LAF Année scolaire : 2023-2024
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ACIDES ET BASES FAIBLES-COUPLES ACIDE-BASE-CONSTANTE D’ACIDITE ET
CLASSIFICATION DES COUPLES ACIDE-BASE
EXERCICE 1 :
EXERCICE 2 :
EXERCICE 3 :
On prépare une solution en mettant une masse m= 0,32 g de chlorure d’ammonium dans un volume
V= 100mL, d’eau sans variation de volume. Le pH de la solution obtenue est pH = 5,2.
1.1. Montrer que l’ion ammonium est un acide faible.
1.2. Ecrire l’équation de la réaction de dissolution du chlorure d’ammonium et celle de l’ion ammonium
avec l’eau.
1.3. Calculer la concentration molaire des espèces chimiques présentes dans la solution.
1.4. Définir la constante d’équilibre associée à l’équation de cette réaction et calculer sa valeur.
1.5. En déduire l’espèce prédominante dans la solution (On ne tiendra pas compte des ions chlorure).
EXERCICE 4 :
2.1. On considère le couple acide/base noté AH/A- de pKa connu. Montrer que le pH d’une solution de
AH de concentration Ca peut s’écrire sous la forme : pH=
(pKalogCa).
2.2. Soit une base faible B en solution aqueuse, de concentration Cb ; on suppose que le pKa du couple
BH+/B est connu. Montrer que le pH de cette solution de base faible peut s’écrire sous la forme :
pH = 7+
(pKa + log Cb).
2.3. Cinq béchers contiennent un volume V de solutions différentes mais de concentration égale à C
=10-2 mol/L. Pour identifier chaque solution, on mesure le pH en numérotant le bécher correspondant.
N° bécher
1
2
3
4
5
pH
5,6
7
10,6
11,3
12
2.3.1. Les solutions sont préparées à partir des produits suivants : chlorure de sodium (NaCl) ;
chlorure d’ammonium (NH4Cl) ; méthanamine (CH3NH2) ; hydroxy3de de sodium (NaOH) ; ammoniac
(NH3).
Données : KA1 (NH4+/NH3)=6,3.10-10 et KA2 (CH3NH3+ /CH3NH2)=2,6.10-11.
Identifier les solutions dans les béchers.
2.3.2. On mélange le contenu de deux béchers, l’un contenant le chlorure d’ammonium et l’autre,
l’ammoniac. Le pH final est 9,2.
Retrouver à partir de l’étude du mélange, la valeur du pKa du couple NH4+/NH3
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EXERCICE 5 :
On donne pKa (CH3COOH/CH3COO-) = 4,8 ; pKa2 (HCOOH /HCOO-) = 3,8
On étudie le comportement de deux acides, l’acide éthanoïque CH3COOH et l’acide méthanoïque
HCOOH.
On mélange une solution aqueuse d’acide méthanoïque et une solution aqueuse d’acide éthanoïque.
3.1. Préciser, en justifiant, lequel des deux acides est le plus fort.
3.2. Montrer que, quels que soient les considérés, on a :
= k
. k étant un constante que
l’on déterminera. Montrer que la valeur de ce constant est en accord avec la réponse à la question
précédente.
3.3. On mélange 0,10 mol d’acide méthanoïque et 0,30 mol d’acide éthanoïque ; on complète à 1 L avec
de l’eau pure. Le pH du mélange est 2,35.
3.3.1. En écrivant les équations de conservation de la matière pour HCOOH, d’une part, et CH3COOH,
d’autre part, calculer la concentration molaire volumique de chacune des espèces, sauf de l’eau,
présentes dans la solution.
3.3.2. En utilisant les résultats précédents, montrer que la solution est électriquement neutre.
EXERCICE 6 :
On réalise différentes solutions en mélangeant à chaque opération une solution aqueuse d’acide
acétique (acide éthanoïque) de volume VA et une solution aqueuse d’acétate de sodium (éthanoate de
sodium) de volume VB. Les deux solutions utilisées pour ces mélanges ont la même concentration
molaire C = 0.1 mol.L-1. Les valeurs des pH de ces solutions pour différents volumes VA et VB sont
indiquées dans le tableau suivant :
VB(ml)
10
10
10
10
10
20
30
40
50
VA(ml)
50
40
30
20
10
10
10
10
10
pH
4,1
4,2
4,3
4,5
4,8
5,1
5,3
5,4
5,5
1. On considère que les ions éthanoate sont introduits par la solution d’éthanoate de sodium et que
l’acide n’est pas ionisé. En déduire l’égalité :
=
.
2. Représenter graphiquement le pH en fonction de log
.
3. Montrer que l’équation de la courbe obtenue peut se mettre sous la forme pH=A+B log
A
et B étant des constantes.
4. Déterminer les valeurs des constantes A et B. Que représente la constante A ?
5. Calculer les concentrations molaires volumiques des différentes espèces chimiques en solution pour
pH = 5.
1
/
2
100%
