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Exercices Pour s'échauffer/Pour commencer
P.186-188

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Exercices




Savoir-faire - Parcours d'apprentissage

15
32

14
DIFF

12
13

16
28
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Pour s'échauffer


5
Acide fort

L’acide nitrique HNO3\text{HNO}_3 est un acide fort.

Écrire l’équation de sa réaction avec l’eau.
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6
Base faible

L’ion hydrogénophosphate HPO42\text{HPO}_4^{2-} est une base faible.

Écrire l’équation de sa réaction avec l’eau.
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7
Espèce amphotère

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

La glycine de formule semi-développée
Écrire les deux couples acide-base de la glycine.
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8
Constante d’acidité

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

Exprimer, puis calculer sa constante d’acidité KAK_\text{A}.
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9
Diagramme de prédominance

Tracer le diagramme de prédominance de l’acide méthanoïque HCOOH/HCOO\text{HCOOH/HCOO}^- dont le pKA\text{p}K_\text{A} vaut 3,753{,}75.
Couleurs
Formes
Dessinez ici
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10
Alanine

D’après le diagramme de prédominance ci-dessous, préciser sous quelle forme se trouve l’alanine dans une solution dont le pH\text{pH} est égal à 1111.

Alanine

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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 11,411{,}4 et 13,013{,}0.

En déduire la couleur de sa teinte sensible.
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Pour commencer

Acide fort et base forte


12
pH\textbf{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=4,0×102c = 4{,}0 \times 10^{-2} mol⋅L-1 est préparée.

1. Rappeler la définition d’un acide fort.


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


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


Donnée
  • Produit ionique de l’eau à 25\bold{25} °C : Ke=1,0×1014K_{\mathrm{e}}=1{,}0 \times 10^{-14}
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13
pH\textbf{pH} d’une solution de base forte

REA : Utiliser un modèle

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

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


2. Calculer la concentration cc en soluté apporté.


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


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


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


6. La solution S\text{S} est diluée dix fois. Déterminer le pH\text{pH} de la solution S\text{S}' ainsi obtenue.
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Constante d’acidité et pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A}


14
Acide benzoïque

RAI/MOD : Modéliser une transformation

L’acide benzoïque, noté AH(aq)\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 AH(aq)/A(aq)\text{AH(aq)/A}^-\text{(aq)}.


3. Calculer le rapport des concentrations à l’équilibre [AH]eq[A]eq\dfrac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}{\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}} dans une boisson dont le pH\text{pH} est égal à 3,483{,}48.


Donnée
  • pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide-base : pKA=4,2\text{p}K_\text{A} = 4{,}2
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15
Constante d’acidité

REA : Utiliser un modèle

On prépare une solution d’hydrogénosulfate de sodium, (Na+(aq);HSO4(aq))(\text{Na}^+\text{(aq)} \:; \text{HSO}_4^- \text{(aq))} de concentration c=1,0×102c = 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 pH\text{pH} de cette solution est égal à 2,22{,}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 pKA\text{p}K_\text{A}.


Hydrogénosulfate de sodium
Ce sel à caractère acide est parfois utilisé pour l’entretien des piscines.
À des concentrations plus élevées, il peut être utilisé comme pesticide écologique notamment pour lutter contre une variété d’étoile de mer invasive : l’Acanthaster planci.

Acanthaster planci

Donnée
  • Couple acide-base : HSO4(aq)/SO42(aq)\mathrm{HSO}_{4}^{-}(\mathrm{aq}) / \mathrm{SO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq})
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Diagrammes de distribution et de prédominance


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 AH(aq)\text{AH(aq)} et A(aq)\text{A}^-\text{(aq)}) est représenté ci-dessous.

Diagramme de distribution du couple acide lactique / ion lactate
1. Déterminer graphiquement le pH\text{pH} pour lequel [A] = [AH]\text{[A}^-\text{] = [AH]}.


2. Déterminer le pKA\text{p}K_\text{A} du couple.


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


4. Utiliser les résultats de la question précédente pour déterminer à nouveau le pKA\text{p}K_\text{A}. Comparer les valeurs trouvées.
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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, p. 590


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.
Couleurs
Formes
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4. Le pH\text{pH} de l’estomac n’est pas constant. Lors d'une digestion idéale, il varie de 1,51{,}5 à 55. Préciser la ou les formes adoptées par l’espèce chimique lors de ces phases de digestion.


Donnée
  • pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide-base : pKA=4,81\text{p}K_\text{A} = 4{,}81
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Solution tampon


18
Effet tampon

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

Une solution est préparée en dissolvant 1,0×1031{,}0 \times 10^{-3} mol de chlorure d'hydrogène HCl(g)\text{HCl(g)} dans un volume V=1,0V = 1{,}0 L.

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


Une solution tampon de volume V=1,0V = 1{,}0 L est ensuite préparée en dissolvant 1,0×1021{,}0 \times 10^{-2} mol d’acide éthanoïque CH3COOH(s)\text{CH}_3\text{COOH(s)} et 1,0×1021{,}0 \times 10^{-2} mol d’éthanoate de sodium CH3COONa(s)\text{CH}_3\text{COONa(s)}.

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


On ajoute dans la solution tampon précédente 1,0×1031{,}0 \times 10^{-3} mol d’ion oxonium H3O+(aq)\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 pH\text{pH} final.


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


Données
  • pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide éthanoïque/ion éthanoate : pKA=4,76\text{p}K_\text{A} = 4{,}76
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19
Étude d’une solution

REA : Utiliser un modèle

Solution d’ammoniac NH3(aq)

Une solution est composée d’un mélange de volume V1=400V_1 = 400 mL d’une solution d’ammoniac NH3(aq)\text{NH}_3\text{(aq)} de concentration c1=0,10c_1 = 0{,}10 mol⋅L-1 et d'un volume V2=100V_2 = 100 mL d’une solution de chlorure d’ammonium (NH4+(aq);Cl(aq)\text{NH}_4^+ \text{(aq)}\: ; \text{Cl}^-\text{(aq)}) de concentration c2=0,10c_2 = 0{,}10 mol⋅L-1. On suppose que l’ammoniac et le chlorure d’ammonium ne réagissent pas.

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


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


Donnée
  • pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple NH4+(aq)/NH3(aq)\textbf{NH}^{\bold +}_{\bold 4} \textbf{(aq)/NH}_{\bold 3}\textbf{(aq)} : pKA=9,2\text{p}K_\text{A}= 9{,}2
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Supplément numérique

Retrouvez prochainement plus d'exercices.

Une notion, trois exercices


DIFFÉRENCIATION

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, p. 590


2. Exprimer la constante d’acidité du couple.


100100 mL d’une solution d'acide propanoïque a une concentration en soluté apporté c=0,030c = 0{,}030 mol⋅L-1. Le pH\text{pH} de la solution est 1,71{,}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.
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21
Éthanamine ◉◉

REA : Utiliser un modèle

L’éthanamine C2H5NH2(g)\text{C}_2\text{H}_5\text{NH}_2\text{(g)} est un gaz incolore avec une forte odeur ammoniacale. On dispose de 200200 mL d’une solution d’éthanamine à une concentration en soluté apporté c=0,010c = 0{,}010 mol⋅L-1. Le pH\text{pH} de la solution vaut 11,311{,}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.
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22
Cyanure ◉◉◉

REA : Utiliser un modèle

L’ion cyanure est une base de formule CN(aq)\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 5050 mL de solution à une concentration en soluté apporté c=0,020c = 0{,}020 mol⋅L-1. Le pH\text{pH} de la solution est égal à 10,710{,}7.

2. Conclure quant à la force de la base.


Donnée
  • Produit ionique de l’eau à 25\bold{25} °C : Ke=1,0×1014K_\text{e}=1{,}0 \times 10^{-14}
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