Exercices Chap 06 – Réaction s'effectuant dans les deux sens
ex 6 p 107
pH = 2,8 ; solution d'acide chlorhydrique
pH = - log [ H3O+ ] ; [ H3O+ ] = 10- pH = 10-2,8 = 1,58.10-3 mol.L-1
ex 7 p 107
[ H3O+ ] = 1,2.10-3 mol.L-1 ; pH = - log [ H3O+ ] = 2,9
ex 8 p 107
jus d'orange : [ H3O+ ] = 10- pH = 10-3,8 = 1,58.10-4 mol.L-1
jus de citron : [ H3O+ ] = 10- pH = 10-2,5 = 3,16.10-3 mol.L-1
La solution la plus acide a un pH plus faible, ici c'est le jus de citron
ex 9 p 107
|
Solution |
[ H3O+ ] ( mol.L-1 ) |
pH |
|
A |
1,6.10-4 mol.L-1 |
3,8 |
|
B |
5,0.10-12 mol.L-1 |
11,3 |
|
C |
4,0.10-3 mol.L-1 |
2,4 |
|
D |
1,5.10-8 mol.L-1 |
7,8 |
Les solutions A et C sont acides et les solutions B et D sont basiques
ex 10 p 107 Attention, le chlorure d'hydrogène ( 1 L) est à l'état gazeux
a) n(HCl) = V(HCl) / Vm = 1 / 25 = 0,04 mol ; c(HCl) = 0,04 mol.L-1
b) [ H3O+ ] = [Cl-] = c(HCl) = 0,04 mol.L-1 ; pH = - log [ H3O+ ] = 1,4
c) préparation de 200 mL de solution H3O+ , Cl- à pH = 2,7
[ H3O+ ] = 10-pH = 2.10-3 mol.L-1 = [Cl-]
Il faut diluer la solution précédente pour obtenir une concentration plus faible.
Dilution : n(avant) = n(après) ( on ne rajoute que de l'eau) ; [ H3O+ ]1.V1 = [ H3O+ ]2.V2
⇒V1 = V2. [ H3O+ ]2/ [ H3O+ ]1 = 0,2 x 2.10-3 /4.10-2 = 0,01 L = 10 mL
On utilise : une fiole jaugée de 200 mL , une pipette jaugée de 10 mL , une propipette, un bécher et de l'eau distillée.
Description : On est dans le cas particulier de la préparation d'un acide, il faut donc veiller à ne pas verser d'eau dans un acide concentré . On commence donc par remplir la fiole jaugée d'eau distillée au 3 / 4 . On prélève 10 mL de solution mère avec la pipette jaugée que l'on verse dans la fiole jaugée , puis on complète avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge et enfin on agite pour homogénéiser la solution.
Schéma de la dilution :
ex 11 p 107
solution d'acide chlorhydrique à pH = 2,6.
préparation de 100 mL de solution à pH = 3,0
Dilution : n(avant) = n(après) ( on ne rajoute que de l'eau) ; [ H3O+ ]1.V1 = [ H3O+ ]2.V2
⇒V1 = V2. [ H3O+ ]2/ [ H3O+ ]1 = 0,1 x 10-3,0 / 10-2,6 = 0,04 L = 40 mL
On utilise : une fiole jaugée de 100 mL , une pipette jaugée de 20 mL , une propipette, un bécher et de l'eau distillée.
Description : On est dans le cas particulier de la préparation d'un acide, il faut donc veiller à ne pas verser d'eau dans un acide concentré . On commence donc par remplir la fiole jaugée d'eau distillée au 3 / 4 . On prélève 2 fois 20 mL de solution mère avec la pipette jaugée que l'on verse dans la fiole jaugée , puis on complète avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge et enfin on agite pour homogénéiser la solution.
Schéma de la dilution :
ex 12 p 108
S0 solution d'acide chlorhydrique à c0 = 1,0.10-2 mol.L-1
a) Dilution 1 : n(avant) = n(après) ( on ne rajoute que de l'eau) ; c0.V0 = c1.V1
c1 = c0.V0 / V1 = 1,0.10-2 x 10 / 20 = 5,0.10-3 mol.L-1
Dilution 2 : n(avant) = n(après) ; c0.V0 = c2.V2
c2 = c0.V0 / V2 = 1,0.10-2 x 10 / 40 = 2,5.10-3 mol.L-1
Dilution 3 : n(avant) = n(après) ; c0.V0 = c3.V3
c3 = c0.V0 / V3 = 1,0.10-2 x 10 / 80 = 1,25.10-3 mol.L-1
b) pH0 = -log c0 = 2,0 ; pH1 = -log c1 = 2,3 ; pH2 = -log c2 = 2,6 ; pH3 = -log c3 = 2,9
le pH augmente lorsque la dilution augmente.
c) HCl (aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl- (aq)
ex 13 p 108
solution d'acide chlorhydrique à pH = 1,7
a) L'acide est fort, il est totalement dissocié. [ H3O+ ] = 10-pH = 10-1,7 = 2,0.10-2 mol.L-1
b)
V = 500 mL = 0,500 L ;
n(HCl) = c.V = 2,0.10-2 x 0,500 = 1,0.10-2 mol
V(HClg) = n . Vm = 1,0.10-2 x 25 = 0,25 L
c)
σ = (λ(H3O+ ) + λ(Cl-
) ) .c = ( 3,5.10-2 + 7,6.10-3 ) x 20 = 0,85 S.m-1
( c = 20 mol.m-3 )
ex 14 p 108
c = 1,0.10-2 mol.L-1 = 10 mol.m-3
σ = (λ(H3O+ ) + λ(Cl- ) ) . c = ( 3,5.10-2
+ 7,6.10-3 ) x 10 = 0,426 S.m-1
ex 15 p 108
solution d'acide bromhydrique à c = 1,0.10-2 mol.L-1 . G = 4,28 mS
a) σ = G . l / S = 4,28.10-3 x 1,0.10-2 / 1,0.10-4 = 0,428 S.m-1
b)
[ H3O+ ] = [ Br- ] ; σ = (λ(H3O+)+λ(Br-))
. [ H3O+ ] ;
[ H3O+ ] = σ / (λ(H3O+
) + λ(Br- ) )
[ H3O+ ] = 0,428 / ( 3,5.10-2 + 7,8.10-3
) = 10 mol.m-3 = 1,0.10-2 mol.L-1
c) [ H3O+ ] = c ⇒ τ = 100 % ; l'acide est donc fort
d) HBr(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Br -(aq)
ex 16 p 108
a)
acide HA à c = 5,0.10-3
mol.L-1 et pH = 2,3 . [ H3O+ ] = 10-pH
= 5,0.10-3 mol.L-1 = c
L'acide HA est donc fort. τ = 100
%
b)
acide HA' à c = 5,0.10-3
mol.L-1 et pH = 2,3 . [ H3O+ ] = 10-pH
= 5,0.10-4 mol.L-1 < c
L'acide HA' est donc faible. τ = 5,0.10-4
/ 5,0.10-3 = 0,10 = 10 %
ex 17 p 108
solution d'acide fluorhydrique à c1 = 9,8.10-3 mol.L-1 et pH = 2,6
a)
[ H3O+ ] = 10-pH = 2,5.10-3
mol.L-1 < c ; l'acide
est donc faible.
La réaction avec l'eau n'est donc pas totale.
b) HF(aq) + H2O(l) = H3O+ (aq) + F –(aq)
c) τ = 2,5.10-3 / 9,8.10-3 = 0,255 = 25,5 %
ex 18 p 108
solution d'acide éthanoïque à c = 2,0.10-3 mol.L-1 et pH = 3,9
a) [ H3O+ ] = 10-pH = 1,26.10-4 mol.L-1 < c . L'acide HA est donc faible dans l'eau.
b) CH3-COOH (aq) + H2O(l) = CH3-COO-(aq) + H3O+ (aq)
c) τ = 1,26.10-4 / 2,0.10-3 = 0,063 = 6,3 %
ex 19 p 108
solution d'acide éthanoïque à c = 2,0.10-3 mol.L-1 et σ = 6,9 mS.m-1
a) [ H3O+
] = [ CH3-COO- ] ;
σ = (λ(H3O+ ) + λ(CH3-COO- ))
. [ H3O+ ]
[ H3O+ ] = σ / (λ(H3O+ ) + λ(CH3-COO- ))
= 6,9.10-3 / ( 3,5.10-2
+ 4,1.10-3 ) = 0,176 mol.m-3
[ H3O+ ] = 1,76.10-4 mol.L-1
b) pH = 3,75
c) CH3-COOH (aq) + H2O(l) = CH3-COO-(aq) + H3O+ (aq)
d) τ = 1,76.10-4 / 2,0.10-3 = 0,088 = 8,8 %
ex 20 p 109
a)
|
Concentration c (mol.L-1 ) |
pH |
[ H3O+ ] (mol.L-1 ) |
|
5,0.10-3 |
3,5 |
3,2.10-4 |
|
1,0.10-3 |
3,9 |
1,3.10-4 |
|
1,0.10-4 |
4,4 |
4,0.10-5 |
b) [ H3O+ ] < c , l'acide est donc faible.
c) CH3-COOH (aq) + H2O(l) = CH3-COO-(aq) + H3O+ (aq)
d)
τ1
= 3,2.10-4 / 5,0.10-3 = 0,064 = 6,4 % ; τ2
= 1,3.10-4 / 1,0.10-3 = 0,13 = 13 % ;
τ3
= 4,0.10-5 / 1,0.10-4 = 0,40 = 40 %
e) En diluant l'acide éthanoïque, le taux d'avancement augmente.
f) Pour que le taux d'avancement tende vers 1 , il faut diluer à l'infini.
ex 21 p 109
➢ Le pH d'une solution d'acide faible a une valeur plus élevée que le pH d'une solution d'acide fort de même concentration.
➢ L'acide éthanoïque est un acide faible car le pH de la solution est supérieur à – log c
➢ τ = 10-3,9 / 10-3 = 0,126 = 12,6 %
➢ Un acide est faible si sa transformation associée à sa réaction avec l'eau n'est pas totale.
➢ HA(aq) + H2O(l) = H3O+ (aq) + A- (aq)
ex 22 p 109
c = 5,0.10-3 mol.L-1
solution 1 d'acide chlorhydrique pH1 = 2,3 et solution 2 d'acide éthanoïque pH2 = 3,6
a) [ H3O+ ]1 = 10-2,3 = 5,0.10-3 mol.L-1 et [ H3O+ ]2 = 10-3,6 = 2,5.10-4 mol.L-1
b) pH1 = - log c ; l'acide chlorhydrique est complètement dissocié dans l'eau, c'est un acide fort
HCl (aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl- (aq)
c) CH3-COOH (aq) + H2O(l) = CH3-COO-(aq) + H3O+ (aq)
τ = 2,5.10-4 / 5,0.10-3 = 0,050 = 5 % ; c'est donc un acide faible
ex 23 p 109
solution de chlorure d'ammonium NH4Cl à c = 1,0.10-1 mol.L-1 et pH = 5,1
a) L'acide est l'ion ammonium NH4+ et sa base conjuguée est l'ammoniac NH3
b) NH4+(aq) + H2O(l) = NH3(aq) + H3O+(aq)
c) pH > - log c ; l'acide est donc faible.
d) τ = 10-5,1 / 1,0.10-1 = 7,9.10-5 = 0,00079 = 0,079 %
e) NH4+(aq) + H2O(l) = NH3(aq) + H3O+(aq) la réaction est limitée
ex 24 p 109
a) CH3-COOH (aq) + H2O(l) = CH3-COO-(aq) + H3O+ (aq)
b) [ H3O+
] = [ CH3-COO- ] ;
σ = (λ(H3O+ ) + λ(CH3-COO- ))
. [ H3O+ ]
[ H3O+ ] = σ / (λ(H3O+ ) + λ(CH3-COO- ))
;
[ H3O+
]1 = 4,7.10-2
/ ( 3,5.10-2 + 4,1.10-3 ) = 1,2 mol.m-3 =
1,2.10-3 mol.L-1
[ H3O+ ]2 =
1,55.10-2 / ( 3,5.10-2 + 4,1.10-3
) = 0,4 mol.m-3 = 4.10-4 mol.L-1
[ H3O+ ]3 =
4,6.10-3 / ( 3,5.10-2 + 4,1.10-3 )
= 0,12 mol.m-3 = 1,2.10-4 mol.L-1
τ1 = [ H3O+ ]1
/ c1 = 1,2.10-3 / 1,0.10-1 = 0,012 = 1,2
%
τ2 = [ H3O+ ]2 / c2 = 4.10-4 / 1,0.10-2 = 0,04 = 4 %
τ3 = [ H3O+ ]3 / c3 = 1,2.10-4 / 1,0.10-3 = 0,12 = 12 %
c) Le taux d'avancement augmente avec la dilution
ex 25 p 109
acide benzoïque : C6H5-COOH E 210 : solution c = 1,0.10-2 mol.L-1
a) n(ac) = c . V = 1,0.10-2
x 0,50 = 5,0.10-3 mol ;
M( C6H5-COOH)
= 122 g.mol-1
m(ac) = n .M = 5,0.10-3 x 122 = 0,61 g
b)
Un acide de Bronsted est une espèce capable de libérer un ion H+
Une base de Bronsted est une espèce capable de capter un ion H+
ion benzoate : C6H5-COO-
c)
pH = 3,1 ; [
H3O+ ] = 10-3,1 = 7,9.10-4 mol.L-1 < c . La transformation est donc
limitée
τ
= 7,9.10-4 / 1,0.10-2 = 0,079 = 7,9 %
©Sciences Mont Blanc
