d’une réaction acido-basique.

 Tracer un diagramme de prédominance, tracer (sous Python) et exploiter un diagramme de distribution.

 Déterminer l’état d’équilibre d’une solution siège d’une unique réaction acido-basique

 Décrire le comportement d’un acide aminé en fonction du pH Exercice n°1 : Vrai/Faux

A. VRAI

B. FAUX : L’ion hydrogénocarbonate HCO3- est un ampholyte mais pas l’ion hydroxyde C. FAUX : Plus le pKa d’un couple acido-basique est élevé, plus c’est la base qui est forte.

D. FAUX : Plus l’acide est fort, plus sa base conjuguée est faible.

E. FAUX : cela dépend aussi de la concentration en acide introduit.

F. VRAI.

G. VRAI

H. FAUX : cela dépend de la température I. VRAI

EXERCICES D’ENTRAINEMENT Exercice n°2 : Etude d’un polyacide

BCPST 1 TD de chimie Lycée Prévert 2021 - 2022 Exercice n°3 : Calculs de constates standard d’équilibre

pKa

HO^- 14 _ H2O CO32- 10,3_ HCO3-

NH3 9,2 _ NH4+

HCO3- 6,4 _ CO2,H2O CH3CH2COO^- 4,8 _ CH3CH2COOH

H2O 0 _ H3O⁺

CO2,H2O(aq) + H2O(ℓ) = HCO3-

(aq) + H3O⁺(aq) 6,4

3 10

K =Ka = ⁻

CH3CH2COO^-(aq) + H2O(ℓ) = CH3CH2COOH(aq) + HO^-(aq)

14

9,2

1 4,8

1

10 10

10

e b

a

K K K K

− −

 = = = − =

HCO3-

(aq) + HO^-(aq) = CO32-

(aq) + H2O(ℓ)

10,3 4 3,7

14

10 10

10

a e

K K K

−

 = = − =

CO2,H2O(aq) + NH3(aq) = HCO3-

(aq) + NH4+ (aq)

6,4 3 2,8

9,2 2

10 10

10

a a

K K K

−

 = = − =

NH3(aq) + H3O⁺(aq) = NH4+

(aq) + H2O(ℓ) 9,2

9,2 2

1 1

10 10

a

K =K = ⁻ =

2 HCO3-

(aq) = H2CO3(aq) + CO32- (aq)

10,3

3,9 4

6,4 3

10 10

10

a a

K K K

− −

 = = − =

Exercice 4 : Diagramme de distribution de l’acide citrique

b) D’après le diagramme de distribution, à pH = 6, en observant les courbes de répartition, on voit que l’acide citrique s’est réparti presque exclusivement entre les formes HA^2- et A^3- : la courbes 1 et 2 représentant %H3A et %H2A^- sont quasiment confondues avec l’axe des abscisses avec l’échelle dont on dispose, ces pourcentages sont ainsi bien inférieurs à 1 % ou 5 % :

Les espèces H3A et H2A^- sont en concentrations négligeables dans la solution (S).

c) A l’aide du diagramme de distribution, on peut lire directement les pourcentages en formes HA^2- et A^3-

%HA^2- = 70 % %A^3- = 28 % Connaissant la concentration totale introduite c0, on en déduit :

[HA^2-] = 1,4.10^-2 mol.L^-1 [A^3-] = 5,6.10^-3 mol.L^-1

d) Les pourcentages des espèces minoritaires H3A et H2A^- ne peuvent être lus graphiquement sur les courbes fournies car leur valeur est trop faible. Il faut calculer leurs concentrations à partir de celles des espèces majoritaires et des Ka

correspondants, que l’on a déterminés au début de l’exercice

2 2

3 2

2 2

10 ^pH

a

HA H O HA

K

H A H A

− + − −

− −

     

     

= =

   

   

on en déduit

2 2

2

10 ^pH

a

HA

H A K

− −

−  

  =

  = 8,8.10^-4 mol.L^-1

   

2 3 2

1

3 3

10 ^pH

a

H A H O H A

K H A H A

− + − −

     

     

= = on en déduit





1

10 ^pH

a

H A

H A K

− −

 

 

= = 1,1.10^-6 mol.L^-1

Ces concentrations sont bien infimes par rapport à celles des espèces majoritaires, ce qui confirme bien qu’on avait raison de négliger toute réaction créant ces espèces dans la question précédente

Exercice n°5 : Diagramme de prédominance et calculs de concentrations

1) Diagramme de prédominance à 10% de l’acide malonique

H2A H2A et HA^- HA^- HA^- et A^2- A^2-

1,9 3,9 4,8 6,8 pH Tous les domaines où une forme est majoritaire sont définis

2) Si pH = 3,5 : domaine de prédominance H2A et HA^- On peut donc négliger les autres espèces

On a donc d’après la conservation de la matière : C0 = [H2A] + [HA^-] Or Ka1 =

  





HA O H

2 3

− +

Avec [H3O⁺] = 10^{- pH} Et [H2A] = c0 – [HA^-]

BCPST 1 TD de chimie Lycée Prévert 2021 - 2022 On obtient : Ka1 =

 

 

−

− HA c

pH HA

0

10

Soit [HA^-] = _pH

a a

K c K

+10− 1

0

1 [HA^-] =

pH pKa

pKa c

−

−

−

+10 10

10

1 0 1

Conclusion : [HA^-] = _{pKa pH}

pKac

−

−

−

+10 10

10

1 0 1

et [H2A] = c0 – [HA^-]

A.N : [HA^-] = 8,0.10^-2 mol.L^-1 [H2A] = 2,0.10^-2 mol.L^-1

Exercice n°6 : Acides faibles et taux de dissociation 1) diagramme de prédominance.

1) la RP est la réaction de dissociation de l’acide : HCOOH + H2O = HCOO^- + H3O⁺ K° = KA = 10^-3,8 Tableau d’avancement

Il faut donc résoudre l’équation / Ka =

  





COO CH O H

3 3 3

− +

=

 





− H O c

O H

3 0

2

3 =

h c

h

0 −

2

Ka = 10^-3,8 << 1

En faisant l’approximation d’une réaction peu avancée (acide peu dissocié) : c0 – h ≈ c0

On en déduit :

2 2

0 0

a

h h

K =c h c

− ^soit h= K c^{a 0}

AN : h = [H3O⁺] = 4,0.10^-3 mol.L^-1 Le taux de dissociation de l’acide est défini par :

0 0

Ka

h

c c



AN : α = 0,04 L’acide est donc bien peu dissocié, l’hypothèse est vérifiée 2) Sachant que h= K c_{a 0} = 4,0.10^-3 mol.L^-1, on en déduit : pH = 2,4

Exercice n°7 : composition d’une solution à l’état final

1) Réaction entre l’ammoniac et l’eau NH3(aq)+H2O(l) = NH4+ (aq)+HO⁻(aq) de constante K° = Ke/Ka = 10^−4,8 (<<1) 2) Dressons un tableau descriptif de l’évolution du système

3) On calcule :

BCPST 1 TD de chimie Lycée Prévert 2021 - 2022

Exercice n°9 : composition d’une solution à l’état final

BCPST 1 TD de chimie Lycée Prévert 2021 - 2022 Exercice n°11 : Autour de l’acide phosphorique

BCPST 1 TD de chimie Lycée Prévert 2021 - 2022 SUR LES ACIDES AMINES

Exercice n°12 : La glycine

1) Le diagramme de prédominance est représenté ci-dessous :

2) L’espèce introduit est un ampholyte.

La réaction prépondérante observée est la réaction de AH sur lui-même pour conduire à AH2+ et A^- RP : 2 AH (aq) = AH2+ (aq) + A^- (aq) K°

Cette réaction a pour constante d’équilibre : Tableau d’avancement

En appliquant la LDM :

On remarque que K° << 1, on peut donc faire l’hypothèse d’une réaction peu avancée : c0 – 2x ≈ c0

On en déduit alors : x=c₀ K = 2,2.10^-5 mol.L^-1 L’hypothèse d’une réaction peu avancée est vérifiée car x << c0

AN : [AH] = 1,0.10^-1 mol.L^-1 [AH2+] = [A^-] = 2,2.10^-5 mol.L^-1

3) On peut en déduire le pH de la solution en utilisant la formule d’Henderson d’un mélange d’acide et de base faible conjuguée :

Par exemple : pH = pKa2 + log

 

 

A AH

 − 

 

 

 

 

  = 6,0 Exercice n°13 : Point isoélectrique d’un acide aminé

BCPST 1 TD de chimie Lycée Prévert 2021 - 2022 POUR ALLER PLUS LOIN

Exercice n°14 : Acidité des eaux de pluie

Exercice n°15 : solution de vitamine C