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Filière: GBI 2019/2020 Niveau : 1ére année
Corrections : TD 3 et 4: Réaction acido-basique
Exercice 6 :
2) Complétez le tableau suivant :
Solution
aqueuse
C (mol/L)
[H3O+]
[OH-]
pH
Nature
acide base
HCl
5 10-5
5 10-5
2.10-11
4.3
Acide fort
H2SO4
5 10-5
5 10-5
2.10-11
4.3
Acide fort
(diacide)
NaOH
0.06
0.6 10-13
0.06
12.8
Base forte
Ca(OH)2
0.03
1.6 10-13
0.06
12.8
Base forte
(dibase)
CH3NH2
pKa = 10.6
0.06
2 10-12
5 10-3
11.7
Base faible
HClO
pKa = 7,5
7.5 10-2
5 10-5
2 10-11
4.3
Acide faible
Exercice 7:
II) Un volume va de la solution de HClO (C = 7,5.10-2 mol.L-1 et pH = 4,3) est dosé par la solution de
soude NaOH (0,06 mol.L-1). L’équivalence est obtenue pour vb=12,5ml.
a- Ecrire l’équation de la réaction de dosage
Première demi équation du couple acide base (HClO/ClO-)
HClO + H2O ClO- + H3O+ (HClO est un acide faible,donc il se dissout partiellenement
dans l’eau)
Première demi équation du couple acide base (Na+/OH-)
NaOH + H2O Na+ + OH- + H2O (NaOH est une base forte, donc il se dissout complétement
dans l’eau)
Ecrire l’équation de la réaction de dosage
On sait que toutes les bases fortes se retrouvent sous la forme HO-dans l’eau dans l'eau : on dit
que l’eau nivelle toutes les bases fortes c’est-à-dire elle leurs donne la même force pKa =14 qui
correspond au couple H2O/OH- sur l’échelle de pKa :
La réaction de dosage selon la règle de gamma est la suivante:
HClO + OH- ClO- + H2O
b- Calculer le volume Va de la prise d’essai de la solution acide
n(HClO) = n(OH-)
CaVa (prise d’essai) = CbVb(volume équivalent)
2
Va(prise d’essai) = CbVeq/Ca =0.06x12.5/7.5.10-2 = 10 mL
c- Calculer le pH du mélange à l’équivalence.
Au point équivalent et d’après la reaction globle du dosage, les espèces majoritaire ClO- Na+ et
H2O. Puisque Na+ est un acide conjugué de la base forte donc il ne réagit pas (indifférent) donc
le pH du mélange au point équivalent est imposé par la base faible ClO- de formule suivante :
pH = ½(14+pKa + log [ClO-])
[ClO-] = [HClO]/[Vfinal du mélange] (Vf=Va (prise d’eaai + Vb(volume equivalent= volume ajouté de la soude))
Calculer le pKa on utilisant les expressions suivantes:
HClO + H2O ClO- + H3O+ Ka = [ClO-][H3O+]/[HClO]
Au point equivalent, nous avons [H3O+] = [ClO-] donc Ka = [H3O+]2/Ca (pKa = -log Ka)
pH = -log [H3O+] ([H3O+] = 10-pH) donc pKa = 7.5
pH = ½ (14+7.5+log0.031) = 9.9
Exercice 8:
A V0 = 10,0 mL d’une solution d’acide éthanoique de concentration en soluté apporté de 10-3 M, on
ajoute V = 10 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de molarité de 10-3 M. Calculer le pH du
mélange.
L’équation bilan du dosage acido basique:
CH3COOH +OH- CH3COO- +H2O
Puisque les deux reactifs (CH3COOH et OH-) sont introduits dans les rapports stochiométrique,
la quantité de la matière de l’acide et de la base sont donc proche de 0 (ils sont tout les deux
consommés).
Aprés le mélange c’est la base éthanoate (acetate) qui va impose le pH puisque Na+ est un acide
inactif (acide conjugué de la base forte OH-)
La formule de pH est donc: pH = ½(14+pka+log[CH3COO-])
Avec [CH3COO-] =[CH3COO]/Va+Vb = 10-3/20 10-3= 0.05 M (dilution puisque nous avons
mélangé 10 mL de l’acide avec 10 mL de la base)
pH = ½(14+4.8+log0.05) =
Exercice 9:
1. Calculer la concentration molaire de la solution commercial d’acide nitrique de densité par rapport à
l’eau d=1,84 et contenant 62% en masse d’acide HNO3. (HNO3 = 63 g/mol)
1. On sait que la densité d’une solution dsol=sol/eau d’où sol = 1,84*1000 = 1840 g/L
D’aprés la purté (pourcentage massique), la masse d’acide HNO3 dans un litre de solution
mHNO3 = 1840*63.100 = 1152,2g
La molarité (concentration molaire) de la solution commerciale.
3
Mi= (1152,2/63)/1 = 18,29 mol/L
2- Quel volume faut-il prélever de la solution commerciale pour préparer 1 litre d’une solution diluée
d’acide nitrique de concentration 0,1 mol/l.
En utilisant la relation de dilution
MiVi = CfVf Mi = 0,1*1000/18,29 = 5,5 mL
3- Calculer le pH de la solution diluée d’acide nitrique
pH = -log Ca avec Ca = [H3O+] puisque HNO3 est un acide fort qui se dissout complétement
dans l’eau donc pH=-logC = -log 0,1 =1
20 ml d’une solution de méthylamine CH3NH2 sont dosés par la solution d’acide nitrique 0,1M. Le pH
initial (avant toute addition d’acide) pHi = 11,8 et l’équivalence est obtenue après addition de 16,0 ml
de la solution acide.
4- Justifier le caractère basique de CH3NH2 (écrire la réaction de dissociation dans l’eau)
CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH-
Puisque CH3NH2 est espèce chimique capable de fixer un proton pour devenir CH3NH3+ donc
c’est une base d’après Bronsted
5- Calculer la concentration des ions OH- dans la solution basique.
On a pHi = 11.8 donc [H3O+]= 10-pH
On sait également que Ke = 10-14 = [H3O+] [OH-]
donc [OH-]= 0,063 mol/L
6- Ecrire l’équation de la réaction entre l’acide nitrique et la méthylamine.
Selon la règle de gamma et le classemnt des couples acide base sur l’échelle de pKa la réaction
entre l’acide nitrique et la méthylamine
CH3NH2 + H3O+ CH3NH3+ + H2O
7- Calcul de la concentration molaire de la solution de méthylamine
Selon la réaction globale du dosage nous avons l’équivalence la relation suivante :
nb = na c’est-à-dire CbVb=CaVe
Cb= CaVe/Vb = 0,1*16/20 = 0,08mol/L
8- En déduire qu’il s’agit d’une base faible
On a [OH-] < [CH3NH2] puisque ([OH-]= 0,063 mol/L et [CH3NH2] = 0.08 mol/L)
donc la base est faible (elle n’est pas totalement dissociable)
Calculer son coefficient de dissociation et sa constante d’acidité.
Le coefficient = [CH3NH3+]/[CH3NH2]
Comme [CH3NH3+] = [OH-] = 0,063/0,08 = 0,079
Ka =Ke/Kb
Kb = [CH3NH3+][OH-]/[CH3NH2] = (0,063)2/0,08 = 5,4.10-4
Ka= 1,85.10-11
4
Exercice 10:
A) Répondre par Vrai ou Faux ?
L'hélianthine est un indicateur coloré qui met en jeu un couple acide /base de type HIn / In- de
pKa = 3,8 à 25°C. La zone de virage de l'hélianthine est [3,1 - 4,5]. La forme acide est rouge, la
forme basique est jaune.
1°) Une solution aqueuse d'hélianthine de pH=5,8 est jaune. Faux (elle est rouge)
2°) L'hélianthine peut être utilisée lors d'un titrage d'une solution d'acide éthanoïque par une
solution de soude. Faux (pH équivalent du dosage de l’acide faible par une base forte est
basique et la zone de virage de l’hélinathine [ 3.1 -4.5].
B)
On neutralise un volume V=10ml d'une solution S d'acide salicylique (C7H6O3) par 12 ml d'une
solution de soude de concentration 0,01 mol.L-1.
pH
2,6
2,8
3,0
3,4
4
8
11
ml
0
4
6
8
10
12
14
1°) La concentration de la solution S est égale à 0,012 mol.L-1. Vrai Ca = 0.01 *12/10
2°) Le pKa du couple acide salicylique / ion salicylate est voisin de 8. Faux :Veq/2 correspond
au pH = pKa (12/2 = 6 correspond à la valeur de 3 et pas 8)
3°) La solution S a été obtenue par dissolution de 828 mg d'acide salicylique dans 500 mL
d'eau. Vrai (n=828/138 103 = 6 10-3 et [C7H6O3] = 6 10-3/500 10-3 =0.012M)
4°) On dose le même volume d'acide chlorhydrique de même concentration que S par la même
solution de soude. L'équivalence est obtenue pour un volume de soude supérieur à 12 ml. Vrai:
CaVa= CbVeqVeq= 0.012*10/0.01 = 12 ml)
1
/
4
100%
