Exercices sur les acides et les bases - Correction
Exercice n°1 : recherche couples de acide/base
Les espèces chimiques suivantes sont des acides ou des bases dans la théorie de Brönsted : C6H5COOH, HCOO-, HO-, NH4+, H2O, NH3, C6H5CO2- et HCO2H.
1°) Définir un acide et une base dans la théorie de Brönsted.
Acide HA: espèce chimique susceptible de céder au moins un proton : HA(aq) A-(aq) + H+(aq)
Acide A-: espèce chimique susceptible de capter au moins un proton : A-(aq) + H+(aq)HA(aq)
2°) Former les couples acide/base.
C6H5COOH / C6H5COO- HCOOH / HCOO- H2O/HO- NH4+ / NH3
3°) Écrire les demi-équations acido-basiques correspondant aux couples formés.
C6H5COOH(aq) ⇄ C6H5COO-(aq) + H+(aq)
HCOOH(aq) ⇄ HCOO-(aq) + H+(aq)
H2O(l) ⇄ HO-(aq) + H+(aq)
NH4+
(aq) ⇄ NH3(aq) + H+(aq)
4°) a°) L'eau appartient à un autre couple acide/base. Lequel ? L'autre couple est : H3O+ / H2O
b°) Comment nomme-t-on une telle espèce chimique ? C'est une espèce ampholyte.
Exercice n°2 : recherche de couples acide/base
On donne les équations de réaction suivantes :
a. CH3NH2 + CH3CO2H → CH3NH3+ + CH3CO2–
b. Ag+ + Cl– → AgCl
c. HO– + C4H9CO2H → H2O + C4H9CO2–
d. HO– + HCO3– → H2O + CO32–
e. H2CO2 + CH3OH → HCO2CH3 + H2O
f. HCl + NH3 → Cl– + NH4+
Parmi les réactions ci-dessus, quelles sont celles qui sont des réactions acido-basiques ? Pour ces réactions, identifiez les couples acide/base mis en jeu.
a. couples: CH3CO2H / CH3CO2– et CH3NH3+ / CH3NH2
c. couples: C4H9CO2H / C4H9CO2– et H2O/HO- d. couples: HCO3– / CO32– H2O/HO- f. couples: HCl / Cl- et NH4+ / NH3
Exercice n°3 : réaction acido-basique
Donner les équation-bilans des réactions acido-basiques ayant lieu entre les entités suivantes : a) L’ion amidure NH2- (base) et l’ion dihydrogénophosphate H2PO4–
b) L’ion hydroxyde HO– (base) et l’ion oxonium H3O+ c) L’eau et l’ammoniac NH3 (base)
a) H2PO4–
(aq) + NH2-
(aq) HPO42–
(aq) + NH3(aq)
b) H3O+(aq) + HO–(aq) 2 H2O(l)
c) H2O(l) + NH3(aq) ⇄ HO–(aq) + NH4+ (aq)
Exercice n°4 : produit ionique de l’eau
1°) À 25°C, calculer [HO–] d’une solution aqueuse pour laquelle [H3O+] = 5,8×10-2 mol·L-1
Ke = [H3O+]éq×[HO–]éq [HO–]éq = Ke [H3O+]éq
= 1,0×10−14
5,8×10−2 = 1,7×10−13mol.L−1 2°) À 25°C, calculer [H3O+] d’une solution aqueuse pour laquelle [HO–] = 2,3×10-2 mol·L-1
Ke = [H3O+]éq×[HO–]éq [H3O+]éq = Ke
[HO–]éq = 1,0×10−14
2,3×10−2 = 4,3×10−13mol.L−1 3°) À 25°C, calculer [H3O+] et [HO–] d’une solution aqueuse pour laquelle pH = 3,6
pH = 3,6 → [H3O+]éq = 10-pH = 10-3,6
= 2,5×10-4 mol.L-1 → [HO–]éq = Ke
[H3O+]éq = 1,0×10−14
2,5×10−4 = 4,0×10−11mol.L−1 Exercice n°5 : acide fort et base forte ?
1°) Le pH d’une solution d’acide de concentration 1,5×10-2 mol·L-1 vaut 3,3. A-t-on affaire à un acide fort ? Pour savoir si un acide est fort il suffit de de faire pH = -log(C) et de comparer à la valeur mesurée.
Ici -log(1,5×10-2) = 1,8 différent de 3,3 donc l'acide n'est pas fort.
2°) Le pH d’une solution d’hydroxyde de sodium (NaOH) de concentration 2,5 mmol·L-1 vaut 11,4.
L’hydroxyde de sodium est-il une base forte ?
Même type de raisonnement, pour savoir si une base est forte, il suffit de calculer pH = 14+log(C) et de le comparer à la valeur mesurée.
Ici 14+log(2,5×10-3) = 11,4 donc la base est forte.
3°) Quel volume d’eau distillée faut-il ajouter à V1 = 40 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de pH1 = 1,7 pour obtenir une solution de pH2 = 2,4 ?
C'est une dilution : Cm Vm = Cf Vf ici Cm = [H3O+]1 = 10-pH1 et Vm = V1 = 40 mL
Cf = [H3O+]2 = 10-pH2 et Vf = V2 = ? Donc on a [H3O+]1 V1 = [H3O+]2 V2
10-pH1 V1 = 10-pH2 V2 V2=V1
10−pH1 10−pH2
V2 = V1 10pH2−pH1 L'application numérique donne : V2 = 40×102,4-1,7
V2 = 2,0×102 mL
Le volume rajouté au volume initial est donc V = V2 - V1 = 2,0×102 - 40 = 1,6×102 mL Exercice n°7 : pH et pKa et diagramme de prédominance
On prépare une solution par dissolution de 62 mg d’acide borique H3BO3 solide dans 100 mL d’eau. Le couple acido-basique intervenant est le couple H3BO3 / H2BO3- :
Données : M(H3BO3) = 62 g.mol–1
1°) Écrire l’équation de la réaction de l’acide borique avec l’eau.
On peut le faire directement ou en faisant les demi-équations protoniques : H3BO3(aq) ⇄ H2BO3-(aq) + H+(aq)
H2O(l) + H+(aq) ⇄ H3O+(l)
H3BO3(aq) + H2O(l) ⇄ H2BO3-(aq) + H3O+(aq)
2°) Calculer la concentration molaire en soluté apporté de la solution d’acide borique.
C=n
V et n= m
M donc C= m
V .M = 0,062
0,100×62=0,010mol.L−1 3°) Déterminer l’avancement maximal xmax.
4°) La solution obtenue à un pH = 5,6. En déduire l’avancement final xf de la réaction.
(Vous pourrez vous aider d’un tableau d’avancement).
Équation bilan H3BO3(aq) + H2O(l) ⇄ H2BO3-(aq) + H3O+(aq)
État initial x = 0 C.V Excès 0 0
État intermédiaire x C.V - x Excès x x
État maximal xmax C.V - xmax = 0 Excès xmax xmax
État final ou état d'équilibre xf ou xéq C.V - xf Excès xf xf
Si la réaction est totale, le seul réactif limitant possible est H3BO3 : C.V - xmax = 0 → xmax = C.V = 0,0010 mol 4°) La solution obtenue à un pH = 5,6. En déduire l’avancement final xf de la réaction.
(Vous pourrez vous aider d’un tableau d’avancement).
D'après le tableau [H3O+]f = xf V
→ xf = V×[H3O+]f = V×10-pH xf = 0,100×10-5,6 = 2,5×10-7 mol 5°) Cette réaction chimique est-elle totale ? Est ce un acide fort ou faible ?
+
La réaction chimique est limitée car xf < xmax
C'est donc un acide faible.
6°) Calculer le taux d’avancement final de la réaction définit par xf xmax . xf
xmax=2,5×10−7
0,0010 =0,025 %
7°) Calculer la constante Ka et en déduire le pKa.
La réaction est H3BO3(aq) + H2O(l) ⇄ H2BO3-(aq) + H3O+(aq)
D'après le tableau d'avancement : [H3O+]f = [H2BO3-]f = xf V Et [H3BO3]f = C.V−xf
V et donc :
La constante d'acidité :
Le calcul donne : Ka = 6,3×10-10 → pKa = -log(Ka) = -log(6,3×10-10) = 9,2
8°) Placer sur un diagramme, les domaines de prédominance des espèces du couple H3BO3 / H2BO3- .
Exercice n°8 : acide fort le retour
L’acide nitrique HNO3 est un acide fort. On dissout dans un litre de solution aqueuse 1,26 g d’une solution commerciale d’acide nitrique à 50 % (signifie que sur la masse prélevée, 50 % est de l'acide nitrique). Soit S1 la solution obtenue.
1°) Calculer la concentration en acide nitrique de la solution S1. Donnée : masse molaire acide nitrique M = 63 g.mol-1
C1= n
V et n= m
M donc C1= m
V.M =0,50×1,26
1,0×63 =0,010mol.L−1
2°) Faites l’inventaire de toutes les espèces présentes dans S1 et calculer leurs concentrations.
L'équation bilan est HNO3(aq) + H2O(l) → NO3-(aq) + H3O+(aq)
Donc la réaction est totale (acide fort), les entités présentes après la réaction sont : NO3-(aq) ; H3O+(aq) (et donc aussi HO-(aq)). On peut faire un tableau d'avancement :
Équation bilan HNO3(aq) + H2O(l) → NO3-(aq) + H3O+(aq)
État initial x = 0 C1.V Excès 0 0
État intermédiaire x C1.V - x Excès x x
État maximal xmax C1.V - xmax = 0 Excès xmax xmax
Ka=[H3O+]f×[H2BO3-]f
[H3BO3]f =
(
xVf)
2C.V−xf V
pKa = 9,2 H3BO
3 prédomine H2BO3- prédomine
pH
On a le réactif limitant HNO3 et C1.V - xmax = 0 → xmax = C1.V Et donc [HNO3]max = 0 car il est totalement consommé (réaction totale)
D'après le tableau [H3O+]max = [ NO3-]max = xmax
V =C1.V V
= C1 = 0,010 mol.L-1
Ke = [H3O+]max×[HO-]max → [HO-]max= Ke
[H3O+]max=1,0×10−14
0,010 =1,0×10−12mol.L−1
3°) Donner la valeur du pH de la solution aqueuse S1. pH = -log [H3O+]max = -log(0,010)
pH = 2,0
On dilue la solution S1 précédente au dixième dans une fiole jaugée de 200,0 mL. On obtient la solution S2. 4°) Quel volume de solution S1 doit-on prélever ? Quelle verrerie doit-on utiliser ?
Une dilution au 10ième signifie F=10=C1 C2=V2
V1 avec ici V2 = 200,0 mL
Donc il faut prélever V1=V2
10=200,0
10 =20mL. On utilisera alors une pipette jaugée de 20 mL 5°) Quel est le pH de la solution S2 ?
C2=C1
10=0,010
10 =0,0010mol.L−1 → pH = -log(C2) = 3,0 (car c’est un acide fort)
