Exercices Chap 08 –Transformations associées à des réactions acido-basiques

 

ex 8 p 142   solution Na+ , HO- à pH = 12,5

a)     [ HO- ] = Ke / [ H3O+ ] = 10-14+12,5  = 10-1,5 = 3,16.10-2 mol.L-1

b)    m(NaOH) ?  pour 1 L , n(NaOH) = c.V = 3,16.10-2 mol  ,  M(NaOH) = 23 + 1 + 16 = 40 g.mol-1
m(NaOH) = n . M = 3,16.10-2 x 40 = 1,26 g

c)     dilution par 2. [ HO- ] = c / 2 = 1,58.10-2 mol.L-1 , [H3O+ ] = Ke / [HO-] = 6,3.10-13 mol.L-1
pH = 14 + log[HO- ] = 14-1,8 = 12,2

 

ex 9 p 142 

a)     solution d'un acide HA à c = 5,0.10-3 mol.L-1  avec pH = 3,3. Acide fort ou faible ?
[ H3O+ ] = 10-3,3 = 5,0.10-4 mol.L-1 < c. Il s'agit donc d'un acide faible. Il est peu dissocié

b)    solution de base B à c = 5,0.10-3 mol.L-1  avec pH = 11,7.  Base forte ou faible ?
[ HO- ]= 1011,7-14 = 10-2,3 = 5,0.10-3 ≈ c  c'est une base forte.

 

ex 10 p 142 domaine de prédominance

CH3-COOH / CH3-COO-  KA1 = 1,8.10-5 = 10-4,74 ;   NH4+ / NH3   pKA2= 9,2

a)

b)  CH3-COOH et NH3 ne sont pas prédominants pour un même pH et ne peuvent pas être majoritaires dans une même solution

c)     CH3-COOH + NH3 = CH3-COO- + NH4+

d)    K = [CH3-COO-]éq.[NH4+]éq / ([CH3-COOH]éq.[NH3]éq) = KA1/KA2 = 10 9,2-4,74 = 10 4,46 = 2,9.104

 

ex 11 p 142 dénomination impropre

solution de sulfure d'ammonium pH = 9,2

a) 

b) à pH = 9,2 , les espèces majoritaires sont HS- , NH4+ et NH3
on pourrait donc l'appeler solution d'ammoniac et d'hydrogénosulfure d'ammonium

c) 2 NH4+ + S2- = NH4+ + NH3 + HS-   en éliminant NH4+ des 2 côtés, on obtient  :
 NH4+ + S2- =  NH3 + HS-      K = [HS-].[NH3]/([NH4+].[S2-]) = KA3 / KA2 = 1013,0-9,2 = 6,3.103
La réaction est quasi totale et on a alors un ion NH4+ sur deux transformé en NH3: [NH4+]=[NH3].
Ceci est en accord avec le pH de 9,2 égal à pKA3

d) Si on acidifie la solution, on obtient la réaction suivante :  HS- (aq)+ H3O+ (aq)= H2S(aq) + H2O

on a ensuite :  H2S (aq) = H2S (g)      Il y a dégagement du gaz H2S qui sent très mauvais.

 

ex 12 p 143

a)     la courbe rouge est celle de CH3-COOH car il est prédominant pour les pH faibles et la courbe bleue est celle de CH3-COO-  car il est prédominant pour les pH forts.

b)    pH = pKA lorsque les 2 espèces sont en quantités égales.
D'après le graphique, cela correspond à pH = 4,7

c)     à pH = 5,0 , %( CH3-COOH) = 0,4 = 40 %   et  %(CH3-COO- ) = 0,6 = 60 %
pKA = pH – log([B]/[A]) = 5,0 – log( 0,60 / 0,40 ) = 4,82

d)    à pH = 4,0 , %( CH3-COOH) = 0,86 = 86 %   et  %(CH3-COO- ) = 0,14 = 14 %
pKA = pH – log([B]/[A]) = 4,0 – log( 0,14 / 0,86 ) = 4,79

e)      [ CH3-COOH] / [ CH3-COO- ] = 10  ; %( CH3-COOH) + %( CH3-COO- ) = 1
en divisant par %( CH3-COO- ) , on a  :  10 + 1 = 1 / %( CH3-COO- )
  %( CH3-COO- ) = 1/11 = 0,0909 = 9,09 %   et  %( CH3-COOH) ≈ 91 %
le graphique indique un pH de 3,8 environ

 

ex 13 p 143

1)     solution d'acide perchlorique HClO4 à CA= 2,5.10-3 mol.L-1  à pH = 2,6
a) [ H3O+ ] = 10-2,6 = 2,5.10-3 mol.L-1 = CA . L'acide est donc fort
b) HClO4 + H2O  =  ClO4- + H3O+
c) préparation de 100 mL d'une solution d'acide perchlorique à C1 = 1,0.10-4 mol.L-1
n(HClO4) = C1.V1 = 1,0.10-4 x 0,1 = 1,0.10-5mol = CA.VA VA = C1.V1/CA = 0,004 L = 4 mL
On prélève 4 mL de solution S1 avec un pipette graduée de 5 mL que l'on verse dans une fiole jaugée de 100 mL.

On complète ensuite avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge, puis on agite pour homogénéiser la solution.

2)     solution d'acide benzoïque à CA= 2,5.10-3 mol.L-1  à pH = 3,4
a) [ H3O+ ] =10-3,4 = 4.10-4 mol.L-1 < CA . L'acide est donc peu dissocié, il est faible.
b) C6H5-COOH + H2O = C6H5-COO- + H3O+

 

ex 14 p 143

a) La solution A fait virer l'hélianthine au jaune pH > 4,4
La solution A fait virer le rouge de chlorophénol au jaune pH < 4,8    4,4 < pHA < 4,8

La solution B fait virer le rouge de bromophénol au rouge pH > 6,8
La solution B fait virer le rouge neutre au rouge pH < 6,8     pH = 6,8

La solution C fait virer la phénolphtaléine au rouge violacé pH > 10,0
La solution C fait virer le carmin d'indigo au bleu pH < 11,6      10,0 < pH < 11,6

b) on pourrait tester le jaune d'alizarine R pour affiner le pH

 

ex 16 p 144 

solution très diluée d'acide chlorhydrique 

a)     on ne peut pas appliquer la relation pH = -log c car la solution est trop diluée, on aurait pH = 7 or la solution est acide..

b)     [ H3O+ ] = c + x ;  [ HO- ] = x ,   Ke = [ H3O+ ].[ HO- ] = x.(c + x )

c)     Ke = 10-14 = x.(c + x )   x² + 10-7 x – 10-14 = 0     

Δ = b² - 4 ac = 10-14 + 4.10-14 = 5.10-14  ;  √¯Δ = √¯5.10-7
x = (- 10-7 +
√¯5.10-7 ) / 2 = 10-7.( √¯5 - 1) / 2 mol.L-1 = 6,18.10-8 mol.L-1
[H3O+] = 1,62.10-7 mol.L-1   ;   pH = -log (1,62.10-7) = 6,79

 

ex 17 p 144

La solution B d'acide chlorhydrique a un pH de 1  car c'est un acide fort.  
La solution G d'hydroxyde de sodium a un pH de 13  car c'est une base forte.

La solution F a un pH de 7 car c'est une solution neutre.

Les solutions C et D ont un pH > 7  .    Les solutions A et E ont un pH < 7

L'acide benzoïque est plus fort que l'ion ammonium d'après leur KA. pHA < pHE < 7

L'ion benzoate est une base plus faible que l'ammoniac d'après les KA .  pHC > pHD > 7

pHB < pHA < pHE < pHF < pHD < pHC < pHG

 

 

ex 18 p 144      

a) N°1 :  HNO3 + H2O = H3O+ + NO3-     solution acide
    N°2 :   CH3-NH3+ + H2O = H3O+ + CH3-NH2        solution acide
    N°3 :  CH3-COO-  + H2O = CH3-COOH + HO-   solution basique
    N°4 :  HO-  + H2O = H2O + HO-           solution basique

    N°5 :  CH3-COOH + H2O = CH3-COO- + H3O+   solution acide

b) l'acide nitrique est fort, le pH1 est le plus faible
l'acide éthanoïque est plus fort que l'ion méthylammonium d'après les pKA.  pH5 < pH2 < 7

la soude est une base forte . pH4 est le plus grand.

pH1 < pH5 < pH2 < 7 < pH3 < pH4

 

ex 19 p 144

5 solutions à 10-2 mol.L-1  ont les pH suivants : 5,6 / 7,0 / 10,6 / 11,3 / 12

a) La solution 5 de pH 12 est la solution d'hydroxyde de sodium ( pH = 14 – 2 = 12)

HO-  + H2O = H2O + HO- 

La solution 2 de pH 7,0 est neutre . c'est la solution de chlorure de sodium

aucune réaction

La solution 1 a un pH acide , c'est donc la solution acide de chlorure d'ammonium.

NH4+ + H2O = NH3 + H3O+

La base méthylamine est plus forte que l'ammoniac, son pH est donc plus grand.

La solution 4 de pH 11,3 est donc la solution de méthylamine.

CH3-NH2 + H2O = CH3-NH3+ + HO-

La solution 3 de pH 10,6 est donc la solution d'ammoniac.   NH3 + H2O = NH4+ + HO- 

b) d'après le mélange, [base] = [acide]    pH = pKA = 9,2    KA = 10-9,2 = 6,3.10-10

 

ex 20 p 144

a) CH3-COOH  + (CH3)3N = CH3-COO- + (CH3)3NH+    K = KA1 / KA2 = 109,9-4,8 = 105,1

Cette réaction est donc totale.

b) l'addition de vinaigre permet donc d'éliminer le triméthylamine du poisson dont l'odeur est désagréable.

 

ex 21 p 145

m = 72 g de benzoate de sodium ,  V = 100 mL = 0,1 L    pKA = 4,2

1)     a)  Na C6H5COO Na+ + C6H5COO-
b) l'ion benzoate est une base. l'ion sodium Na+ est indifférent
c) C6H5COO- + H2O = C6H5-COOH + HO- (1)
d) K1 = Ke / KA = 104,2-14 = 10-9,8 = 1,58.10-10
e) M(Na C6H5COO) = 23 + 7 x 12 + 5 x 1 + 2 x 16 = 144 g.mol-1
n = m / M = 72 / 144 = 0,5 mol             c = n / V = 0,5 / 0,1 = 5 mol.L-1

2)     on ajoute V' d'acide chlorhydrique à c'= 0,10 mol.L-1 . On obtient S
a) On ajoute des ions H3O+ acide et des ions Cl- indifférents   n(Cl-) = n(H3O+ )= c'.V' .
b) H3O+ + C6H5-COO- = H2O + C6H5-COOH  (2)
K2 = 1 / KA = 104,2 = 1,58.104   , la réaction est donc quasi totale
c) n( C6H5-COOH)f = n(H3O+ )0 = c'.V'
n( C6H5-COO-)f =n( C6H5-COO-)0-xf = n( C6H5-COO-)0-n(H3O+ )0 = c.V –c'.V'
il faut n( C6H5-COOH)f = n( C6H5-COO- )f  c'.V' = c.V – c'.V'    2 c'.V' = c.V
V' = c.V / 2 c' = 5 x 0,1 / (2 x 0,1) = 2,5 L
d) [base] =[acide]  pH = pKA = 4,2

 

ex 22 p 145      

1) m=0,32g de NH4Cl dans V=100 mL=0,1 L. on obtient pH = 5,2
a)   NH4Cl  = NH4+ + Cl-
b) M(NH4Cl) = 14 + 4 + 35,5 = 53,5 g.mol-1   ;  n(NH4Cl) = m/M = 0,32 / 53,5 ≈ 6.10-3 mol
 c = n / V = 6.10-3 / 0,1 =6.10-2 mol.L-1   ;  - log c = 2,22 <pH    L'acide est faible, peu dissocié.
c) NH4+ + H2O = NH3 + H3O+    K = [ H3O+ ]éq.[NH3]éq / [ NH4+ ]éq

[ H3O+ ]éq=[NH3]éq d'après l'équation  ; .[NH3]éq = c - [ NH4+ ]éq = c - [ H3O+ ]éq
K = [ H3O+ ]éq² / (c - [ H3O+ ]éq ) ≈ [ H3O+ ]éq² / c = 10-10,4 / 6.10-2 =6,63.10-10 = 10-9,18

pKA = 9,18  > pH    l'espèce prédominante du couple est donc NH4+ .

Les espèces majoritaires sont donc : NH4+ , Cl- , H2O

2) on ajoute une solution Na+ , HO-     :    a) NH4+ + HO-  = NH3 + H2O    
K = [NH3]éq / ([ NH4+ ]éq.[ HO- ]éq) = KA / Ke = 1014-9,2 = 104,8    réaction totale

b) pour obtenir un pH égal au pKA , il faut que n( NH4+ )f = n( NH3 )f  

La réaction est totale : cela indique que le réactif en défaut est HO- puisqu'il reste des ions NH4+ .

xf = nb = cb.Vb ; n( NH4+)0 = c.V  ; n(NH4)f = n(NH4)0 - xf = c.V - cb.Vb   et   n(NH3)f = xf = cb.Vb

c.V – cb.Vb = cb.Vb    ;    Vb = c.V / (2cb) = 6.10-2.0,1 / (2 . 0,2) = 1,5.10-2 L = 15 mL

 

ex 23 p 145      

1)  solution S1 d'acide éthanoïque à c1= 2,0.10-2 mol.L-1
a) CH3-COOH + H2O = CH3-COO- + H3O+   
b) K = [CH3-COO-]éq.[ H3O+ ]éq / [CH3-COOH]éq = KA = 10-4,7 = 2,0.10-5
L'acide est donc peu dissocié dans l'eau, c'est un acide faible.
c) pH = 3,2 > - log c = 1,7. Cela confirme que l'acide est faible.

2) S2 solution d'ammoniac à c2 = 1,0.10-2 mol.L-1
a) NH3 + H2O = NH4+ + HO-  

b) K = [ NH4+ ]éq. [ HO- ]éq / [NH3]éq = Ke / KA = 109,2-14 = 10-4,8
l'ammoniac est une base faible dans l'eau.
c) pH = 10,6 < 14 + log c = 12. Cela confirme que la base est faible.

3)     On mélange un volume V de S1 et un même volume de S2 .
CH3-COOH + NH3 = CH3-COO- + NH4+     K = KA1 / KA2 = 109,2-4,7 = 104,5
K > 104 , la réaction peut donc être considérer comme totale.

 

ex 24 p 146

a) CH3-COOH + H2O = CH3-COO- + H3O+   couples :  CH3-COOH / CH3-COO-  et H3O+ / H2O

b) KA = [ CH3-COO- ]éq. [ H3O+ ]éq / [ CH3-COOH]éq = 10-4,8

c) mélange de solution d'acide acétique et d'acétate de sodium. pH = 6,5
pKA = 4,8 ;  pH > pKA , on a donc prédominance de la base : l'ion acétate (éthanoate)

 

ex 25 p 146     

1) a) couple HClO / ClO- .
Si [B] / [A] = 100    KA = [ H3O+ ].[B]/[A] = 100 [ H3O+ ]    [ H3O+ ] = KA / 100 = 10-9,3
Si pH > 9,3 ; l'ion ClO- est ultra-majoritaire.

b)    [ClO-] / [HClO] = KA / [ H3O+ ] = KA / 10-pH = 107,5-7,3 = 100,2 = 1,58

c)     les réactifs sont CO2 , H2O et ClO-   : CO2 , H2O + ClO- = HCO3- + HClO  
K = [HCO3-]éq.[HClO]éq / [ClO-]éq = KA2 / KA1 = 107,3-6,4 = 100,9 = 7,94.
Cette  valeur justifie l'affirmation précédente.

2) a) L'espèce ultra-majoritaire à pH 2 est l'ion H3O+ ou pour le couple HClO

b) en ajoutant de l'acide chlorhydrique à de l'eau de javel, on peut dégager du gaz dichlore toxique

 

ex 26 p 146

1) a) [A] = [B] lorsque pH = pKA = 7,3               

  b)
c) la courbe 1 correspond à l'acide HClO et la courbe 2 correspond à l'ion ClO-

d)    HClO + H2O = ClO- + H3O+

2) a) HClO + HO-  = ClO- + H2O       

b) K = KA/Ke = 1014-7,3 = 106,7  la réaction est quasi totale.

 

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