TD PC acide-base

TD réactions acido-basiques
Exercice 1 :
Un mélange en solution aqueuse d'acide méthanoïque HCO2H, d'acide nitreux HNO2, d'ions
méthanoate HCO2- et d'ions nitrite NO2- est susceptible d'évoluer suivant une réaction
d'équation :
HCO2− + HNO2 = HCO2 H + NO2− de constante K = 2,80
Initialement, après mélange, mais avant toute réaction, les concentrations des espèces valent :
−
C1 = [ HCO2 ]0 = [HNO 2 ]0 = 0,0200 mol.L−1
−
C 2 = [ HCO2 H ]0 = [ NO2 ]0 = 0,0100 mol.L−1
1. Dans quel sens évolue la réaction vers l'équilibre thermodynamique ?
2. Déterminer l'avancement volumique de la réaction à l'équilibre.
3. Cette réaction peut-elle être considérée comme totale ?
Exercice 2 : diagramme de prédominance
1) Nature d’espèces
Soit les espèces H2CO3, HCO3— et CO32—. Préciser leur nature ; y a-t-il un ampholyte ?
Attribuer les pKa aux couples correspondants : pKa1 = 6,4 et pKa2 = 10,3.
• H2CO3 n’existe pas en solution aqueuse, cette espèce est représentée par le dioxyde de
carbone. Justifier.
2) Domaines de prédominance
L’acide phosphorique H3PO4 est un triacide dont les 3 pKa valent respectivement : 2,2 – 7,2 –
12,3.
a) Tracer sur une échelle de pH les domaines de prédominance correspondants.
b) Définir les domaines où chacune des espèces est majoritaire (c-à-d que toutes les autres
espèces sont négligeables devant elle).
Exercice 3 : pH d’une solution de base faible
On cherche à calculer le pH d’une solution de nitrite de sodium NaNO2 de concentration 0,1
mol/L.
1.
2.
3.
4.
Placer les espèces présentes sur un axe en pKa
Déterminer la réaction prépondérante
Quelle est la valeur de la constante d’équilibre de la réaction prépondérante
Déterminer l’état final correspondant à cette réaction. En déduire la valeur du pH (on
n’oubliera pas de vérifier d’éventuelles hypothèses)
Donnée : pKa (HNO2/NO2-) = 3,2
Exercice 4 : détermination d’une valeur de constante d’équilibre
On considère une solution de méthanoate d’ammonium NH4HCO2 de concentration en soluté
apporté (c’est-à-dire avant toute réaction) c = 0,1 mol/L
1.
2.
3.
4.
Déterminer les espèces en présence.
Les placer sur un axe en pKa
Déterminer la RP puis donner la valeur de sa constante déquilibre.
Calculer le pH de la solution
Données : pKa (HCO2H/HCO2-) = 3,8 ; pKa (NH4+/NH3) = 9,2
Exercice 5 : cas d’une 1ère RP quantitative
Dans un litre d’eau pure, on introduit les espèces chimiques suivantes :
HCl
0,15 mol
CH3CO2Na 0,10 mol
HSNa
0,15 mol
Calculer le pH de la solution à l’équilibre.
Données :: pKa(HS-/S2-) = 13
pKa(H2S/ HS-) = 7
pKa(CH3COOH/CH3COO-) = 4,7
Exercice 6 : application de la méthode de la RP
En utilisant la méthode de la réaction prépondérante, déterminer le pH à l'équilibre
thermodynamique des solutions aqueuses contenant respectivement :
1. de l'acide borique HBO2 de concentration c= 1,0.10-2 mol.L-1 et dont le pKa du couple
associé vaut 9,23 ;
2. du dioxyde de soufre SO2 de concentration c= 1,0.10-1 mol.L-1 qui est un diacide faible
et pour lequel on donne pKa1 = 1,9 et pKa2 =7,2 ;
3. de phosphate de sodium Na3PO4 de concentration c= 1,0.10-2 mol.L-1 sachant que
l'acide phosphorique est un triacide dont les pKa des couples successifs ont pour
valeurs pKa1 = 2,2 ; pKa2 =7,2 et pKa3 = 12,3
[Réponses : pH = 5,6 ; pH = 1,5 ; pH = 11,9]
Exercice 7 :
On considère un acide faible AH tel que pKa(AH/A-) = 4,7 et une base B- telle que
pKa(BH/B-) = 8,9.
Quel volume V1 de solution aqueuse d'acide faible AH faut-il ajouter à un volume V2=0,100 L
de solution de base faible B- pour obtenir une solution de pH = 8,9 ?
Les deux solutions ont la même concentration c.
Méthodologie : résoudre un problème de solutions aqueuses
On peut distinguer deux grands types de problèmes en solution aqueuse :
(1) On vous donne des renseignements sur l’état d’équilibre (et éventuellement aussi sur
l’état initial de la solution) et on vous demande de calculer les concentrations de toutes les
espèces dans cet état d’équilibre.
C’est le problème le plus simple. Il vous suffit de :
• traduire la conservation des éléments chimiques
• écrire les constantes d’équilibre thermodynamiques.
Remarque : Si on vous donne le pH à l’équilibre, ce renseignement est précieux car il vous
permet en général de négliger la concentration de certaines espèces dont les domaines de
prédominance sont loin de ce pH.
Exemple : Une solution de NaH2PO4 à C = 0,05 mol/L a un pH de 4,7. Calculer la
concentration des différentes espèces en solution.
(2) On vous dit que des espèces X, Y … sont introduites en solution et on vous demande
de déterminer entièrement l’état d’équilibre ; en général, c’est le pH à l’équilibre qui
vous est demandé, mais ce peut être aussi les concentrations des différentes espèces en
solution
Exemple : Calculer le pH d’une solution d’acide méthanoïque (HCO2H) dont la
concentration est C = 0,4 mol/L.
Il faut faire des tableaux d’avancement en utilisant notamment la méthode de la
réaction prépondérante.