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LYCEE ZAHROUNI-TUNIS-

SCIENCES PHYSIQUES

4ème science/Math

pH des solutions aqueuses




Exercice :1

On donne la valeur du pKa pour différents couples acide/base à 25°C.

Couple acide/base

CH3COOH/CH3COO-

NH4+/NH3

HCOOH/HCOO-

pKa

4,8

9,2

3,8

1°/a- Classer par force croissante les acides entre eux et les bases entre elles, tout en justifiant la réponse.

b- Ecrire l’équation de la réaction :

-de l’acide le plus fort avec l’eau

-de la base la plus forte avec l’eau.

c- Donner l’expression usuelle de la loi d’action de masse pour les deux réactions précédentes. Calculer numériquement les valeurs des constantes trouvées.

2°/On fait réagir l’acide le plus fort avec la base la plus forte .

a- Ecrire l’équation bilan de la réaction.

b- Calculer la constante d’équilibre de cette réaction.

c-On considère un mélange formé par les espèces chimiques dont les concentrations molaires sont les suivantes :[NH3] = 0.1mol.L-1 ; [ HCOO-] = 0.02mol.L-1 ; [NH4+] = 0.5mol.L-1 ; [HCOOH] = 0.04mol.L-1.
Déterminer la réaction possible spontanément. On donne : Ke = 10-14 à 25°C , température de l’expérience.

Exercice 2:

On dispose des solutions aqueuses S1 et S2 de deux acides notés respectivement A1Het A2H .les pH des deux solutions ont la même valeur pH=3. L’un des acides est faible et l’autre fort.

1)Donner la définition d’un acide fort et d’un acide faible.

2)- Calculer le nombre de moles d’ions H3O+contenues dans 10cm3 de chaque solution.

3)- On dilue 10cm3 de chaque solution avec de l’eau distillée jusqu’a obtenir 200cm3 de solution. La dilution de S1 donne une solution S’1 de pH1=3,65 et celle de S2 donne une solution S’2 de pH2=4,3.

a)-Calculer les nombres de moles n’1 et n’2 d’ions H3O+ contenues respectivement dans les solutions S’1 et S’2.

b)- Comparer le nombre de moles d’ions H3O+ pour chaque échantillon avant et après dilution, identifier alors la solution initiale correspondant à l’acide fort . Justifier la réponse.

c)- Calculer la concentration molaire de la solution initiale (avant la dilution) de l’acide fort. Calculer le taux d’avancement final de cet acide avant et après la dilution.

4)- la concentration molaire de la solution initiale d’acide faible est égale à 5,75.10-2 molL-1. Dresser le tableau d’avancement. Calculer le taux d’avancement final avant et après la dilution. ces résultats sont-il en accord avec la loi de modération relative aux équilibres chimiques ? justifier la réponse

Exercice n° : 3

Deux solutions aqueuses de monobases (B1) et (B2), de même concentration molaire C1 = C2 = C = 10-2 mol.L-1 , ont respectivement pour pH ; pH1 = 10,80 et pH2 = 12,00 .

  1. Dresser le tableau d’avancement. Calculer le taux d’avancement final de dissociation de chaque base, montrer que l’une des bases, que l’on précisera, est forte et l’autre est faible.

  2. Ecrire les équations de leur dissociation dans l’eau.

  3. On considère la solution de base faible ( supposée faiblement ionisée).

Etablir l’expression de son pH en fonction de C, pKe et pKa du couple acide-base correspondant. Déduire la valeur du pKa.

4- A un volume V = 10 mL de la solution de base faible, on ajoute un volume Ve d’eau pour obtenir une nouvelle solution de pH = 10,50. Calculer :

a- Le volume d’eau Ve.

b- La nouvelle valeur du taux d’avancement final. Quel est l’effet d’une dilution sur l’ionisation d’une base faible.

Exercice 4:On se propose de faire l'étude expérimentale d'une base faible.

1) On prépare 100 ml d'une solution aqueuse S d'éthanoate de sodium, CH3CO2Na, de concentration C, en dissolvant 0,41g de ce sel supposé pur et sec.

a - Calculer C. On donne : M(H )= 1 g.mol -1 ; MO = 16 g.mol -1 ; MC = 12 g.mol -1 ; M(Na) = 23 g.mol -1 .

b - Ecrire l'équation de la réaction qui accompagne la dissolution. Préciser les couples acide-base mis en jeu.

c - Enumérer les espèces chimiques, autres que les molécules d'eau, présentes dans la solution S.

d - En appliquant les lois de conservation adéquates et la loi d'action de masse, écrire toutes les relations qui

existent entre les molarités des espèces chimiques présentes dans S.

2) On mesure le pH de 5 solutions d'éthanoate de sodium de concentration C connue ; on obtient le tableau suivant:

C (mol.L -1 ) 0,100 0,050 0,010 0,001

pH 8,90 8,70 8,40 7,90

a - Vérifier que, pour toutes ces solutions, la molarité en ions H30 + peut être négligée par rapport à celle en ions OH

Le produit ionique de l'eau, dans les conditions expérimentales utilisées, est: Ke = 10 -14 .

b - On pose [OH - ] = x. Exprimer, en fonction de C et x, la molarité des ions CH3CO2 - et celle de l'acide éthanoïque.

c - Montrer que l'on peut écrire, avec une approximation que l'on précisera : pKa= 2pH - log C - 14 ; Ka étant la constante d'acidité relative à l'acide éthanoïque et logC étant le logarithme décimal de C

d – Tracer la courbe pH = f(logC) puis déterminer le pKa du couple CH3COOH /CH3COO -.

Exercice 5:

Toutes les solutions aqueuses sont prises à 25 °C, température à laquelle le produit ionique de l’eau est égal à 10-14.

On dispose d’un volume V0= 50mL d’une solution aqueuse S0 d’une base de formule CH3NH2 (méthylamine), de concentration molaire C0 et de l’eau distillée. La mesure du pH de S0 ,donne :pH= 12,2.

1°/On veut préparer, à partir de S0 une nouvelle solution S1 , de volume V1 = V0 mais de concentration molaire C1 = C0 /10. Expliquer la procédure suivie pour préparer S1 et donner la liste du matériel utilisé et les valeurs des grandeurs mesurées.

2°/La mesure du pH de la solution S1, donne pH1 = 11,7.

a- Montrer que le pH d’une base, de concentration molaire C, supposée faiblement ionisée s’écrit  pH = ( pKa + pKe + logC).

b- Déterminer la variation de pH au cours d’une dilution 10 fois d’une solution de base faible. Déduire que CH3NH2 est une base faible et écrire son équation de dissolution dans l’eau.

3°/L’étude expérimentale des variations du pH de cette solution en fonction de logC a permis de tracer la courbe ci-contre :

A partir de la courbe ,:

a- Montrer que Le pKa du couple CH3NH3+/ CH3NH2 est égal à 10,7.

b- Déterminer la valeur de la concentration C1 de S1 puis déduire C0, concentration de la solution initiale.

4°/De la solution S1, on prélève un volume Vb = 20mL auquel on ajoute un volume Va d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique, de concentration molaire Ca = 2.10-2mol.L-1. On obtient une solution de pH = 10,7.

a- Ecrire l’équation bilan de la réaction ayant eu lieu dans ce mélange et montrer quelle est totale.

b- Calculer le volume Va d’acide versé.

Exercice n° : 6

Toutes les solutions aqueuses sont étudiées à 25 °C, température à laquelle Ke = 10-14.

On considère une solution aqueuse (S1) d’acide méthanoïque HCOOH de concentration molaire C1 = 10-2 mol.L-1 et de pH1 = 2,9.

  1. Dresser le tableau d’avancement. Calculer le taux d’avancement final de dissociation de l’acide méthanoïque. Montrer que l’acide est faible.

  2. a- Ecrire l’équation chimique relative à la dissociation de cet acide dans l’eau.

b- Calculer les concentrations molaires des différentes espèces chimiques ( autre que l’eau) présentes dans la solution (S1).

c- Déduire la valeur du pKa du couple acide-base HCOOH/HCOO-.

3- a- Etablir l’expression du pH de l’acide méthanoïque en fonction du pKa et C ( On supposera que HCOOH est faiblement ionisé).

b- Retrouver la valeur de pH1 de la solution (S1).

4- On dilue la solution (S1) 10 fois pour obtenir une solution (S2) de concentration molaire C2 . Calculer :

a- La concentration molaire C2.

b- La valeur du pH de la solution (S2) noté pH2. Conclure.

Exercice7

On prépare au laboratoire une solution aqueuses S1 d'acide méthanoïque de concentration initiale

C1= 5.10-2 mol.L-1. La mesure du pH donne pH1=2,5.

  1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation de l’acide méthanoïque dans l’eau.

  2. Dresser un tableau d’avancement de la réaction en fonction de l’avancement volumique final et C1.

  3. En négligeant les ions provenant de l’autoprotolyse de l’eau.

    1. Etablir l’expression de la constante d’acidité KA du couple de l’acide méthanoïque en fonction du taux d’avancement final f , C1.

    2. En déduire que si l’acide est faiblement dissocié dans l’eau le pH de la solution s’écrit :

pH = ½( pKA - logC1).

  1. On prépare au laboratoire différentes solutions aqueuses d'acide méthanoïque dont on mesure le pH. Les résultats obtenus sont donnés dans le tableau ci-après:


Solutions

S1

S2

S3

S4

S5

S6

C( mol.L-1)

5 .10-2

1.10-2

5.10-3

1.10-3

1.10-4

1.10-5

pH

2,5

2,9

3,1

3,5

4,2

5,1

Faire la liste du matériel nécessaire pour préparer un volume V2 = 100 mL de solution S2 à partir de la solution S1. Indiquer le mode opératoire suivi.

5. Tracer sur papier millimétré et sur le même graphique:

- le graphe représentant l'évolution de la valeur du pH en fonction de (- log c) ;

- le graphe pH=(-log c).On prendra l'échelle suivante:

- en abscisses: 2 cm pour une unité de (- log c);

- en ordonnées: 2 cm par unité de grandeur (pH).

6. a- À l'aide du graphe, montrer que la transformation entre l'acide méthanoïque et l'eau devient quasi-totale pour des dilutions élevées. En déduire l’effet de la dilution sur la réaction de dissociation de l’acide dans l’eau.

b- Montrer que pour des dilutions faibles la courbe nous permet de déterminer une valeur approchée du pKA du couple de l’acide méthanoïque.

Exercice 8

Le pH d’une solution aqueuse S1,de méthanoate de sodium HCOONa de concentration molaire de soluté apporté C1=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 S1 obtenue peut s’écrire de la forme :

pH = (pKe+pKA + logC1)

  1. En déduire la valeur du pKA du couple acide base mis en jeu.

  2. Calculer la concentration de la forme basique du couple dans la solution S1. Conclure.

B-

Le pH d’une solution S2 d’acide méthanoïque de concentration molaire C2=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 S2 en fonction de pKA et de C2.

4- Calculer la concentration de la forme acide du couple dans S2.Conclure.

C-

A 10mL de la solution S2 on ajoute un volume v1 de la solution S1 pour atteindre un pH égal à 4,1.Déterminer la valeur de v1.

Exercice 9

Toutes les solutions sont prises à 25° C . On donne ke = 10-14 .

On prépare des solutions aqueuses d’acide éthanoïque CH3COOH de concentrations molaires différentes C et on mesure leurs pH . Les résultats sont consignés dans le tableau suivant :

Solution

S1

S2

S3

S4

C ( 10-2 mol . L-1)

10

5

1

0,5

pH

2.9

3.05

3.4

3.55

1°) 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 S1

a – Exprimer le taux d’avancement final de la réaction de l’ionisation de l’acide, en fonction de C1 et du pH1 de la solution S1.

b – Calculer 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 CH3COOH / CH3COO-

Exercice 10

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 (S1) et (S2) d’acides respectifs A1H et A2H et de même concentration molaire.


A1H




A2H

pKa1




pKa2

C1=3.10-2 mol.L-1




C2= C1

pH1=3,10




pH2=2,9




  1. Calculer le taux d’avancement final de la réaction de dissolution de chaque acide dans l’eau.

  2. Montrer que les deux acides sont faibles. Préciser, en le justifiant, l’acide le plus fort.

  3. Comparer pKa1 et pKa2.

  4. Calculer pKa2 sachant que A2H est faiblement ionisé et que son pH = (pKa2 – logC).

  1. Un prélèvement de volume V2=10 mL de la solution (S2) est soumis à une dilution au dixième, on obtient ainsi une nouvelle solution S2 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.

  1. 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.

  2. Calculer la valeur de pH’2. Déduire le taux d’avancement final après dilution.

  3. Comparer le taux d’avancement final de la réaction de dissolution de l’acide A2H avant et après dilution.Conclure

Exercice 11

Toutes les solutions sont prises à la température 25°C, température à laquelle pKe = 14.

On dispose de quatre solutions S1, S2, S3, et S4


Solution

C(mol.L-1)

pH

S1 (HCl)

C1

2,90

S2 (CH3COOH )

C2= 0,10

2,90

S3 ( HCOOH )

C3= C2

2,40

S4 ( NH3 )

C4= 5.10-2

10,95




  1. Montrer que l’acide éthanoïque CH3COOH est faible.

  2. a- Sachant que l’acide chlorhydrique est fort, comparer sans calcul C1 et C2. Justifier.

  1. Calculer C1.

  1. On considère la solution S2 d’acide éthanoïque

  1. Dresser le tableau d’évolution de cette réaction au cours du temps puis calculer les concentrations molaires des différentes espèces chimiques présentes dans la solution.

  2. Calculer le taux d’avancement final 2f de la réaction. Montrer que CH3COOH est faiblement ionisé.

  3. Etablir alors la relation suivante : Ka =C2.2f2 . Calculer le pKa du couple CH3COOH/CH3COO-

  4. En utilisant la relation précédente, montrer que la dilution favorise l’ionisation d’un acide faible.

  1. Calculer le taux d’avancement final .3f de l’acide méthanoïque. Dire, en le justifiant, si HCOOH est plus fort ou plus faible que CH3COOH ?

  2. Dans la suite, on suppose que la base NH3 est faiblement ionisée.

  1. Donner l’expression de son pH en fonction de pKe, C4 et de pKa du couple NH4+/NH3.

  2. A un volume V0=5 mL de la solution S4 on ajoute un volume d’eau Ve pour obtenir une solution S’4 d’ammoniac de concentration molaire C’4=2,5.10-3mol.L-1.

  • Décrire le protocole expérimental permettant d’obtenir S’4.

  • Calculer le pH de S’4 ainsi que Ve.

Exercice 12

On dispose de trois solutions aqueuses (S1), (S2) et (S3) d’ammoniac ( de pH>8). L’ammoniac NH3 est une base faiblement ionisée



  1. Écrire l’équation de la réaction d’ionisation de l’ammoniac dans l’eau.

  2. Dresser le tableau d’avancement volumique de la réaction, sachant que la concentration molaire de la solution obtenue est notée C.

  3. Montrer que le pH d’une solution d’ammoniac, de concentration molaire C peut s’écrire sous la forme : ; avec pKa est celui du couple NH4+/NH3.

  1. Les mesures de pH des solutions (S1), (S2) et (S3) ont permis de tracer la courbe de la figure 1

Déterminer graphiquement l’équation de la fonction pH=f(logC) puis déduire le pKa du couple NH4+/NH3.

Exercice 13

On dispose d’une solution aqueuse (SA ) d’acide méthanoïque HCOOH de concentration molaire CA =0,01 mol.L-1 et de pH = 2,9

1)a) En utilisant l’avancement volumique, dresser le tableau descriptif d’évolution du système chimique.

b – Calculer le taux d’avancement final de la réaction, en déduire que le l’acide méthanoique est faiblement ionisé.

c – Montrer que le pH de la solution peut se mettre sous la forme pH = pKa + log τf ; avec Ka est la constante

d’acidité du couple associé à l’acide méthanoïque.

d – Calculer la valeur de pKa .

2) On mélange un volume VA = 10 mL de solution SA d'acide éthanoïque à un volume VB = 20 mL de la solution SB de d’ammoniac de concentration CB = 1,5 10-2 mol.L-1.

a) Écrire l'équation-bilan de la réaction qui se produit.

b) Calculer la constante d’équilibre de cette réaction. On donne le pKa du couple NH4+/NH3 égal 9,25.

c) Montrer que cette réaction peut être considérée comme totale.

d) Déterminer alors l’avancement final xf de cette réaction.

e) En déduire alors les concentrations finales des différentes entités chimiques en solution.

Exercice 14

I-/ Au laboratoire de chimie, Monsieur Mustapha (Laborantin) a préparé deux solutions acides (S1) et (S2) renfermant respectivement un acide A1H et A2H, l’un est faible l’autre est fort, mais il a oublié de coller l’étiquette correspondante sur chaque flacon. Pour identifier les solutions on a prélevé un volume V=20 mL de chacune d’elles et on a mesuré son pH, on a trouvé pH1=2,9 pour (S1) et pH=2 pour (S2).

  1. Calculer la quantité de matière d’ions H3O+ dans chaque prélèvement.

  2. On a réalisé une dilution au dixième des prélèvements précédents de (S1) et (S2) on a obtenu respectivement deux solutions S’1 et S’2 puis on répété la mesure de pH, on a trouvé pH’1=3,4 pour (S’1) et pH’2=3 pour (S’2).

  1. Calculer la quantité de matière d’ions H3O+ dans (S’1) et (S’2).

  1. Comparer les quantités de matière d’ions H3O+ avant et après dilution puis identifier la solution d’acide faible.

II-/

  1. La solution d’acide faible, préparée précédemment, renferme de l’acide éthanoïque CH3COOH de concentration molaire C, à partir de cette solution, qu’on notera (S), et par dilution, on désire préparer trois solutions (Sa), (Sb) et (Sc) de même volume V’=50mL et de concentrations molaires respectives ; et . Pour préparer ces solutions, on dispose du matériel suivant :

  • Deux pipettes à deux traits de jauge de 5 mL et de 10 mL.

  • Une pipette graduée de 5 mL.

  • Deux fioles jaugées de 50 mL et de 100 mL.

  1. Montrer que le volume prélevé Vp de la solution (S) pour préparer (Sb) est

b- Décrire le mode opératoire qui nous permet de préparer la solution (Sb) à partir de la solution (S). Justifier la verrerie utilisée.

  1. On donne le tableau de variation du taux d’avancement final ’f de la réaction de dissociation de l’acide éthanoïque en fonction du volume prélevé Vp pour préparer les trois solutions (Sa), (Sb) et (Sc).

  1. Compléter le tableau.

  2. Tracer le graphe qui représente log’f =f (logVp).



  1. Dresser le tableau d’avancement volumique de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.

  2. Établir l’expression du taux d’avancement final f de la réaction de dissociation de l’acide éthanoïque en fonction de Ka constante d’acidité du couple CH3COOH/ CH3COO- et C la concentration molaire de l’acide. (l’acide CH3COOH est faiblement ionisé).

  3. Déduire l’expression de ’f taux d’avancement final de l’acide éthanoïque après dilution en fonction de Ka, C, V’(volume de la solution diluée) et Vp( volume prélevé pour préparer la solution diluée).

  4. Justifier théoriquement l’allure de la courbe

  5. Sachant que le pKa du couple CH3COOH/ CH3COO- est égal à 4,8 , déterminer à partir du graphe tracé, la concentration molaire de la solution initiale de l’acide éthanoïque.

Exercice 15

On prépare une solution aqueuse (S) d’un acide AH de concentration molaire C=0,1mol.L-1. La mesure du pH de cette solution donne 2,15.

1°/ a- Compléter le tableau d’avancement de la feuille annexe. On néglige les ions provenant de l’ionisation propre de l’eau par rapport aux ions provenant de la dissociation de l'acide au cours de sa mise en solution.

b- Déterminer le taux d’avancement final f de la réaction entre l’eau et l’acide AH et caractériser la force de l’acide.

c- Ecrire l’équation de la réaction de cet acide avec l’eau.

2°/a- Monter que la constante d’acidité du couple AH/A- peut se mettre sous la forme : Ka 

b- Quelle approximation doit-on faire pour obtenir la relation Ka=.

c- Déduire l’expression du pH de la solution S et calculer le pKa du couple AH/A-.

d- Identifier l’acide AH. On donne :


Couple acide-base

NH4+/NH3

HNO2/NO2-

HCOOH/HCOO-

Ka

5,6.10-10

5,0.10-4

1,8.10-4

3°/On prépare une solution S’ de volume V = 100mL et de pH’=2,8 par dilution d’un prélèvement de volume v0 de la solution S. Déterminer le volume v0 du prélèvement.

Exercice 16

On considère trois solutions aqueuses basiques, de même concentration C=10-2 mol L-1.
Les pH de ces solutions sont indiqués dans le tableau suivant :


Base

B1

B2

B3

pH

10,95

10,6

12


1°/ En utilisant le tableau-ci-dessus, montrer que B3 est une base forte et que B1 et B2 sont des bases faibles.
2°/ a- Enumérer toutes les espèces chimiques, autres que l’eau, présentes dans la solution S2.
b- Calculer leurs concentrations molaires et vérifier que la valeur de la constante d’acidité Ka du couple B2H+/B2 est égal à 6,3.10-10.
3°/a-Montrer que le pKa d’un couple acide-base BH+/ B peut s’écrire : pKa = pH + log
b- Déduire l’expression du pH d’une solution aqueuse de base faible en fonction de sa concentration initiale C, du pKa du couple acide-base et du pKe (on suppose que [B] = C pour une base faiblement dissociée )



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