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Exercices Objectif Bac

P.35-36

Objectif

40
Cuisine et acidité
41
Acidité de l’eau distillée
42
Acide dans les batteries

Comprendre les attendus

40
Cuisine et acidité

✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents
✔ REA : Appliquer une formule

D’après le sujet Bac S, métropole 2005.

Le chou rouge est un légume riche en fibres et en vitamines, qui se consomme en salade ou cuit. Mais la cuisson du chou rouge peut réserver des surprises : chou rouge et eau de cuisson deviennent rapidement bleus. Pour rendre au chou sa couleur violette, on peut ajouter un filet de jus de citron ou du vinaigre.

Une autre modification de couleur peut surprendre le cuisinier : versée dans un évier contenant du détergent, l’eau de cuisson du chou devient verte.

I. Acides et bases dans la cuisine

1. Préciser la propriété principale d’un indicateur coloré acide-base.

2. Justifier le caractère basique du détergent.

3. Indiquer le schéma de Lewis des deux espèces du couple acide-base de l’acide éthanoïque

CH_{3} COOH

Dessinez ici

II. Dilution du vinaigre

Le vinaigre commercial à

1, 0

mol·L^-1 est trop concentré pour être étudié. On le dilue donc dix fois. On dispose de la verrerie suivante :

éprouvettes (mL) : $5; 10; 25; 50; 100$ ;
pipettes jaugées (mL) : $1, 0; 5, 0; 10, 0; 20, 0$ ;
Fioles jaugées (mL) : $150, 0; 200, 0; 250, 0; 500, 0$ .

◆ Choisir dans cette liste la verrerie la plus appropriée.

III. Réaction du vinaigre sur la soude

On ajoute un volume

V_{eau} = 60

mL afin d’immerger les électrodes du pH-mètre à un volume

V_{A} = 10, 0

mL de la solution diluée de vinaigre.

Tout en mesurant le

pH

, on ajoute progressivement une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (

Na^{+} (aq); HO^{-} (aq)

) de concentration en soluté apporté

c = 1, 0 \times 1 0^{- 1}

mol·L^-1. On a alors réaction entre les ions hydroxyde et l’acide éthanoïque contenu dans le vinaigre.

La courbe

pH = f (V)

du doc. 2 est alors obtenue.

1. Écrire l’équation associée à la réaction.

2. Pour

V = 6, 0

mL, déterminer l’avancement maximal

x_{max}

3. Préciser si la réaction étudiée est totale.

Voir la correction

Données

Relation utile : $\frac{( [ H _{3} O ^{+} ] \cdot [ H 0 ^{-} ] )}{c ^{0^{2}}} = 1 0^{- 14}$
Masses molaires atomiques : $M (C) = 12, 0$ g·mol^-1, $M (H) = 1, 0$ g·mol^-1 et $M (O) = 16, 0$ g·mol^-1

Doc. 1
Chou rouge

La première utilisation d’un indicateur coloré pour les titrages acide-base [a été faite en] 1767 par W. Lewis. Il employait un extrait de tournesol [...]. On utilisait à l’époque des extraits de plantes qui changent de couleur avec l’acidité du milieu [...].

En voici quelques-uns parmi les plus connus et les meilleurs : l’artichaut [...], la betterave rouge [...], et le chou rouge, de loin l’extrait le plus intéressant car sa couleur change nettement suivant la valeur du

pH

$pH$	0-3	4-6	7-8	9-12	13-14
Couleur	rouge	violet	bleu	vert	jaune

Cécile Valette, et al., Chimie des couleurs et des odeurs, 1996.

Doc. 2
Suivi pH-métrique d’un groupe d’élèves

Détails du barème	TOTAL / 7 pts
I. 1. Extraire une information.	0,5 pt
2. Analyser un résultat expérimental.	0,5 pt
3. Représenter les schémas de Lewis.	1,5 pt
II. Choisir le matériel adapté à la dilution.	1 pt
III. 1. Déterminer l’équation de réaction.	1 pt
2. Déterminer $x_{max}$ .	1 pts
3. Lire graphiquement le $pH$ .	0,5 pts
Déterminer la quantité d’ions $HO^{-} (aq)$ .	0,5 pts

41
Acidité de l’eau distillée

✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents
✔ REA : Appliquer une formule

D’après le sujet Bac S, Antilles-Guyane, 2009.

1. a. Dans toute solution aqueuse se produit la réaction d’autoprotolyse de l’eau. Il s’agit d’une réaction acide-base entre deux molécules d’eau. Écrire l’équation de cette réaction.

b. À 25 °C, des mesures montrent que, pour de l’eau pure,

[H_{3} O^{+}]_{\overset{e}{ˊ} q} = 1, 0 \times 1 0^{- 7}

mol·L^-1 . Calculer la valeur du

pH

de l’eau pure à

25

°C.

De l’eau fraîchement distillée est laissée quelque temps à l’air libre, dans un bécher, à

25

°C. Son

pH

diminue progressivement puis se stabilise à la valeur de

5, 7

. La dissolution lente et progressive dans l’eau distillée du dioxyde de carbone présent dans l’air permet d’expliquer cette diminution du

pH

. Un équilibre s’établit entre le dioxyde de carbone présent dans l’air et celui qui est dissous dans l’eau distillée, noté

(CO_{2}, H_{2} O)(aq)

.

Dans la suite de l’exercice, on ne tiendra pas compte de la réaction entre les ions hydrogénocarbonate

HCO_{3}^{-} (aq)

et l’eau. L’équation de la réaction entre le dioxyde de carbone dissous et l’eau s’écrit :

(CO, H_{2} O)(aq) + H_{2} O (l) ⇄ HCO_{3}^{-} (aq) + H_{3} O^{+} (aq)

2. a. Écrire les couples acide-base mis en jeu dans cette équation.

On démontre qu’en solution :

1 0^{- 6, 4} = \frac{[ H _{3} O ^{+} ] \cdot [ H C O _{3}^{-} ]}{[ ( C O _{2} , H _{2} O ) ] \cdot c ^{\circ}}

b. Déterminer la concentration en

(CO_{2}

H_{2} O) (aq)

dissous dans l’eau du laboratoire.

Dans un mélange gazeux, comme l’air, chacun des gaz qui le constitue contribue à la pression du mélange proportionnellement à sa quantité de matière. C’est la pression partielle du gaz considéré.

L’atmosphère terrestre possède un pourcentage moyen en quantité de

CO_{2}

0, 038

%, ce qui correspond à une pression partielle en

CO_{2}

38

Pa.

La concentration d’un gaz dissous dans l’eau est proportionnelle à sa pression partielle à l’équilibre. Dans le cas du dioxyde de carbone, on a :

[(C O_{2}, H_{2} O)] = k \cdot p_{c o_{2}}

Dans cette expression,

k

désigne un coefficient de proportionnalité égal à

k = 3, 4 \times 1 0^{- 7}

mol·L^-1·Pa^-1.

3. a. Calculer la valeur de la concentration

[(C O_{2}, H_{2} O)]

dans une solution aqueuse laissée longtemps à l’air libre.

b. Indiquer si l’air du laboratoire possède un pourcentage en dioxyde de carbone inférieur ou supérieur à

0, 038

■ Absorption du dioxyde de carbone par les océans

Voir la correction

42
Acide dans les batteries

✔ REA : Utiliser un modèle
✔ RAI/ANA : Construire un raisonnement

D’après le sujet Bac S, Afrique, 2008.

La batterie d’une voiture est composée de plusieurs cellules d’accumulateurs montées en série. L’électrolyte utilisé est une solution aqueuse d’acide sulfurique à environ

33

% en masse. On se propose de mesurer la concentration c en soluté

H_{2} SO_{4} (l)

apporté dans cet électrolyte. L’électrolyte

S_{0}

a été préparé par dissolution de

H_{2} SO_{4} (l)

dans l’eau. La réaction est totale et peut s’écrire :

H_{2} SO_{4} (l) + 2 H_{2} O(l) ⟶ 2 H_{3} O^{+} (aq) + SO_{4}^{2 -} (aq)

1. Justifier le terme de diacide employé pour l’acide sulfurique.

L’électrolyte

S_{0}

étant trop concentré, on le dilue

1000

fois pour l’étudier. On obtient une solution

S_{1}

.

2. Choisir la verrerie nécessaire :

fioles jaugées de $10, 00$ mL, $50, 00$ mL, $100, 00$ mL, $1, 00$ L ;
pipettes graduées de $1, 0$ mL, $2, 0$ mL, $10, 0$ mL ;
pipettes jaugées de $1, 00$ mL, $2, 00$ mL, $10, 00$ mL ;
béchers de $50$ mL, $100$ mL, $1$ L.

3. On mesure le

pH

de la solution

S_{1}

pH = 2, 1

. Vérifier que ce résultat est en accord avec la composition théorique de la batterie.

Voir la correction

Données

Densité de l’acide sulfurique à $33$ % en masse : $d = 1, 25$
Masse volumique de l’eau : $ρ_{eau} = 1, 00 \times 1 0^{3}$ g·L^-1
Masses molaires atomiques : $M (H) = 1, 0$ g·mol^-1, $M (S) = 32, 1$ g·mol^-1 et $M (O) = 16, 0$ g·mol^-1

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Objectif

Comprendre les attendus

40Cuisine et acidité

I. Acides et bases dans la cuisine

II. Dilution du vinaigre

III. Réaction du vinaigre sur la soude

Doc. 1Chou rouge

Doc. 2Suivi pH-métrique d’un groupe d’élèves

Détails du barème

41Acidité de l’eau distillée

42Acide dans les batteries

40
Cuisine et acidité

Doc. 1
Chou rouge

Doc. 2
Suivi pH-métrique d’un groupe d’élèves

41
Acidité de l’eau distillée

42
Acide dans les batteries