Objectif Bac

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 \text{CH}_3\text{COOH}.

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_{\text{eau}} = 60 mL afin d'immerger les électrodes du pH-mètre à un volume V_\text{A} = 10{,}0 mL de la solution diluée de vinaigre.

Tout en mesurant le \text{pH}, on ajoute progressivement une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium (\text{Na}^+\text{(aq)}\: ; \text{HO}^-\text{(aq)}) de concentration en soluté apporté c = 1{,}0 \times 10^{-1} mol·L^-1. On a alors réaction entre les ions hydroxyde et l'acide éthanoïque contenu dans le vinaigre.

La courbe \text{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_{\text{max}}.

3. Préciser si la réaction étudiée est totale.

• Relation utile : \frac{\left(\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right] \cdot\left[\mathrm{H} 0^{-}\right]\right)}{c^{{0}^{2}}}=10^{-14}
• Masses molaires atomiques : M(\text{C}) = 12{,}0 g·mol^-1, M(\text{H}) = 1{,}0 g·mol^-1 et M(\text{O}) = 16{,}0 g·mol^-1

De l'eau fraîchement distillée est laissée quelque temps à l'air libre, dans un bécher, à 25 °C. Son \text{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 \text{pH}. Un équilibre s'établit entre le dioxyde de carbone présent dans l'air et celui qui est dissous dans l'eau distillée, noté \text{(CO}_2, \text{H}_2\text{O)(aq)}.

Dans la suite de l'exercice, on ne tiendra pas compte de la réaction entre les ions hydrogénocarbonate \text{HCO}^-_3 \text{(aq)} et l'eau. L'équation de la réaction entre le dioxyde de carbone dissous et l'eau s'écrit :

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

On démontre qu'en solution :


b. Déterminer la concentration en \text{(CO}_2, \text{H}_2\text{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 \text{CO}_2 de 0{,}038 %, ce qui correspond à une pression partielle en \text{CO}_2 de 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 :


Dans cette expression, k désigne un coefficient de proportionnalité égal à k = 3{,}4 \times 10^{-7} mol·L^-1·Pa^-1.

3. a. Calculer la valeur de la concentration \left[\left(\mathrm{CO}_{2}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)\right] 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 %.

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

L'électrolyte \text{S}_0 étant trop concentré, on le dilue 1 \:000 fois pour l'étudier. On obtient une solution \text{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 \text{pH} de la solution \text{S}_1 : \text{pH} = 2{,}1. Vérifier que ce résultat est en accord avec la composition théorique de la batterie.

• Densité de l'acide sulfurique à \bold{33} % en masse : d = 1{,}25
• Masse volumique de l'eau : \rho_\text{eau} = 1{,}00 \times 10^3 g·L^-1
• Masses molaires atomiques : M(\text{H}) = 1{,}0 g·mol^-1, M(\text{S}) = 32{,}1 g·mol^-1 et M(\text{O}) = 16{,}0 g·mol^-1