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Exercices Pour s'entraîner
P.190-192

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Exercices




Pour s'entraîner


24
Acide nitrique

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

Acide nitrique

L’acide nitrique est un acide fort dans l’eau de formule HNO3(aq)\text{HNO}_3\text{(aq)}. L’acide nitrique le plus concentré accessible au laboratoire est composé à 7070 % en masse d’acide nitrique.

1. Déterminer la concentration en (mol⋅L-1) d'acide nitrique apporté de cette solution.


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


3. Calculer le volume de solution à prélever pour préparer une solution de 1,01{,}0 L à pH=1,0\text{pH} = 1{,}0.


Données
  • Masse volumique de l’acide nitrique 70\bold{70} % : ρ=1,4\rho=1{,}4 g⋅mL-1
  • Masse molaire de l’acide nitrique : M=63,0M = 63{,}0 g⋅mol-1
  • Expression du titre massique : t=msoluteˊ msolution t=\dfrac{m_{\text {soluté }}}{m_{\text {solution }}}
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25
Ammoniac dans l’eau en QCM

REA : Utiliser un modèle

On dissout dans l’eau 5050 mL d’ammoniac gazeux NH3(g)\text{NH}_3\text{(g)} de manière à obtenir un volume de solution V=200V = 200 mL.

1. La concentration en ammoniac apporté est :





2. L’ammoniac est une base faible dans l’eau. L’équation de sa réaction avec l’eau s’écrit :





3. Le pH\text{pH} de la solution obtenue est pH=10,6\text{pH} = 10{,}6. La constante d’acidité du couple de l’ammoniac vaut :





Donnée
  • Volume molaire d’un gaz à 20\bold{20} °C : Vm=24,1V_\text{m} = 24{,}1 L⋅mol-1
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Comprendre les attendus

26
Titrage de l’acide méthanoïque

COM : Rédiger un compte-rendu scientifiquement rigoureux

Le titrage d’un volume VA=10,0V_\text{A} = 10{,}0 mL d’une solution d’acide méthanoïque HCOOH\text{HCOOH} est réalisé par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration cB=1,0×102c_\text{B} = 1{,}0 \times 10^{-2} mol⋅L-1.

1. Écrire l’équation de la réaction entre l’acide méthanoïque et les ions hydroxyde HO(aq)\text{HO}^-\text{(aq)}.


2. Déterminer la concentration de la solution d’acide méthanoïque.


3. Préciser quel est l'indicateur coloré le plus indiqué pour ce titrage.


4. D’après la courbe du dosage, déterminer le pKA\text{p}K_\text{A} du couple de l’acide méthanoïque.


Courbe du suivi pH-métrique
Courbe du suivi pH-métrique

Données
  • Couples acide-base : HCOOH(aq)/HCOO(aq)\mathrm{HCOOH}(\mathrm{aq}) / \mathrm{HCOO}^{-}(\mathrm{aq}) et H2O(l)/HO(aq)\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) / \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq})
  • Zones de virages de quelques indicateurs colorés de pH\textbf{pH} :
    hélianthine (3,24,43{,}2 - 4{,}4)
    bleu de bromothymol (6,07,66{,}0 - 7{,}6)
    rouge de crésol (7,28,87{,}2 - 8{,}8)
    phénolphtaléine (8,2108{,}2 - 10)

Détails du barème

TOTAL / 5 pts
1. Vérifier que l’équation acide-base a lieu entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple pour former la base et l’acide conjugué des réactifs.
1 pt
Noter tous les états physiques et indiquer si la réaction est totale.
0,5 pt
2. Déterminer le volume équivalent VEV_\text{E} et appliquer la relation à l’équivalence entre les quantités de réactifs.
1,5 pt
3. Centrer la zone de virage de l’indicateur coloré sur le saut de pH\text{pH}.
1 pt
4. Lire le pH\text{pH} pour V=VE2V=\dfrac{V_\text{E}}{2}.
1 pt
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27
Acide hypochloreux/ion hypochlorite

REA/MATH : Utiliser des outils mathématiques

Les ions hypochlorite, ClO(aq)\text{ClO}^-\text{(aq)}, entrent dans la composition de l’eau de Javel. Ils ont pour acide conjugué l’acide hypochloreux HClO(aq)\text{HClO(aq)}.
Diagramme de distribution
Diagramme de distribution

1. D’après le diagramme de distribution, déterminer le pH\text{pH}[HClO]eq=[ClO]eq[\mathrm{HClO}]_{\mathrm{eq}}=\left[\mathrm{ClO}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}.


2. En déduire le pKA\text{p}K_\text{A} du couple HClO(aq)/ClO(aq)\text{HClO(aq)/ClO}^-\text{(aq)}.


3. Attribuer chacune des courbes du diagramme.


4. Tracer le diagramme de prédominance.
Couleurs
Formes
Dessinez ici


5. Déterminer le pH\text{pH} pour lequel on a [HClO]eq=2×[ClO]eq[\mathrm{HClO}]_{\mathrm{eq}}=2 \times\left[\mathrm{ClO}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}.
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28
Aspirine

REA/MATH : Utiliser des outils mathématiques

L’aspirine est un acide faible dans l’eau, aussi appelé acide acétylsalicylique et noté AH(aq)\text{AH(aq)}. On dissout un comprimé qui contient m=500m = 500 mg d’aspirine dans un verre d’eau de volume V=25V = 25 cL.

1. Déterminer la concentration cc en soluté apporté.


2. Écrire l’équation de la réaction de l’acide acétylsalicylique avec l’eau et en déduire l'expression de la constante d'acidité.


3. Le taux de dissociation d’un acide τ\tau est défini comme le taux d’avancement de sa réaction avec l’eau : τ=xfxmax\tau=\dfrac{x_{\mathrm{f}}}{x_{\max }}

a. Exprimer les concentrations [AH]eq,[A]eq[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}},\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}} et [H3O+]eq\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{eq}} en fonction de cc et τ\tau.


b. Établir que le taux de dissociation peut être calculé en résolvant l’équation du second degré : cτ2+KAτKA=0c \cdot \tau^{2}+K_\text{A} \cdot \tau-K_\text{A}=0


c. Calculer τ\tau, puis le pH\text{pH} de la solution.


d. Déterminer la forme sous laquelle se trouve l’acide acétylsalicylique dans le verre.


Données
  • Masse molaire de l’aspirine : M=180,2 M = 180{,}2 g·mol-1
  • pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A}du couple considéré : pKA=3,5\text{p}K_\text{A}=3{,}5
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29
Qui est qui ?

RAI/ANA : Construire un raisonnement

Luc fait l’inventaire du laboratoire et retrouve quatre bouteilles contenant un liquide incolore. D’après l’inventaire précédent, les solutions ont toutes une concentration en soluté apporté égale à 1,0×1031{,}0 \times 10^{-3} mol⋅L-1 et contiendraient de l’acide propanoïque, de l’acide chlorhydrique, de l'hydroxyde de sodium ou du sel. Pour les différencier, il mesure le pH et obtient : 3,0;3,9;7,0;11,03{,}0 \:; 3{,}9 \:; 7,{0} \:; 11{,}0.

1. Préciser le pH\text{pH} des solutions d’acide chlorhydrique (acide fort) et de soude (base forte).


2. Associer à chaque solution son pH\text{pH}.


3. Après mélange de volumes identiques d’une solution d’acide éthanoïque et d’une solution d’éthanoate de sodium de même concentration, on obtient une solution S\text{S} de pH=4,8\text{pH} = 4{,}8.

a. Préciser le nom de cette solution.


b. En déduire le pKA\text{p}K_\text{A} du couple acide éthanoïque/ion éthanoate. Justifier.


c. Prédire l'évolution du pH\text{pH} si l'on ajoute un volume modéré d’acide chlorhydrique, de soude ou d’eau salée dans cette solution.
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Copie d'élève à commenter

Proposer une justification pour chaque erreur relevée par le correcteur.

Une solution de méthanoate de sodium (Na+(aq);HCOO(aq))\text{(Na}^+\text{(aq)} \:; \text{HCOO}^-\text{(aq))} a un pH\text{pH} égal à 6,46{,}4. L’ion méthanoate appartient au couple HCOOH(aq)/ HCOO(aq)\text{HCOOH(aq)/ HCOO}^-\text{(aq)}.


1. Écrire l’équation de la réaction acide-base entre l’ion méthanoate et l’eau.

HCOO(aq)+H2O(aq)HCOOH(aq)+H3O+(aq)\cancel{\text{HCOO}^-\text{(aq)}+\text{H}_2\text{O(aq)}} \rightleftarrows \cancel{\text{HCOOH(aq)} + \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)}}
Revoir l’état physique de l’eau.



2. Tracer le diagramme de prédominance du couple HCOOH(aq)/HCOO(aq)\text{HCOOH(aq)/HCOO}^-\text{(aq)}.

Diagramme de prédominance du couple HCOOH(aq)/HCOO−(aq)



3. Déterminer la forme prédominante.

Le pH\text{pH} est supérieur au pKA\text{p}K_\text{A} , donc la forme acide prédomine.



Donnée
  • pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide-base : pKA=3,8\text{p}K_\text{A}=3{,}8
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31
Soude carbonatée

VAL : Évaluer des ordres de grandeur

La soude, aussi appelée solution d'hydroxyde de sodium, est préparée par dissolution de pastilles de NaOH(s)\text{NaOH(s)}. La masse d’une pastille est égale à 0,10{,}1 g.

Soude carbonatée

1. Déterminer le nombre de pastilles nécessaires pour préparer 500500 mL d’une solution de concentration c=0,02c = 0{,}02 mol⋅L-1.


2. En déduire s'il est possible de préparer 5050 mL de cette solution avec des pastilles.


3. Le titrage pH-métrique d’un volume V=10,0V = 10{,}0 mL de cette solution est réalisé à l’aide d’acide chlorhydrique de concentration cA=1,0×102c_\text{A} = 1{,}0 \times 10^{-2} mol⋅L-1.

a. Faire un schéma annoté du dispositif de titrage.
Couleurs
Formes
Dessinez ici


b. Écrire l’équation de la réaction support au titrage.


c. Déterminer le volume équivalent.


Plusieurs jours après, il apparaît que le flacon contenant la soude est resté ouvert. Les ions hydroxyde ont réagi avec le dioxyde de carbone de l’air selon la réaction :
CO2(g)+2HO(aq)CO32(aq)+H2O(l)\mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})+2 \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq}) \rightleftarrows \mathrm{CO}_{3}^{2-}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})

4. Sachant que l’acide chlorhydrique permet de doser les ions hydroxyde HO(aq)\text{HO}^-\text{(aq)} et les ions carbonate CO32(aq)\text{CO}_3^{2-}\text{(aq)} qui se comportent comme une base, justifier la diminution du volume équivalent trouvé.


Données
  • Couples acide-base : H2O(l)/HO(aq),H3O+(aq)/H2O(l)\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) / \mathrm{H} \mathrm{O}^{-}(\mathrm{aq}), \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(\mathrm{aq}) / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) et HCO3(aq)/CO32(aq)\mathrm{HCO}_{3}^{-}(\mathrm{aq}) / \mathrm{CO}_{3}^{2-}(\mathrm{aq})
  • Masse molaire : M(NaOH)=40,0M\text{(NaOH)} = 40{,}0 g⋅mol-1
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32
Indicateur coloré

REA : Utiliser un modèle
D’après le sujet Bac S, Afrique, 2003.

Le flacon opaque d’un indicateur coloré est découvert, avec pour seules indications sa concentration en quantité de matière c=2,90×104c = 2{,}90 \times 10^{-4} mol⋅L-1 et son pH\text{pH} de 4,184{,}18.
Le couple acide-base de cet indicateur coloré sera noté HInd/Ind\text{HInd/Ind}^-.

1. Déterminer la concentration en ion oxonium.


2. Déterminer le taux d’avancement de la réaction entre la forme acide HInd\text{HInd} et l’eau.


3. Établir que la constante d’acidité de l’indicateur coloré vaut KA=1,9×105K_\text{A} = 1{,}9 \times 10^{-5}.


4. Préciser l'indicateur coloré étudié et la couleur de la solution à l'aide du tableau suivant.


Indicateurs colorés
Indicateur Couleur acide Zone de virage Couleur basique pKA\textbf{p}\bm K_\textbf{A}
Hélianthine Rouge 3,2 - 4,4 Jaune orangé 3,7
Vert de bromocrésol Jaune 3,8 - 5,4 Bleu 4,7
Bleu de bromothymol Jaune 6,0 - 7,6 Bleu 7,0
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33
Phénylalanine

REA/MATH : Utiliser des outils mathématiques

La phénylalanine est un acide aminé essentiel à l’être humain. Associée à l’aspartate, un autre acide aminé, la phénylalanine permet de synthétiser l’aspartame. Dans cet exercice, la phénylalanine est notée AH(aq)\text{AH(aq)} et les couples acide-base auxquels elle appartient sont notés AH2+(aq)/AH(aq)(pKA1)\mathrm{AH}_{2}^{+}(\mathrm{aq}) / \mathrm{AH}(\mathrm{aq})\left(\mathrm{p}K_{\mathrm{A} 1}\right) et AH(aq)/A(aq)(pKA2)\mathrm{AH}(\mathrm{aq}) / \mathrm{A}^{-}(\mathrm{aq})\left(\mathrm{p}K_{\mathrm{A} 2}\right).

1. Écrire l’équation de la réaction de AH2+(aq)\text{AH}_2^+\text{(aq)} avec l’eau, puis la constante d’acidité KA1K_\text{A1}.


2. Exprimer la constante d’acidité KA2K_\text{A2}.


Soit cTc_\text{T} la concentration totale avec cT=[AH2+]eq+[AH]eq+[A]eqc_{\mathrm{T}}=\left[\mathrm{AH}_{2}^{+}\right]_{\mathrm{eq}}+[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}+\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}.

3. Établir que les expressions des proportions des différentes espèces en fonction du pH\text{pH} sont :

α=[AH2+]eqcT\alpha=\dfrac{\left[\mathrm{AH}_{2}^{+}\right]_{\mathrm{eq}}}{c_{\mathrm{T}}}

α=[H3O+]2[H3O+]2+([H3O+]KA1c)+(KA1KA2(c)2)\alpha=\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]^{2}}{\left.\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]^{2}+\left([\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right] \cdot K_{\mathrm{A} 1} \cdot c^{\circ}\right)+\left(K_{\mathrm{A} 1} \cdot K_{\mathrm{A} 2} \cdot\left(c^{\circ}\right)^{2}\right)}

β=[AH]eqcT\beta=\dfrac{\left[\mathrm{AH}\right]_{\mathrm{eq}}}{c_{\mathrm{T}}}

β=[H3O+]KA1c[H3O+]2+([H3O+]KA1c)+(KA1KA2(c)2)\beta=\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right] \cdot K_{\mathrm{A} 1} \cdot c^{\circ}}{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]^{2}+\left(\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right] \cdot K_{\mathrm{A} 1} \cdot c^{\circ}\right)+\left(K_{\mathrm{A} 1} \cdot K_{\mathrm{A} 2} \cdot\left(c^{\circ}\right)^{2}\right)}

γ=[A]eqcT\gamma=\dfrac{\left[\mathrm{A}^-\right]_{\mathrm{eq}}}{c_{\mathrm{T}}}

γ=KA1KA2(c)2[H3O+]2+([H3O+]KA1c)+(KA1KA2(c)2)\gamma=\dfrac{K_\text{A1} \cdot K_\text{A2} \cdot\left(c^{\circ}\right)^{2}}{\left[\text{H}_{3} \text{O}^{+}\right]^{2}+\left(\left[\text{H}_{3} \text{O}^{+}\right] \cdot K_\text{A1} \cdot c^{\circ}\right)+\left(K_\text{A1} \cdot K_\text{A2} \cdot\left(c^{\circ}\right)^{2}\right)}


4. Utiliser le diagramme pour déterminer les valeurs de pKA1\text{p}K_\text{A1} et pKA2\text{p}K_\text{A2} et en déduire le diagramme de prédominance de la phénylalanine.
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Diagramme de distribution de la phénylalanine
Diagramme de distribution de la phénylalanine


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