Acides et bases faibles- reaction acide faible/base forte(et vice versa)








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date de publication27.01.2017
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Cellule de SCIENCES PHYSIQUES LMCM

.Année académique 2013/2014

Tamba

ACIDES ET BASES FAIBLES- REACTION ACIDE FAIBLE/BASE FORTE(et vice versa),

DOSAGE(T AMPON)

  • Exercice 1:

Une solution d’acide méthanoïque de concentration 10-2 mol/L a un pH = 2,9. Montrer de deux manières différentes que l’acide est faible puis écrire le bilan de sa réaction avec l’eau.

  • Exercice 3:

Une solution aqueuse d’amine aliphatique saturée B de concentration molaire CB a un pH = 11,9 à 25°C.

2.1 : On dose un volume VB = 250 mL d’une solution de l’amine B par une solution d’acide sulfurique de concentration molaire CA = 0,1 mol/L. Le volume d’acide versé pour atteindre la demi-équivalence est de : VA = 62,5 mL.

Montrer à l’aide de ces données que la concentration molaire de l’amine B vaut CB = 0,1 mol/L

  • Exercice 4:

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 α1.

  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 α2 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 H3O+ résultant de l’ionisation de l’acide benzoïque dans ce mélange. En déduire son coefficient d’ionisation α3 dans cette solution. Conclure.

2.2 : Après avoir précisé la force de l’amine B (justification a l’appui), calculer le pKA du couple acide base.

  • Exercice 5 :

Une solution (A) d’ammoniac de concentration voisine de 10-2 mol.L-1 a un pH proche de10,7.

  1. La base utilisée est-elle une base forte ? pourquoi ?

  2. On dose 20,0 cm3 de cette solution par l’acide chlorhydrique de concentration 1,00.10-2 mol.L-1. L’équivalence est obtenue lorsqu’il a été versé 23,6 cm3 d’acide.

  1. Définir l’équivalence.

  2. Quelle est la concentration, en mol.L-1, de la solution (A) ?

  3. Quel volume de solution (A) doit-on ajouter à de l’eau pure pour obtenir un litre de solution (B) de concentration 1,00.10-2 mol.L-1.

  • Exercice 6:

NB : L’unité utilisée pour la mesure de tous les volumes est le litre. Les résultats numériques seront donnés avec deux chiffres significatifs.

On veut préparer 0,100 L d’une solution de pH égal à 4,0. Pour cela on mélange un volume V1 d’une solution d’acide méthanoïque de concentration C1 = 1,0.10-1 mol.L-1 et un volume V2 d’une solution de méthanoate de sodium de concentration C2 = 5,0.10-2 mol.L-1. Le pKa du couple acide méthanoïque/ion méthanoate est égal à 3,8.

  1. Quelles sont les espèces chimiques présentes dans la solution ? Calculer leurs concentrations, en mol.L-1, en fonction de V1 et V2.

  2. Calculer V1 et V2.

  3. Quelle est la quantité de matière d’ions méthanoate et de molécules d’acide méthanoïque présents dans le volume de solution préparée ?

  • Exercice 7 ; pH du mélange de deux acides faibles(1997)

S

Formule

Ka

pka

Concentration dans le mélange

S1

CH3COOH

K1=1,8.10-5

p K1= 4,74



S2

C6H5COOH

K2=6,3.10-5

p K2= 4,20



Remarques préliminaires :pK < 3,S1 et S2 sont des acides faibles de forces comparables.

  • Ainsi les ions H3O+en provenance de S1 et S2 seront en quantités comparables dans le mélange.

Par ailleurs on négligera la dissociation de l’eau ; ce qui permettra de négliger devant les autres concentrations dans l’expression de l’électro neutralité. et ; les acides sont faiblement dissociés et on fera les approximations suivantes :

et

  1. Les concentrations molaires volumiques respectives dans le mélange de S1 et S2 sont :



Tenant compte de ces remarques préliminaires, démontrer que.



En déduire le pH du mélange. Le fait d’avoir négligé devant les autres concentrations se justifie-t-il à priori ? Tenant compte de ces remarques préliminaires, démontrer que.

  • Exercice 8:

On se propose d’étudier le couple acide/base ion méthylamonium/méthylamine/noté ci-dessous BH+/B.

  1. Définir la constante d’acidité de ce couple et son pKa.

  2. Quelle est la relation entre pH de la solution et le rapport  ?

  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

  1. Pour la valeur v = 5,0 mL, monter que le rapport r = est pratiquement égal à. On admettre que cette approximation reste valable dans la suite.

  2. Monter que r[H3O+] est pratiquement constant. En déduire la valeur de la constante d’acidité Ka ainsi que le pKa.

  • Exercice 9:

Afin de mesurer le pKa du couple acide éthanoïque/ion éthanoate, on détermine le pH du mélange de deux solutions S1 d’acide éthanoïque et S2 d’éthanoate de sodium. S1 et S2 ont même concentration C1 = C2 = 0,1 mol/L.

  1. On mélange V1 = 10 mL de S1 avec V2 = 40 mL de S2. Le pH est de 3,4.

  1. Déterminer les concentrations molaires de toutes les espèces chimiques dans le mélange.

  2. Vérifier l’égalité : .

  1. On considère que le résultat 1-b) est vérifié. On effectue les mesures de pH pour les mélanges de S1 et S2 correspondant à différentes valeurs de V1 et V2. Les résultats sont consignés dans le tableau suivant :




Mélange

M1

M2

M3

M4

M5

M6

M7

M8

M9

V2(mL)

4

10

20

30



40

40

40

40

V1(mL)

40

40

40

40

40

30

20

10

4

pH

3,6

4,0

4,3

4,5

4,6

4,7

4,9

5,2

5,6

Log




























  1. Compléter le tableau puis tracer la courbe pH = f (Log).

En abscisse : 10 cm ↔ 1 unité et en ordonnées : 2 cm ↔1 unité pH.

  1. En déduire la relation entre pH et le rapport.



  1. Ecrire le bilan de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau.

  2. Après avoir rappelé la définition du Ka, en déduire la relation entre le pH d’une solution contenant à la fois CH3COOH et CH3COO-.

    1. Déduire des questions précédentes la valeur approchée du pKa du couple étudié.

  • Exercice 10: mélange acide fort et d’un acide faible (2000)

Soit une solution d’acide benzoïque de concentration molaire volumique C1. La constante d’acidité du couple
est Ka=6,3.10-5. Soit le coefficient de dissociation de cet acide.

1. Etablir l’expression de Ka en fonction de et C1.

N.B : On pourra utiliser avantageusement l’équation de conservation de la matière et l’équation d’électro neutralité.Dans cette dernière on négligera devant

2. Calculer pour :

a. C1=10-1mol/L

b. C1=10-4mol/L

3. A un volume V de cette solution acide de concentration molaire volumique C1=10-4mol/L, on ajoute un même volume V d’acide chlorhydrique HCl de concentration molaire C2=10-3mol/L volumique. Soit le coefficient de dissociation de l’acide dans le mélange.

3.1. Etablir l’expression de Ka (la constante d’acidité) en fonction de, et  .

étant respectivement les concentrations de et Cl- dans le mélange de volume VT=2V.

  • Exercice 11 :

  1. Le pH d’une solution aqueuse d’ammoniac NH3 de concentration 10-2 mol/L, est 10,6.

    1. Ecrire l’équation ayant lieu entre l’ammoniac et l’eau et calculer la concentration des espèces présentes dans la solution dans la solution (à l’exception de l’eau).

    2. En déduire la valeur de la constante Ka du couple acide/base mis en jeu lors de la réaction de l’ammoniac avec l’eau.

  2. Le pH d’une solution de monoéthylamine C2H5NH2 de concentration 10-2 mol/L est 11,4.

  1. Répondre aux mêmes questions 1-a) et 1-b).

  2. Dans les deux couples acide/base cités, entre l’ammoniac et la monoéthylamine, quelle est la base la plus forte ? Justifier.

  1. Dans 20 cm3 de la solution de monoéthylamine précédente, on verse progressivement une solution d’acide chlorhydrique obtenue en dissolvant 1,85 g de chlorure d’hydrogène gazeux dans 1 litre d’eau (on néglige la variation de volume)

    1. Quel sera le volume de l’acide chlorhydrique versé à l’équivalence ? Vous rappelez la définition de l’équivalence. On donne les masses molaires atomiques : M (H) = 1g/mol ; M (Cl) = 35,5 g/mol.

    2. Tracer l’allure de la courbe de variation du pH en fonction du volume de solution d’acide chlorhydrique

versé. Il ne sera fait aucun calcul, mais on choisira judicieusement quelques points de référence pour justifier le tracé.

  • Exercice 12: Dosage d’un acide faible par l’hydroxyde de sodium (1998)

On introduit 4,83 g d’un monoacide carboxylique saturé dans de l’eau pour obtenir un litre de solution.

Dans un bécher contenant 50 mL de cette solution, on verse progressivement une solution d’hydroxyde

de sodium de concentration molaire volumique Cb = 102 mol/L .A chaque volume d’hydroxyde de sodium

versé, on mesure le pH de la solution. On obtient alors le tableau de mesure ci-dessous.

Vb(mL)

0

5

10

15

20

24

28

30

32

34

36

40

pH

2 ,4

3,4

3,6

3,7

3,9

4,3

5,0

5,5

10,9

11,4

11,5

11,7

3. Calculer les concentrations molaires volumiques des différentes esp% éces chimiques présentes dans le bêcher lorsqu’on a versé un volume vB=25mLde solution d’hydroxyde de sodium.

4. On désire réaliser une solution tampon de pH=4et de volume Và partir de l’acide considéré.

4.1 Rappeler les caractéristiques d’une solution tampon.

4.2 Proposer une méthode pour obtenir cette solution tampon.

V1=105mL et V2=210mL.

http://www.cafe-sciences.org/images/neuf-287.jpg



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Doro Cissé Professeur de Sciences Physiques: cissdoro.e-monsite.com E=mc2

Lycée Mame Cheikh M’Baye de Tamba


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