Exercices

5

Acide fort

L’acide nitrique ${\text{HNO}}_3$ est un acide fort.

◆ Écrire l’équation de sa réaction avec l’eau.

6

Base faible

L’ion hydrogénophosphate ${\text{HPO}}_4^{2-}$ est une base faible.

◆ Écrire l’équation de sa réaction avec l’eau.

7

Espèce amphotère

La glycine de formule semi-développée est un acide aminé amphotère.

◆ Écrire les deux couples acide-base de la glycine.

8

Constante d’acidité

L’acide fluorhydrique $\text{HF}$, pourtant extrêmement corrosif, est un acide faible de $\text{p}{K}_{\text{A}}=3,2$.

◆ Exprimer, puis calculer sa constante d’acidité $K_{\text{A}}$.

9

Diagramme de prédominance

◆ Tracer le diagramme de prédominance de l’acide méthanoïque ${\text{HCOOH/HCOO}}^{-}$ dont le $\text{p}{K}_{\text{A}}$ vaut $3,75$.

10

Alanine

D’après le diagramme de prédominance ci-dessous, préciser sous quelle forme se trouve l’alanine dans une solution dont le $\text{pH}$ est égal à $11$.

11

Indicateur coloré

Le carmin d’indigo est un indicateur coloré dont la forme acide est bleue et la forme basique est jaune. Sa zone de virage est comprise entre $11,4$ et $13,0$.

◆ En déduire la couleur de sa teinte sensible.

12

$\text{pH}$ d’une solution d’acide fort

✔ APP : Maîtriser le vocabulaire

L’acide chlorhydrique est un acide fort dans l’eau. Une solution S de concentration en soluté apporté $c=4,0\times 10^{-2}$ mol⋅L^-1 est préparée.

1. Rappeler la définition d’un acide fort.


2. Calculer le $\text{pH}$ de la solution $\text{S}$.


3. Calculer le $\text{pH}$ de la solution ${\text{S}}^{\prime }$, obtenue en diluant par deux la solution $\text{S}$.

Donnée

• Produit ionique de l’eau à $25$ °C : $K_{\mathrm{e}}=1,0\times 10^{-14}$

13

$\text{pH}$ d’une solution de base forte

✔ REA : Utiliser un modèle

La potasse caustique ${\text{(K}}^{+}\text{(aq)};{\text{HO}}^{-}\text{(aq))}$ est une base forte dans l’eau. Une solution $\text{S}$ est préparée en dissolvant une masse $m=3,9$ g de $\text{KOH(s)}$ dans un volume $V=100$ mL.

1. Calculer la masse molaire $M\text{(KOH)}$ à l’aide du tableau périodique.
➜ Rabat de fin


2. Calculer la concentration $c$ en soluté apporté.


3. Écrire l’équation de la réaction de dissolution de l’hydroxyde de potassium $\text{KOH(s)}$ dans l’eau.


4. Déterminer la concentration ${\text{[HO}}^{-}]$.


5. Calculer la concentration en ion oxonium dans la solution. En déduire le $\text{pH}$ de la solution $\text{S}$.

6. La solution $\text{S}$ est diluée dix fois. Déterminer le $\text{pH}$ de la solution ${\text{S}}^{\prime }$ ainsi obtenue.

14

Acide benzoïque

✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation

L’acide benzoïque, noté $\text{AH(aq)}$, est un acide faible utilisé dans l’agroalimentaire en tant que conservateur. On le trouve notamment dans certaines boissons énergétiques.

1. Écrire l’équation de la réaction de l’acide benzoïque avec l’eau.


2. Donner l’expression de la constante d’acidité du couple ${\text{AH(aq)/A}}^{-}\text{(aq)}$.


3. Calculer le rapport des concentrations à l’équilibre $\frac{[\mathrm{A}\mathrm{H}{]}_{\mathrm{e}\mathrm{q}}}{{\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]}_{\mathrm{e}\mathrm{q}}}$ dans une boisson dont le $\text{pH}$ est égal à $3,48$.

Donnée

• $\text{p}{\mathbf{K}}_{\text{A}}$ du couple acide-base : $\text{p}{K}_{\text{A}}=4,2$

15

Constante d’acidité

✔ REA : Utiliser un modèle

On prépare une solution d’hydrogénosulfate de sodium, $({\text{Na}}^{+}\text{(aq)};{\text{HSO}}_4^{-}\text{(aq))}$ de concentration $c=1,0\times 10^{-2}$ mol⋅L^-1.

1. Écrire l’équation de dissolution de l’hydrogénosulfate de sodium dans l’eau.


2. Écrire l’équation de la réaction acide-base de l’ion hydrogénosulfate avec l’eau.


3. Exprimer la constante d’acidité du couple acide-base.


4. Le $\text{pH}$ de cette solution est égal à $2,2$. En déduire les valeurs des concentrations de toutes les espèces chimiques présentes en solution et calculer la constante d’acidité.


5. En déduire son $\text{p}{K}_{\text{A}}$.


■ Hydrogénosulfate de sodium

Donnée

• Couple acide-base : ${\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}}_4^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})/{\mathrm{S}\mathrm{O}}_4^{2-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$

16

Couple acide lactique/ion lactate

✔ REA : Utiliser un modèle

L’acide lactique est un acide qui peut se trouver dans le lait, le vin ou même certains fruits et légumes. Le diagramme de distribution du couple acide lactique / ion lactate (notés $\text{AH(aq)}$ et ${\text{A}}^{-}\text{(aq)}$) est représenté ci-dessous.

1. Déterminer graphiquement le $\text{pH}$ pour lequel ${\text{[A}}^{-}\text{] = [AH]}$.


2. Déterminer le $\text{p}{K}_{\text{A}}$ du couple.


3. Déterminer les proportions des deux formes acide et basique pour $\text{pH}=3,0$.


4. Utiliser les résultats de la question précédente pour déterminer à nouveau le $\text{p}{K}_{\text{A}}$. Comparer les valeurs trouvées.

17

Acide butyrique

✔ APP : Faire des prévisions à l’aide d’un modèle

L’acide butyrique est aussi appelé acide butanoïque. C’est une molécule que l’on peut trouver dans le beurre rance ou le parmesan. Son odeur est forte et désagréable.

1. Écrire la formule semi-développée de l’acide butanoïque. ➜ Fiche méthode 14


2. Écrire l’équation de la réaction de l’acide butanoïque avec l’eau.


3. Tracer le diagramme de prédominance du couple acide butanoïque/ion butanoate.


4. Le $\text{pH}$ de l’estomac n’est pas constant. Lors d'une digestion idéale, il varie de $1,5$ à $5$. Préciser la ou les formes adoptées par l’espèce chimique lors de ces phases de digestion.

Donnée

• $\text{p}{\mathbf{K}}_{\text{A}}$ du couple acide-base : $\text{p}{K}_{\text{A}}=4,81$

18

Effet tampon

✔ APP : Faire des prévisions à l’aide d’un modèle

Une solution est préparée en dissolvant $1,0\times 10^{-3}$ mol de chlorure d'hydrogène $\text{HCl(g)}$ dans un volume $V=1,0$ L.

1. Calculer le $\text{pH}$ de la solution sachant qu'il s'agit d'un acide fort.


Une solution tampon de volume $V=1,0$ L est ensuite préparée en dissolvant $1,0\times 10^{-2}$ mol d’acide éthanoïque ${\text{CH}}_3\text{COOH(s)}$ et $1,0\times 10^{-2}$ mol d’éthanoate de sodium ${\text{CH}}_3\text{COONa(s)}$.

2. Déterminer le $\text{pH}$ de la solution.


On ajoute dans la solution tampon précédente $1,0\times 10^{-3}$ mol d’ion oxonium ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\text{(aq)}$.

3. Écrire l’équation de la réaction acide-base entre l’ion oxonium et l’ion éthanoate.


4. Cette réaction étant totale, calculer le $\text{pH}$ final.


5. Comparer la variation de $\text{pH}$ avec celle obtenue à la question 1. Conclure.

Données

• $\text{p}{\mathbf{K}}_{\text{A}}$ du couple acide éthanoïque/ion éthanoate : $\text{p}{K}_{\text{A}}=4,76$

19

Étude d’une solution

✔ REA : Utiliser un modèle


Une solution est composée d’un mélange de volume $V_1=400$ mL d’une solution d’ammoniac ${\text{NH}}_3\text{(aq)}$ de concentration $c_1=0,10$ mol⋅L^-1 et d'un volume $V_2=100$ mL d’une solution de chlorure d’ammonium (${\text{NH}}_4^{+}\text{(aq)};{\text{Cl}}^{-}\text{(aq)}$) de concentration $c_2=0,10$ mol⋅L^-1. On suppose que l’ammoniac et le chlorure d’ammonium ne réagissent pas.

1. Calculer le $\text{pH}$ de la solution.


2. Préciser s’il s’agit d’une solution tampon.

Donnée

• $\text{p}{\mathbf{K}}_{\text{A}}$ du couple ${\text{NH}}_4^{+}{\text{(aq)/NH}}_3\text{(aq)}$ : $\text{p}{K}_{\text{A}}=9,2$

A

Acide phosphorique

✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours

L’acide phosphorique est un triacide de formule ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{P}\mathrm{O}}_4.$ Les valeurs des trois $\text{p}{K}_A$ sont 2,15 ; 7,20 et 12,3.

1. Écrire les trois couples acide‑base correspondant.


2. Représenter le diagramme de prédominance.

3. L’acide phosphorique est‑il un acide fort ?


4. Comment peut‑on qualifier l’ion ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{P}\mathrm{O}}_4{}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ ?

B

Constante de réaction

✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation

On considère la réaction entre l’acide acétique ${\mathrm{C}\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ et l’ammoniac ${\mathrm{N}\mathrm{H}}_3(\mathrm{a}\mathrm{q})$.

1. Donner le nom en nomenclature officielle de l’acide acétique. On pourra s’aider de la fiche méthode Nomenclature p. 604.


2. Écrire l’équation de la réaction.


3. Déterminer la constante d’équilibre $K$ de cette réaction.

Données

• Couple acide‑base : ${\mathrm{C}\mathrm{H}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}(\mathrm{a}\mathrm{q})/{\mathrm{C}\mathrm{H}}_3{\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ et ${\mathrm{N}\mathrm{H}}_4{}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})/{\mathrm{N}\mathrm{H}}_3(\mathrm{a}\mathrm{q})$
• Constantes d’acidité logarithmiques : $\text{p}{K}_{A,1}=4,76$ et $\text{p}{K}_{A,2}=9,23$

20

Acide propanoïque ◉ ◉◉

✔ REA : Utiliser un modèle

L’acide propanoïque est un acide carboxylique. C’est un liquide incolore, corrosif, avec une odeur désagréable.

1. Écrire l’équation de la réaction de l’acide propanoïque avec l’eau. ➜ Fiche méthode 14


2. Exprimer la constante d’acidité du couple.


$100$ mL d’une solution d'acide propanoïque a une concentration en soluté apporté $c=0,030$ mol⋅L^-1. Le $\text{pH}$ de la solution est $1,7$.

3. Calculer la concentration en ion oxonium.


4. Calculer l’avancement maximal de la réaction.


5. Préciser s'il s'agit d'un acide fort ou faible.

21

Éthanamine ◉◉ ◉

✔ REA : Utiliser un modèle

L’éthanamine ${\text{C}}_2{\text{H}}_5{\text{NH}}_2\text{(g)}$ est un gaz incolore avec une forte odeur ammoniacale. On dispose de $200$ mL d’une solution d’éthanamine à une concentration en soluté apporté $c=0,010$ mol⋅L^-1. Le $\text{pH}$ de la solution vaut $11,3$.

1. Calculer la concentration en ion oxonium.


2. Calculer l’avancement maximal de la réaction entre l’éthanamine et l’eau.


3. Préciser s'il s'agit d'une base forte ou faible.

22

Cyanure ◉◉◉

✔ REA : Utiliser un modèle

L’ion cyanure est une base de formule ${\text{CN}}^{-}\text{(aq)}$. Les sels de cyanure ainsi que son acide conjugué sont très toxiques.

1. Exprimer la constante d’acidité du couple.


On dispose de $50$ mL de solution à une concentration en soluté apporté $c=0,020$ mol⋅L^-1. Le $\text{pH}$ de la solution est égal à $10,7$.

2. Conclure quant à la force de la base.

Donnée

• Produit ionique de l’eau à $25$ °C : $K_{\text{e}}=1,0\times 10^{-14}$