Exercice n°1

La vitamine c est de l’acide ascorbique de formule C6H8O6 que l’on considérera comme un monoacide. On dissout un comprimé contenant cette vitamine dans 100.0 cm3 d’eau distillée et on dose cette solution A par une solution d’hydroxyde de sodium à 3.00 10-1 mol.L-1.

Seules les réactions acido-basiques seront prises en compte.

On obtient la courbe ci-dessous.

1- L’acide ascorbique est il un acide fort ou faible ? Justifier. Ecrivez l’équation bilan de sa réaction avec l’eau puis la soude.

2- A l’aide de cette courbe déterminez :

a- le pKa du couple acide base étudié.

b- La concentration de l’acide dans la solution A et la masse d’acide ascorbique dissoute dans les 100.00 cm3 d’eau.

3-

a- Déterminer les concentrations de toutes les espèces présentes dans la solution A.

b- Déduisez Ka et pKa et comparer au résultat du 2a.

4- Calculer le facteur d’ionisation de l’acide dans la solution A. Conclure. (On rappelle que le facteur d’ionisation est le rapport du nombre de molécules ionisées au nombre de molécules mises en solution.)

Données : MC= 12 g.mol-1 ; MH= 1 g.mol-1 ;Mo= 16 g.mol-1 .

msoCB2E2

 

Corrigé

Exercice n°2

On considère une solution aqueuse d’hydrogénosulfate de sodium, NaHSO4 de concentration 0.01 mol/L.

Ce composé est totalement ionisé en solution aqueuse en ions Na+ et HSO4 - .

L’ion hydrogénosulfate se comporte dans l’eau comme un monoacide faible.

a- Ecrire l’équation bilan de mise en solution de cet ion dans l’eau. Identifier les couples acido-basiques en présence. Donner l’expression du Ka de cet ion.

b- A l’aide du tableau d’avancement, établir l’expression littérale de la concentration de toutes les espèces chimiques présentes en solution.

c- Le pH mesuré de cette solution est égal à 2.2. En déduire les valeurs des  concentrations de toutes les espèces chimiques présentes en solution. Calculer la constante d’acidité Ka de l’ion HSO4 - . En déduire son pKa.

d- Est ce un acide plus fort que l’acide éthanoïque dont le pKa est égal à 4.75 à la même température.

 

Corrigé

 

Exercice n°3

1.  Une solution de méthylamine CH3-NH2 de concentration molaire Cb = 0.2 mol.L-1 a un pH=12.

a-  Ecrire l’équation de la réaction de l’éthylamine avec l’eau.

b- Calculer les concentrations de toutes les espèces chimiques en solution.

c-  Calculer la constante d’acidité Ka du couple CH3NH3+/CH3NH2 et son pKa.

d- Le pKa du couple NH4+/NH3 vaut 9.2. La méthylamine est-elle une base plus faible ou plus forte que l’ammoniaque ?

2.  On mélange 10 mL de solution de méthylamine de concentration Cb = 0.2 mol.L-1 à un volume Va d’acide chlorhydrique de concentration molaire égale à 0.1 mol.L-1.

a-  Ecrire l’équation bilan de la réaction.

b- Quel est le volume Va nécessaire pour réaliser une solution tampon dont le pH est égal au PKa du couple CH3NH3+/CH3NH2 ?

c-  Quelles sont les propriétés des solutions tampons ?

On suppose que les mélanges se font sans variations de volume.

Corrigé

 

Exercice n°4

On dose au pHmètre 100 mL d’une solution d’acide éthanoïque par de l’hydroxyde de sodium de concentration molaire égale à 0.10 mol.L-1.

1- Quelles électrodes faut-il utiliser pour ce dosage ?

2- Déterminer sur la courbe le pH et le volume de soude au point équivalent.

3- En déduire la concentration initiale C0 d’acide éthanoïque.

4- Quelle constante caractéristique peut-on déduire à la demi-équivalence ?

5- Etablir la relation donnant le pH de la solution initiale d’acide éthanoïque en fonction de C0 et de la constante trouvée précédemment. Calculer la valeur de ce pH et la comparer à celle qui est lue sur le graphe.

6- Quel indicateur coloré conviendrait pour repérer l’équivalence de ce dosage ?

7- Citer une autre méthode instrumentale de dosage de l’acide éthanoïque.

 

Indicateur

couleur

pH

pH

couleur

Phénolphtaléine

incolore

8.2

9.8

Rouge-violet

Rouge de méthyl

rouge

4.4

6.2

Jaune -orange

BBT

jaune

6.0

7.6

bleu

Courbe de dosage :

Corrigé

 

Exercice n°5

On dose 20 cm3 d’une solution d’acide éthanoïque de concentration Ca par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration Cb et, à l’aide d’un pH-mètre, on suit l’évolution du pH. On obtient le tableau suivant :

Vb (cm3)

0

1

2

3

4

5

6

7

8

 

pH

2.85

3.8

4.2

4.4

4.6

4.7

4.8

4.9

5.1

 

Vb (cm3)

9

9.5

9.8

10

10.2

10.5

10.8

11

12

13

pH

5.4

5.9

7

8.75

10.5

11.4

11.8

12

12.4

12.6

1- Ecrire l’équation de réaction de dosage.

2- Tracer la courbe pH=f(Vb).

3- Déterminer graphiquement les coordonnées du point équivalent et la valeur du pKa du couple CH3COOH/CH3COO-.

4- En utilisant le pH initial, déterminer la valeur de la concentration de l’acide éthanoïque Ca et en déduire celle de la solution d’hydroxyde de sodium Cb.

5- Parmi les indicateurs colorés suivants, lequel pourrait-on choisir pour repérer l’équivalence ?

Indicateur

couleur

pH

pH

couleur

Phénolphtaléine

incolore

8.2

9.8

Rouge-violet

Rouge de méthyl

rouge

4.4

6.2

Jaune -orange

BBT

jaune

6.0

7.6

bleu

6- Comparer la force de cet acide à celle de l’acide méthanoïque sachant que le pKa de HCOOH/HCOO- est 3.8.

7-  Donner deux méthodes, sans calculs, permettant d’obtenir une solution tampon de pH égal au pKa du couple CH3COOH/CH3COO- à partir de la solution d’acide éthanoïque précédente.

 

Corrigé

 

Exercice n°6 (BTS AB 2006)

On donne :

NH4+/NH3 pKa = 9.20 à 25°C

11H et 714N

L’ammoniac est un gaz moléculaire de formule NH3n très soluble dans l’eau.

1- Structure.

1.1       Ecrire le modèle de Lewis de la molécule d’ammoniac.

1.2       Prévoir la géométrie de l’ammoniac à l’aide de la théorie VSEPR (règles de Gillespie).

2- pH d’une solution. L’ammoniaque est une base faible, son acide conjugué est NH4+

2.1       En utilisant le modèle de Lewis, justifier le caractère basique de l’ammoniaque.

2.2       Ecrire la réaction qui a lieu lors de l’introduction de l’ammoniaque dans l’eau.

3- On souhaite préparer une solution tampon à partir d’ammoniac.

3.1 Qu’est ce qu’une solution tampon ?

3.2 Sans calcul, donner l’ordre de grandeur du pH d’un tampon ammoniacal.

3.3 Citer un milieu naturellement tamponné.

Corrigé

 

Exercice n°7 (BTS BT 2007)

Soit une solution aqueuse SA contenant de l’acide méthanoïque à la concentration c= 2.30 mmol.L-1.

1-  Cette solution présente à 25.0 °C un pH égal à 3.25.

a-  Ecrire la réaction de dissociation de l’acide dans l’eau puis donner l’expression de la constante associée.

b- Exprimer les concentrations molaires [HCOOH] et [HCOO-] en fonction de c et du pH.

c-  En déduire les valeurs de Ka et de pKa, cette dernière étant donnée avec deux décimales.

2- On mélange la solution précédente à une solution SB de base forte (K++OH-) de concentration c’ = 8.00 mmol.L-1 ; les volumes employés sont respectivement : VA = 100.0 cm3 et VB = 50.0 cm3.

a-  Ecrire l’équation de la réaction prépondérante intervenant au cours de ce mélange.

b- Quel est le réactif en excès ? Justifier.

c-  Déterminer les concentrations molaires de toutes les espèces majoritaires et le pH du milieu à l’état final.

Donnée : le produit ionique de l’eau est égal à 1.00 10-14 à 25°C.

Corrigé

 

Exercice n°8 (BTS AB 1993)

On souhaite réaliser une réaction enzymatique dans un milieu tamponné à pH = 7.4.

1.  Connaissant les pKa de l’acide phosphorique (H3PO4), indiquer quel est le couple qui permet de réguler ce pH. Justifier la réponse. Que peut-on dire des autres espèces dérivant de l’acide phosphorique ?

pK1 = 2.15   pK2 = 7.2     pK3 = 12.3

2.   

a-  Ecrire la réaction prépondérante qui a lieu à pH = 7.4.

b- Calculer le rapport des concentrations des deux espèces prédominantes.

c-  Sachant que la concentration totale de ces deux espèces est 0.450 mol.L-1, en déduire la concentration de chacune d’elles.

3.  La réaction enzymatique étudiée libère 5.0 10-2 mol.L-1 d’ions H3O+.

a-  Quel sera le pH de ce milieu tamponné ?

b- Quel serait ce pH dans l’eau pure, en l’absence de tampon ?

Corrigé