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Exercices Objectif Bac
P.35-36
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Objectif
ANG_picto_bac

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 CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}.
Couleurs
Formes
Dessinez ici


II. Dilution du vinaigre

Le vinaigre commercial à 1,01{,}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 ;1005 \:; 10 \:; 25 \:; 50 \:; 100 ;
  • pipettes jaugées (mL) : 1,0 ;5,0 ;10,0 ;20,01{,}0 \:; 5{,}0 \:; 10{,}0 \:; 20{,}0 ;
  • Fioles jaugées (mL) : 150,0 ;200,0 ;250,0 ;500,0150{,}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 Veau=60V_{\text{eau}} = 60 mL afin d’immerger les électrodes du pH-mètre à un volume VA=10,0V_\text{A} = 10{,}0 mL de la solution diluée de vinaigre.

Tout en mesurant le pH\text{pH}, on ajoute progressivement une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (Na+(aq) ;HO−(aq)\text{Na}^+\text{(aq)}\: ; \text{HO}^-\text{(aq)}) de concentration en soluté apporté c=1,0×10−1c = 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 pH=f(V)\text{pH} = f(V) du doc. 2 est alors obtenue.


1. Écrire l’équation associée à la réaction.


2. Pour V=6,0V = 6{,}0 mL, déterminer l’avancement maximal xmaxx_{\text{max}}.


3. Préciser si la réaction étudiée est totale.
Voir les réponses

Données
  • Relation utile : ([H3O+]⋅[H0−])c02=10−14\dfrac{\left(\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right] \cdot\left[\mathrm{H} 0^{-}\right]\right)}{c^{{0}^{2}}}=10^{-14}
  • Masses molaires atomiques : M(C)=12,0M(\text{C}) = 12{,}0 g·mol-1, M(H)=1,0M(\text{H}) = 1{,}0 g·mol-1 et M(O)=16,0M(\text{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\text{pH} :

pH\textbf{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

Courbe pH

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 xmaxx_\text{max}.
1 pts
3. Lire graphiquement le pH\text{pH}.
0,5 pts
Déterminer la quantité d’ions HO−(aq)\text{HO}^-\text{(aq)}.
0,5 pts
➜ Retrouvez plus d’exercices dans le Livret Bac p. 126

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, [H3O+]eˊq=1,0×10−7[\text{H}_3\text{O}^+]_\text{éq} = 1{,}0 \times 10^{-7} mol·L-1 . Calculer la valeur du pH\text{pH} de l’eau pure à 2525 °C.


De l’eau fraîchement distillée est laissée quelque temps à l’air libre, dans un bécher, à 2525 °C. Son pH\text{pH} diminue progressivement puis se stabilise à la valeur de 5,75{,}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\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 (CO2,H2O)(aq)\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 HCO3−(aq)\text{HCO}^-_3 \text{(aq)} et l’eau. L’équation de la réaction entre le dioxyde de carbone dissous et l’eau s’écrit :
(CO,H2O)(aq)+H2O(l)⇄HCO3−(aq)+H3O+(aq)(\text{CO} ,\text{H}_2\text{O)(aq)} + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \rightleftarrows \text{HCO}^-_3\text{(aq)}+\text{H}_3\text{O}^+(\text{aq})

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



On démontre qu’en solution :
10−6,4=[H3O+]⋅[HCO3−][(CO2,H2O)]⋅c∘10^{-6,4}=\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right] \cdot\left[\mathrm{HCO}_{3}^{-}\right]}{\left[\left(\mathrm{CO}_{2}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)\right] \cdot c^{\circ}}


b. Déterminer la concentration en (CO2\text{(CO}_2, H2O) (aq)\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 CO2\text{CO}_2 de 0,0380{,}038 %, ce qui correspond à une pression partielle en CO2\text{CO}_2 de 3838 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 :

[(CO2,H2O)]=k⋅pco2\left[\left(\mathrm{CO}_{2}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)\right]=k \cdot p_{\mathrm{co}_{2}}

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

3. a. Calculer la valeur de la concentration [(CO2,H2O)]\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 0,0380{,}038 %.


■ Absorption du dioxyde de carbone par les océans
Absorption du dioxyde de carbone par les océans
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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 3333 % en masse. On se propose de mesurer la concentration c en soluté H2SO4(l)\text{H}_2\text{SO}_4\text{(l)} apporté dans cet électrolyte. L’électrolyte S0 \text{S}_0 a été préparé par dissolution de H2SO4(l)\text{H}_2\text{SO}_4\text{(l)} dans l’eau. La réaction est totale et peut s’écrire :

H2SO4(l)+2 H2O(l)⟶2 H3O+(aq)+SO42−(aq)\text{H}_2\text{SO}_4(\text{l}) + 2\ \text{H}_2\text{O(l)} \longrightarrow 2\ \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) + \text{SO}^{2-}_4 (\text{aq})

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


L’électrolyte S0\text{S}_0 étant trop concentré, on le dilue 1 0001 \:000 fois pour l’étudier. On obtient une solution S1\text{S}_1.

2. Choisir la verrerie nécessaire :
  • fioles jaugées de 10,0010{,}00 mL, 50,0050{,}00 mL, 100,00100{,}00 mL, 1,001{,}00 L ;
  • pipettes graduées de 1,01{,}0 mL, 2,02{,}0 mL, 10,010{,}0 mL ;
  • pipettes jaugées de 1,001{,}00 mL, 2,002{,}00 mL, 10,0010{,}00 mL ;
  • béchers de 5050 mL, 100100 mL, 11 L.


3. On mesure le pH\text{pH} de la solution S1\text{S}_1 : pH=2,1\text{pH} = 2{,}1. Vérifier que ce résultat est en accord avec la composition théorique de la batterie.
Voir les réponses

Données
  • Densité de l’acide sulfurique à 33\bold{33} % en masse : d=1,25d = 1{,}25
  • Masse volumique de l’eau : ρeau=1,00×103\rho_\text{eau} = 1{,}00 \times 10^3 g·L-1
  • Masses molaires atomiques : M(H)=1,0M(\text{H}) = 1{,}0 g·mol-1, M(S)=32,1M(\text{S}) = 32{,}1 g·mol-1 et M(O)=16,0M(\text{O}) = 16{,}0 g·mol-1
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