Cours en ligne Physique-Chimie en Terminale

Chapitres Physique-Chimie en Terminale Générale

Exercices sur la force des acides/bases Terminale Générale

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Résumé de cours Exercices et corrigés

Cours en ligne de Physique-Chimie en Terminale

Pour maîtriser le sujet de la force des acides et des bases en terminale générale, pratiquez régulièrement avec des exercices dédiés. Cela renforcera votre compréhension de l’échelle de pH, de la constante d’acidité (Ka) et de la réactivité chimique. Les cours particuliers en physique-chimie peuvent également être un atout précieux, offrant un accompagnement personnalisé et approfondi sur ces concepts clés.

Exercice sur une étude conductimétrique de l’acide sulfurique

L’acide sulfurique se dissocie complètement dans l’eau selon la réaction totale

$\mathrm{H_2SO_{4(aq)}+2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_3O^+_{(aq)}+SO_{4(aq)}^{2-}}$

On donne les conductivités molaires ioniques

$\lambda(\mathrm{H_3O^+})=35,0~\mathrm{mS\cdot m^2\cdot mol^{-1}}$

$\lambda(\mathrm{HO^-})=19,8~\mathrm{mS\cdot m^2\cdot mol^{-1}}$

$\lambda(\mathrm{SO_4^{2-}})=16,0~\mathrm{mS\cdot m^2\cdot mol^{-1}}$

On réalise une solution d’acide sulfurique de concentration $c$ apportée inconnue.

On mesure la conductivité de la solution

$\sigma=2,58~\mathrm{S\cdot m^{-1}}$

a. Pourquoi peut-on prévoir que $[\mathrm{HO^-}]$ est négligeable devant $[\mathrm{H_3O^+}]$ et devant $[\mathrm{SO_4^{2-}}]$ ?

b. Exprimer $[\mathrm{H_3O^+}]$ et $[\mathrm{SO_4^{2-}}]$ en fonction de $c$

c. Par application de la loi de Kohlrausch, en déduire la valeur de $c$

d. En déduire le pH de la solution.

e. Calculer $[\mathrm{HO^-}]$ et vérifier a posteriori l’affirmation de la question a.

PRENDRE DES COURS DE PHYSIQUE CHIMIE

C’est comprendre et réussir

Exercice de détermination pH d’une solution d’acide faible

Un acide faible AH avec $pK_A=4,8$ est mis en solution dans l’eau avec une concentration apportée $c=5,0\cdot 10^{-4}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

On suppose que la quantité initiale d’ions hydronium produits par l’autoprotolyse de l’eau est négligeable devant celle apportée par l’acide AH.

a. Montrer qu’à l’équilibre final

$[\mathrm{A^-}]_f=[\mathrm{H_3O^+}]_f$

On note $h$ cette concentration.

En déduire que $[\mathrm{AH}]_f=c-h$

b. En déduire la relation entre $c$ , $h$ et $K_A$

c. Exprimer cette relation sous la forme d’une équation du second degré en $h$

d. La résoudre, en déduire la seule valeur admissible pour $h$ et calculer le pH de la solution.

Exercice sur une solution tampon

On dispose d’une solution d’éthanoate de sodium $(\mathrm{CH_3COO^-,Na^+})$ de concentration $c_1=0,100~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et d’une solution d’acide éthanoïque $(\mathrm{CH_3COOH})$ de concentration $c_2=0,200~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

On mélange $V_1=200~\mathrm{mL}$ de la première et $V_2=100~\mathrm{mL}$ de la deuxième.

On obtient ainsi une solution S

Le pH du mélange vaut $pH=4,75$

a. Calculer le volume total $V$ de la solution et les concentrations introduites $[\mathrm{CH_3COO^-}]_i$ et $[\mathrm{CH_3COOH}]_i$ dans la solution S.

b. En déduire la valeur du $pK_A$ du couple.

c. Pour vérifier que c’est bien une solution tampon, on effectue une dilution de S en lui ajoutant 100 mL d’eau distillée.

Quelle est la variation du pH ?

d. Pour faire une deuxième vérification, on introduit dans la solution S une quantité de matière

$n(\mathrm{H_3O^+})=2,0\cdot 10^{-4}~\mathrm{mol}$

Écrire la réaction qui se produit, justifier qu’elle est totale, calculer le pH à l’équilibre et calculer la variation de pH de la solution S au cours de l’ajout.

e. Pour comparer la variation de pH à une situation de référence, quelle est la variation de pH si on introduit la même quantité d’ions hydronium dans 300 mL d’eau distillée ?

Exercice de titrage de l’acide ascorbique

L’acide ascorbique, noté $\mathrm{AH}$ , est un acide faible de masse molaire $M=176~\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$

Un comprimé de vitamine C est réputé contenir $m=500~\mathrm{mg}$ de cet acide.

On l’écrase et on le dissout dans une fiole jaugée de 200,0 mL, complétée avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge, formant ainsi la solution S.

On prélève $V_A=10,0~\mathrm{mL}$ de S, on l’introduit dans un bécher et on réalise un titrage pH-métrique avec de la soude (hydroxyde de sodium) de concentration $c_B=1,00~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

On obtient la courbe suivante.

a. Déterminer le volume équivalent $V_E$

b. En déduire la concentration $c_A$ de l’acide ascorbique dans la solution S.

c. En déduire la masse d’acide ascorbique dans le comprimé et commenter le résultat.

d. Déterminer le $pK_A$ de l’acide ascorbique.

Correction exercices étude conductimétrique acide sulfurique

a. La réaction produit des ions hydronium, la solution sera donc acide, d’autant plus acide que $c$ est grande. Dès que le pH est inférieur à 6, la concentration en ions hydronium est supérieure à $10^{-6}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et d’après le produit ionique de l’eau, la concentration en ions hydroxyde est inférieure à $10^{-8}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ donc 100 fois plus faible.

b. La réaction étant totale, un TA permet d’écrire que

$[\mathrm{H_3O^+}]=2c$ et $[\mathrm{SO_4^{2-}}]=c$

c. La loi de Kohlrausch s’écrit, en négligeant la contribution des ions hydroxyde à la conductivité

$\sigma=\lambda(\mathrm{H_3O^+})[\mathrm{H_3O^+}]+\lambda(\mathrm{SO_4^{2-}})[\mathrm{SO_4^{2-}}]$

soit $\sigma = c\left(2\lambda(\mathrm{H_3O^+})+\lambda(\mathrm{SO_4^{2-}})\right)$

donc $c=\displaystyle{\frac{\sigma}{2\lambda(\mathrm{H_3O^+})+\lambda(\mathrm{SO_4^{2-}})}}$

$c=30~\mathrm{mol\cdot m^{-3}}=3,0\cdot 10^{-2}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

d. On en déduit $pH=-\log(3,0\cdot 10^{-2})$

$pH=1,5$

e. On a

$[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]={c^0}^2\cdot K_e$

donc $[\mathrm{HO^-}]=3,3\cdot 10^{-13}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

qui est bien négligeable devant $[\mathrm{H_3O^+}]$

Correction d’exercice détermination pH solution d’acide faible

a. En notant $V$ le volume de la solution, et $x_f$ l’avancement à l’équilibre, on obtient, grâce à un TA

$n_f(\mathrm{AH})=cV-x_f$

$n_f(\mathrm{A^-})=n_f(\mathrm{H_3O^+})=x_f$

On en déduit les concentrations en divisant par le volume $V$

$[\mathrm{AH}]_f=c-x_f/V$

$[\mathrm{A^-}]_f=[\mathrm{H_3}O^+]_f=x_f/V$

et en posant $h=x_f/V$

donc $[\mathrm{AH}]_f=c-h$

b. On en déduit, par définition de la constante d’acidité

$K_A=\displaystyle{\frac{h^2}{c^0\cdot (c-h)}}$

c. En faisant le produit en crois on obtient

$c^0K_Ac-c^0K_Ah=h^2$

soit $h^2+c^0K_Ah-c^0K_Ac=0$

soit $h^2+1,585\cdot 10^{-5}h-7,924\cdot 10^{-9}=0$

d. Cette équation de discriminant strictement positif admet deux racines (on peut utiliser un solveur)

$h_1=8,14\cdot 10^{-5}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

$h_2=-9,73\cdot 10^{-5}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

La seconde solution est impossible, elle correspondrait à des quantités de matière négatives de $\mathrm{A^-}$ et de $\mathrm{H_3O^+}$

On en déduit que

$pH=-\log h_1=4,1$

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Correction de l’exercice sur une solution tampon

a. $V=V_1+V_2=300~\mathrm{mL}$

$[\mathrm{CH_3COO^-}]_i=\displaystyle{\frac{c_1V_1}{V}}=6,67\cdot 10^{-2}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

$[\mathrm{CH_3COOH}]_i=\displaystyle{\frac{c_2V_2}{V}}=6,67\cdot 10^{-2}~\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

b. Il n’y a aucune réaction chimique qui se produit lors du mélange donc les concentrations dans S à l’équilibre sont égales et d’après la formule du cours

$pH=pK_A+\log\displaystyle{\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}}$

$pH=pK_A+\log 1=pK_A+0$

donc $pK_A=pH=4,75$

c. L’ajout d’eau ne provoque aucune réaction chimique. Les concentrations restent donc égales et on a toujours $pH=pK_A$

Le pH ne varie donc pas.

d. La réaction est

$\mathrm{CH_3COO^-_{(aq)}+H_3O^+_{(aq)}\stackrel{\leftarrow}{\rightarrow}}$

$\mathrm{CH_3COOH_{(aq)}+H_2O_{(l)}}$

La constante d’équilibre vaut

$K=\frac1{K_A}=10^{3,75}$

Cette valeur est proche de $10^4$ , on peut donc considérer que la réaction est totale.

Les quantités de matière initiales valent

$n(\mathrm{CH_3COO^-})=c_1V_1=2,0\cdot 10^{-2}~\mathrm{mol}$

$n(\mathrm{CH_3COOH})=c_2V_2=2,0\cdot 10^{-2}~\mathrm{mol}$

et $n(\mathrm{H_3O^+})=2,0\cdot 10^{-4}~\mathrm{mol}$

C’est l’ion éthanoate qui est en excès.

La réaction étant totale, l’avancement final est égal à l’avancement maximal, soit $x_f=0,20~\mathrm{mmol}$

Dressons le TA, ici en millimoles

$\begin{array}{c|cccc} & \mathrm{A^-} & +\mathrm{H_3O^+} & \rightarrow \mathrm{AH} & +\mathrm{H_2O} \\ \hline i & 20 & 0,20 & 20 & * \\t & 20-x & 0,20-x & 20+x & * \\ f & 19,8 & \simeq 0 & 20,2 & * \end{array}$