TD - 2014 - LOLB - Physique Chimie au lycée par Wahab Diop LSLL

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Lycée El Hadji Omar lamine Badji
Cellules de sciences physiques
Année scolaire 2013-2014
Classe : TS1
ACIDES ET BASES FAIBLES COUPLES ACIDE-BASE CONSTANTE D’ACIDITE ETCLASSIFICATION DES
COUPLES ACIDE-BASE
EXERCICE 1 :
Une solution d’acide acétique CH3COOH (ou acide éthanoïque) a une concentration molaire C = 10 -2 mol/L. Le pKa de
l’acide est 4,7.
1. Ecrire les différentes relations entre les concentrations des espèces chimiques présentes dans la solution.
2. En précisant les approximations utilisées et sachant que le pH de la solution est 3,35, calculer les concentrations des
différentes espèces chimiques en solution et vérifier la valeur de C donnée au début de l’énoncé.
EXERCICE 2 :
On se propose d’étudier le couple acide/base ion méthylamonium/méthylamine CH3NH3+ / CH3NH2 noté ci-dessous
BH+/B.
1. Définir la constante d’acidité de ce couple et son pKa.
[B]
2. Quelle est la relation entre pH de la solution et le rapport
+ ?
[BH ]
3.1. Pour la valeur v = 5,0 mL, monter que le rapport r =
[B]
[BH+ ]
re
po
in
t.c
om
3. Afin d’étudier l’acidité du couple on procède à la manipulation suivante : un volume V = 40 mL d’une solution de
chlorure de méthylamonium de concentration C = 5.10-2 mol/L est placé dans un bécher. On ajoute à l’aide d’une burette
graduée un volume V’ d’une solution de méthylamine de concentration C’ = 0,1 mol/L. On agite et on relève les valeurs
du pH. Les résultats sont les suivants :
V’(mL) 5,0
6,3
8,0
10,0
12,6
15,9
20,0
25,2
31,7
39,9
50,2
pH
10,1
10,2
10,3
10,4
10,5
10,6
10,7
10,8
10,9
11,0
11,1
est pratiquement égal à
C′V′
CV
. On admettre que cette
ie
.s
ha
approximation reste valable dans la suite.
3.2. Monter que r[H3O+] est pratiquement constant. En déduire la valeur de la constante d’acidité Ka ainsi que le pKa.
ht
tp
://
ph
ys
iq
ue
c
hi
m
EXERCICE 3 :
1. On considère le couple acide / base noté AH / A - de pKa connu. Montrer que le pH d’une solution de AH de
1
concentration Ca peut s’écrire sous la forme : pH = 2 (pKa – log Ca).
2. Soit une base faible B en solution aqueuse, de concentration Cb ; on suppose que le pKa du couple BH + / B est connu.
1
Montrer que le pH de cette solution de base faible peut s’écrire sous la forme : pH = 7 + 2 (pKa + log Cb)
3. Cinq bécher contiennent un volume V de solutions différentes mais de concentration égale à C = 10 -2 mol/L. Pour
identifier chaque solution, on mesure le pH en numérotant le bécher correspondant.
N °bécher
1
2 3
4
5
pH
5,6 7 10,6
11,3
12
3.1. Les solutions sont préparées à partir des produit suivants : chlorure de sodium (NaCl) ; chlorure d’ammonium
(NH4Cl) ; méthanamine (CH3NH2) ; hydroxyde de sodium (NaOH) ; ammoniac (NH3).
Ka1 (NH4+ / NH3) = 6,3.10-10 et Ka2 (CH3NH3+ / CH3NH2) = 2,6.10-11
Identifier les solutions dans les béchers ?
3.2. On mélange le contenu de deux béchers, l’un contenant le chlorure d’ammonium et l’autre, l’ammoniac. Le pH final
est 9,2. Retrouver à partir de l’étude du mélange, la valeur du pKa du couple NH 4+ / NH3.
EXERCICE 4 :
1. Donner la formule brute d’une monoamine primaire saturée dont la molécule contient n atomes de carbone.
Exprimer en fonction de n le pourcentage en masse d’azote.
2. L’analyse de 4,5 g de l’amine montre qu’elle renferme 1,4 g d’azote.
a. En déduire sa formule moléculaire.
b. Donner sa formule semi-développée et son nom. Possède-t-elle un isomère de classe différente ? Justifier.
3. On dissout dans un litre d’eau pure 0,1 mol de l’amine primaire, le pH de la solution est 11,8. Calculer les
concentrations des différentes espèces présentes dans la solution et en déduire le pKa 1 du couple acido-basique étudié.
4. Le diéthylamonium est une monobase faible.
1.1. Donner sa formule semi-développée et écrire l’équation de son interaction avec l’eau.
1.2. Connaissant les pKa des couples suivants :
M. MBODJ PC
(C) Wahab Diop 2014
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Couple diéthylamonium / diéthylamine : pKa2 = 11,8 ;
Couple ammonium / ammoniac : pKa3 = 9,2.
Classer les différentes bases selon les basicités croissantes et expliquer dans quelle mesure le radical alkyle influe-t-il
sur la force des bases.
re
po
in
t.c
om
EXERCICE 5 :
1. On prélève V0 = 10 mL d'une solution d'acide éthanoïque de concentration C 0 = 10-2 mol.L-1 ; on ajoute un volume
variable V d'eau distillée.
1.1. Proposer un montage pour réaliser cette expérience.
1.2. Ecrire l'équation-bilan de la réaction.
1.3. Soit C la nouvelle concentration de la solution. Etablir la relation entre C, C0, V0 et V.
2. On mesure le pH des solutions obtenues pour différentes valeurs de V. Compléter le tableau et tracer la courbe
pH
= f (-logC).
V(mL)
0
10
20
40
60
90
pH
3,37
3,52
3,61
3,72
3,80
3,87
C
pC = -logC
2. 1. Déterminer l'équation de la courbe obtenue.
1
2. 2. Mettre cette équation sous la forme : pH = 2 (constante + pC).
2.3. En déduire la valeur de la constante d’acidité Ka de l'acide éthanoïque et son pKa.
iq
ue
c
hi
m
ie
.s
ha
EXERCICE 6 :
Donnée : Acide éthanoïque Ka = 1,8.10- 5.
Une solution est formée d'acide éthanoïque à 0,1 mol.L -1 On en prélève 10 mL et on complète à 100 mL avec de l'eau
pure. On obtient ainsi une solution S'. On prélève 50 mL de S' et on complète à 500 mL toujours avec de l'eau pure. On
obtient la solution S".
1) Calculer la concentration de chaque solution S' et S".
2) Ecrire l'équation-bilan de la réaction de l'acide avec l'eau.
3) Calculer pour les trois solutions le coefficient de dissociation. Conclure.
ht
tp
://
ph
ys
EXERCICE 7 :
On dispose d’une solution B d’acide benzoïque de concentration Ca = 2,5.10 -2 mol/L et une solution d’acide
chlorhydrique C de concentration Ca = 1,0.10-3 mol/L.
1) Le pH de B est de 2,9. Montrer que l’acide benzoïque est un acide faible et déterminer son coefficient d’ionisation α 1.
2) On prélève 10 mL de B que l’on place dans une fiole jaugée de 1 L. On complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait
de jauge. Le pH de la solution ainsi obtenue est 3,9. Déterminer le nouveau coefficient d’ionisation α 2 de l’acide
benzoïque.
3) On mélange 100 mL de la solution B avec 100 mL de la solution C. Le pH du mélange obtenu est 3,25. En négligeant
les ions H3O+ venant de l’autoprotolyse de l’eau, déterminer la quantité n (H 3O+) résultant de l’ionisation de l’acide
benzoïque dans ce mélange. En déduire son coefficient d’ionisation α 3 dans cette solution. Conclure.
EXERCICE 8 :
1) Soit une solution aqueuse d’acide nitreux HNO2 ; de concentration C = 10-2 mol/L ; de volume V = 50 mL. L’acide
nitreux est un acide faible.
a) Ecrire l’équation de dissolution de l’acide nitreux dans l’eau.
b) Ecrire les relations d’électroneutralité de la solution et de conservation de la matière.
c) Quelle est l’expression de la constante d’acidité Ka du couple acide nitreux / ion nitrite. L’exprimer en fonction de
[H3O+] et C. Quelle (s) approximation est-il légitime de faire ?
d) Le pKa du couple HNO2 / NO2- vaut 3,35. Quel est le pH de la solution ?
2) On dissout sans que le volume ne soit affecté, 2,5.10 -4 mol de chlorure d’hydrogène HCl dans la solution d’acide
nitreux.
a) Ecrire l’équation de dissolution du chlorure d’hydrogène.
b) Quelle influence cette dissolution a-t-elle sur la dissociation de l’acide nitreux ?
c) Le pH de la solution vaut 2,3 après dissolution du chlorure d’hydrogène. Vérifier, en calculant les concentrations
molaires en acide nitreux HNO2 et en ion nitrite NO2-, la réponse à la question précédente.
M. MBODJ PC
(C) Wahab Diop 2014
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