PROF : Mr BECHA Adel ( prof principal) 4 eme Sciences exp, maths et technique Matière : Sciences physiques SERIE D EXERCICES

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1 AS: 2009/2010 PROF : Mr BECHA Adel ( prof principal) 4 eme Sciences exp, maths et technique Matière : Sciences physiques SERIE D EXERCICES Objet : : réactions acido-basiques EXERCICE 1 On se propose de différentier deux monoacides différents notés A 1 H et A 2 H en utilisant des mesures mettant en jeu quelques techniques expérimentales. Tout d abord, on prépare les deux solutions aqueuses S 1 et S 2, à partir des acides A 1 H et A 2 H et d eau distillée, de telle manière que la concentration en soluté apporté soit C 0 =10-2 mol.l -1 pour chacune d elles. On suppose que la réaction de chaque acide avec l eau est instantanée. 1) Définir un monoacide selon Bronsted. 2) En ne tenant pas compte de l ionisation propre de l eau. Donner une relation entre les quantités de matières des espèces H 3 O + et A -. 3) On mesure le ph, à 25 C, en utilisant un volume V=200 ml de chacune des solutions aqueuses S 1 et S 2. Les valeurs de ph trouvées permettent de calculer les concentrations effectives en ions hydronium : [H 3 O + ] 1 = 1, mol.l -1 pour S 1. [H 3 O + ] 2 = 1, mol.l -2 pour S 2. a) Comment peut-on déterminer ces concentrations à partir des mesures de ph? b) Calculer le taux d avancement final 1f de la réaction de l acide A 1 H avec l eau et 2f de la réaction de l acide A 2 H avec l eau. En déduire que ces acide sont faibles et identifier l acide le plus fort? 4) a) Exprimer en fonction du taux d avancement final, les constantes d acidité Ka 1 et Ka 2 correspondant à chacun des acides A 1 H et A 2 H. Calculer leurs valeurs. b) Préciser la signification de la constante d acidité. EXERCICE 2 On écrase un comprimé de «vitamine C 500» dans un mortier. On dissout la poudre dans un peu d eau distillée et l on introduit l ensemble dans une fiole jaugée de capacité 100mL ; on complète avec de l eau distillée. Après homogénéisation, on obtient une solution aqueuse S. On prélève un volume V 1 = 20 ml de la solution S que l on dose avec une solution de soude (base forte) de concentration C 2 =0,01 mol.l -1. L évolution du ph au cours de cette réaction de dosage est donnée par la courbe ci-dessous. Où les valeurs du volume V 2 (en ml) de la base forte figurent en abscisses et celles du ph figurent en ordonnée. 1) Représenter un schéma annoté du dispositif du dispositif pour réaliser ce titrage tout en précisant la solution titrante et la solution titrée. 2) En exploitant la courbe ph =f(v 2 ) : a) Montrer que la vitamine C est un acide faible. b) Déterminer les coordonnées du point d équivalence. En déduire la valeur de la concentration initiale C 1 de la solution acide. 3) Déterminer de deux manières différentes le pka associé solution S est 4) La vitamine C est l acide ascorbique de formule C 6 H 8 O 6. a) Ecrire la réaction de l acide ascorbique avec l eau. b) Déterminer la masse m d un comprimé de vitamine C. En déduire une explication de l indication du fabricant «C500». 1

2 On donne les masses molaires atomiques, g mol -1 : M C = 12 ; M O = 16 ; M H = 1. Titrage de l acide ascorbique par la soude EXERCICE 3 Le ph d une solution aqueuse S 1,de méthanoate de sodium HCOONa de concentration molaire de soluté apporté C 1 =0,1 mol.l -1 est égal à 8,4. A- 1- Ecrire l équation bilan de la réaction de dissolution du HCOONa. 2- Quel est le caractère acido-basique de la solution obtenue. 3- Ecrire l équation bilan de la réaction responsable de ce caractère acido-basique en précisant les couples mis en jeu. 4- Dresser un tableau d avancement de la réaction et en déduire la valeur du taux d avancement final. Conclure. 5- Montrer que le ph de la solution S 1 obtenue peut s écrire de la forme : ph = 1 2 (pke+pk A + logc 1 ) 6- En déduire la valeur du pk A du couple acide base mis en jeu. 7- Calculer la concentration de la forme basique du couple dans la solution S 1. Conclure. B- Le ph d une solution S 2 d acide méthanoïque de concentration molaire C 2 =0,1 mol.l -1 est égal à 2,4. 1- Ecrire l équation de la réaction de l acide méthanoïque avec l eau. 2- Dresser un tableau d avancement de la réaction et en déduire le taux d avancement final. 3- Etablir l expression du ph de la solution S 2 en fonction de pk A et de C Calculer la concentration de la forme acide du couple dans S 2.Conclure. C- 2

3 A 10mL de la solution S 2 on ajoute un volume v 1 de la solution S 1 pour atteindre un ph égal à 4,1.Déterminer la valeur de v 1. EXERCICE 4 On dispose d une solution d un détartrant à cafetière d acide sulfamique de formule NH 2 SO 3 H (monoacide fort).la solution porte l indication suivante : " Acide sulfamique 1%" c'est-à-dire que 100mL de solution aqueuse contient 1g d acide sulfamique. Afin de vérifier l indication portée par l étiquette du flacon, on prélève un volume V A = 20 ml de cette solution que l on dose par une solution aqueuse d hydroxyde de sodium de concentration molaire C B = 0,1 mol.l 1. Ce dosage est suivi par ph-mètre, on obtient la courbe suivante : 1- Ecrire l équation de la réaction de dissolution de l acide sulfamique dans l eau. 2- a- Ecrire l équation de la réaction ayant lieu au cours du dosage. b- Définir l équivalence acido- basique. c -Déterminer graphiquement le point d équivalence en précisant la méthode utilisée. d - Expliquer la nature de la solution à l équivalence. e- Déterminer à partir du dosage la quantité d acide sulfamique contenue dans la prise d essai..l indication portée par l étiquette est-elle vérifiée? 3- On donne les zones de virage de quelques indicateurs colorés : Indicateur coloré Jaune de méthyle 2,9 4 Hélianthine 3,1 4,4 Bleu de bromothymol 6 7,6 Jaune d alizarine Zone de virage de l indicateur Choisir parmi ces indicateurs celui qui convient le mieux à ce dosage. On donne : M N =14 g.mol -1, M O = 16 g.mol -1, M S =32 g.mol -1 M H =1 g.mol -1 3

4 EXERCICE 5 Toutes les solutions sont prises à 25 C. On donne ke = On prépare des solutions aqueuses d acide éthanoïque CH 3 COOH de concentrations molaires différentes C et on mesure leurs ph. Les résultats sont consignés dans le tableau suivant : Solution S 1 S 2 S 3 S 4 C ( 10-2 mol. L -1 ) ,5 ph ) Ecrire l équation de la réaction de l ionisation de l acide dans l eau. 2 ) Dresser le tableau descriptif d évolution du système. 3 ) On considère la solution S 1 a Exprimer le taux d avancement final f de la réaction de l ionisation de l acide, en fonction de C 1 et du ph 1 de la solution S 1. b Calculer f et vérifier alors que la réaction est très limitée. c Etablir l expression du ph de ces solutions en fonction de C, pka d De combien varie le ph de l une de ces solutions lorsqu on la dilue 10 fois? Préciser si cette variation est une augmentation on une diminution. 4 ) a Tracer la courbe de variation du ph en fonction de log C. b En déduire la valeur du pka du couple CH 3 COOH / CH 3 COO - EXERCICE 6 Soit un monoacide AH en solution aqueuse diluée, de concentration molaire C. 1) a) Ecrire l équation chimique de la réaction de l acide avec l eau. b) Dresser le tableau d avancement (en utilisant l avancement volumique y). c) Exprimer le taux d avancement final de la réaction de dissolution de l acide en fonction de son ph et de sa concentration molaire initiale C. 2) Le tableau suivant comporte les renseignements concernant deux solutions aqueuses diluées (S 1 ) et (S 2 ) d acides respectifs A 1 H et A 2 H et de même concentration molaire. A 1 H A 2 H pka 1 pka 2 C 1 = mol.l -1 C 2 = C 1 ph 1 =3,10 ph 2 =2,9 a- Calculer le taux d avancement final de la réaction de dissolution de chaque acide dans l eau. b- Montrer que les deux acides sont faibles. Préciser, en le justifiant, l acide le plus fort. c- Comparer pka 1 et pka 2. 4

5 d- Calculer pka 2 sachant que A 2 H est faiblement ionisé et que son ph = 1 2 (pka 2 logc). 3)Un prélèvement de volume V 2 =10 ml de la solution (S 2 ) est soumis à une dilution au dixième, on obtient ainsi une nouvelle solution S 2 ayant un ph=ph 2. Voila la liste de matériel pouvant être utile à la dilution : fiole jaugée de 50 ml ; fiole jaugée de 100 ml ; pipette à deux traits de jauge de 10mL ; pipette à deux traits de jauge de 5mL ; de l eau distillée. a) Décrire la démarche expérimentale à suivre, en précisant le matériel choisi parmi << matériel pouvant être utile à la dilution >>, pour effectuer une dilution au dixième. b) Calculer la valeur de ph 2. Déduire le taux d avancement final après dilution. c) Comparer le taux d avancement final de la réaction de dissolution de l acide A 2 H avant et après dilution. Conclure. EXERCICE 7 On dose un volume V 1 = 20mL d une solution aqueuse de chlorure d hydrogène HCl de molarité C 1 puis un volume V 2 = 20 ml d une solution d acide éthanoïque CH 3 COOH de molarité C 2 = 0,1 mol.l -1 par une solution d hydroxyde de sodium NaOH de molarité C b = 0,1 mol.l -1. On suit ces dosages par ph-métrie et on obtient les deux graphes ci-dessous. 1 / Le chlorure d hydrogène est un acide fort. a) Ecrire l équation bilan de la réaction de HCl avec l eau. b) À partir de l observation des deux courbes, identifier celle qui correspond à l acide chlorhydrique. Justifier. c) En déduire la concentration C 1. 2 /a) L acide éthanoïque est-il un acide fort ou faible? Justifier. b) Ecrire l équation bilan de la réaction de cet acide avec l eau. c) Déterminer graphiquement les coordonnés du point d équivalence. Quel est le caractère (acide, basique ou neutre) du mélange à l équivalence? Justifier. b) Déterminer graphiquement le pk a du couple acide base correspondant. c) Comparer la force de l acide éthanoïque à celle de l acide méthanoïque dont le pka = 3,75 Justifier. 3 / Ecrire l équation bilan de la réaction qui s effectue lors du dosage de chacun des deux acides par la solution de soude. ph Courbe a ph Courbe b V b(ml) V b(ml)

6 EXERCICE 8 Données : couples acide base formule pka ion oxonium/eau H 3 O + /H 2 O 0 acide hypochloreux/ion hypochorite HClO/HClO - 7,3 acide éthanoïque/ ion éthanoate CH 3 COOH/CH 3 COO - 4,8 acide méthanoïque/ ion méthanoate HCOOH/HCOO - 3,8 acide lactique/ion lactate CH 3 CHOHCOOH/CH 3 CHOH-COO - 3,9 eau/ ion hydroxyde H 2 O/HO A partir d'une solution S 0 d'acide faible de concentration C 0 = 0,1 mol/l on veut préparer 50 ml de solution S 1 de concentration C 1 = 0,01 mol/l. - Quel volume de solution S 0 faut-il prélever? Justifier. - Préciser la verrerie utilisée et le mode opératoire. 2. Quelle courbe parmi les graphes ci-dessous correspondent à la concentration 0,1 mol/l. Justifier. ( base et acide ont la même concentration) graphe2 graphe 1 3. Déterminer à partir de la liste des couples donnée, l'acide faible au graphe 2 correspondant. Justifier. 4. Ecrire l'équation chimique correspondant au graphe 1. Calculer sa constante d'équilibre. Cette réaction estelle totale? 5. Ecrire l'équation chimique correspondant au graphe 2. Calculer sa constante d'équilibre. Cette réaction estelle totale? - Quelles sont les propriétés d'une solution tampon? - Citer une utilisation d'une solution tampon. 6. Sur les graphes 1 ou 2, quelle zone correspond à une solution tampon. Justifier. - Expliquer pourquoi sur les courbes de l'autre graphe, il n'y a aucune zone pouvant correspondre à une solution tampon. 6

7 EXERCICE 9 On simule le titrage de 20 ml d'une solution aqueuse d'un acide noté AH, de concentration en soluté apporté C A =10-2 mol/l, par une solution de soude de concentration c B =0,01 mol/l. Le document ci-dessous est le résultat de la simulation. Le logiciel a tracé simultanément : - les variations de ph en fonction du volume de soude versé au cours du titrage. - Les variations des concentrations molaires (en millimoles /L) de l'acide AH et de sa base conjuguée 1. Identifier sans justification chacune des courbes représentées par les nombres 1, 2, Graduer l'axe des abscisses. Noter sur la copie la valeur de v B correspondant à une division sur l'axe des abscisses. 3. On étudie la solution d'acide AH avant l'addition de soude : - Ecrire l'équation chimique de la réaction de l'acide AH avec l'eau et dresser le tableau d'avancement. - Calculer à l'aide des courbes de simulation, le taux d'avancement final de cette réaction. - Rappeler la définition de la constante d'acidité du couple AH / A -. Exprimer cette constante en fonction du taux d'avancement final de la réaction de AH avec l'eau. - si on recommence une simulation avec une solution de concentration c A' supérieure à c A la réaction de l'acide avec l'eau sera-t-elle plus ou moins avancée? 7

8 4. On étudie la réaction du titrage : - Ecrire l'équation chimique de la réaction de titrage. - Quelle est la valeur du pka du couple AH / A -? - Etablir le tableau d'avancement de cette réaction quand on a ajouté 5 ml de soude. - Quel est le taux d'avancement final d'une réaction de titrage? - En déduire la concentration attendue en A - quand on a ajouté 5 ml de soude. EXERCICE 10 On se propose d étudier le dosage de V B = 20 ml d une solution d ammoniac par une solution d acide chlorhydrique (C A = 0,1 mol.l -1 ) 8

9 a- Le graphe permet-il de dire si l ammoniac est une base faible? b- Schématiser le dispositif expérimental. c-déterminer, d après le graphe, le volume versé à l équivalence dans ce dosage. En déduire la concentration de la solution d ammoniac. d-pourquoi le ph est-il acide à l équivalence? e-le ph de la solution d ammoniac permet-il d affirmer que c est une base faible? f-quel est le pk a du couple acide-base de l ammoniac? g-quel indicateur, parmi ceux proposés ci-dessous, conviendrait le mieux pour un tel dosage? Indicateur coloré Zone de virage Couleur de la forme acide Hélianthine 3,1-4,4 Rose Orangé Rouge de méthyle 4,2-6,2 Rouge Jaune Bleu de bromothymol 6,0-7,6 Jaune Bleu Couleur ede la forme basique Phénolphtaléine 8,2-10,0 Incolore Rouge violacé 9