acides forts bases fortes cours exercices
acide : espèce susceptible de céder un proton H+ base : espèce susceptible de gagner un proton H+	pH= - log [H3O+] [H3O+] (mol L-1) l'échelle usuelle va de 0 à 14 pH < 7 solution acide pH >7 solution basique pH=7 solution neutre produit ionique de l'eau [H3O+]*[HO-]= 10-14 à 25 °C Danger !!! si le pH est proche de 7 il faut tenir compte des ions hydronium et hydroxyde issus de l'eau
un acide fort , une base forte est entièrement ionisé dans l'eau la réaction avec l'eau est totale
pH de ces solutions acide fort pH= - log CA base forte pH= 14+ log CB
Une solution est d'autant plus acide que son pH est petit Une solution est d'autant plus basique que son pH est grand quelques acides forts HCl ac chlorhydrique HNO3 acide nitrique quelques bases fortes NaOH soude KOH potasse
exercice 1 acide nitrique et réaction avec cet acide L'acide nitrique HNO3 est un acide fort. On dispose d'une solution A d'acide nitrique de concentration cA=0,05 mol L-1.(répondre vrai ou faux) Le pH de cette solution est 2,7 En mélangeant 20 mL de A à de l'eau distillée pour obtenir un volume final de 100 mL, on obtient une solution de concentration 0,01 mol L-1. En mélangeant 10 ml de A à 25 mL d'une solution d'éthanoate de sodium de concentration 0,02 mol L-1 on obtient une solution de pH=7. L'ion nitrate est en solution une base plus forte que l'ion chlorure. corrigé faux le pH d'une solution d'acide fort est pH=-log(c)=-log(0,05)=1,3 vrai le volume de la solution est multiplié par 5 (dilution 5 fois) et les ions hydronium apportés par l'eau sont en quantité négligeable : la concentration de l'acide est divisée par 5 faux On réalise un dosage acide fort base faible . Les quantités d'acide et de base mis en présence (0,5 mmol) correspondent à l'équivalence acide base. H3O+ +H3COO- donne H2O + H3CCOOH la solution finale est une solution d'acide éthanoique pH<7 faux Les ions nitrate et chlorure ne sont pase des bases ; ils restent indifférents en solution exercice 2 chlorure d'hydrogène HCl On dissout 10-2 mol de chlorure d'hydrogène dans un litre d'eau à 25°C Comment mettre en évidence expérimentelement les ions mojoritaires présents dans la solution obtenue. le pH de la solution est de 2. En déduire les concentrations des espèces chimiques présentes dans la solution. Et il faut exploiter les résultats pour montrer que la réaction entre chlorure d'hydrogène et l'eau est totale. corrigé la solution est acide: la mesure du pH donne une valeur inférieure à 7 les ions chlorures donnent en présence d'ion argent Ag+ (AgNO3) un solide blanc de chlorure d'argent AgCl pH=2 donc [H3O+ ]= 10-2 mol L-1. produit ionique de l'eau [H3O+ ]*[OH- ]=10-14 à 25°C donc [OH- ]= 10-12 mol L-1. La solution reste électriquement neutre [H3O+ ] =[Cl- ] + [OH- ] donc [Cl- ] proche 10-2 mol L-1. conservation de l'élément chlore [HCl] début=0,01=[Cl- ]+[HCl] fin or [H3O+ ] =0,01=[Cl- ] + [OH- ] donc [HCl] fin= [OH- ]= 10-12 mol L-1. La solution ne contient pratiquement plus de molécules HCl ; la réaction avec l'eau est totale. exercice 3 L'hydroxyde de calcium Ca(OH)2 L'hydroxyde de calcium Ca(OH)2 est soluble dans l'eau à raison de 1,9 g.L-1 à 25°C. On obtient une solution saturée. Ca=40 ; O=16 ; H=1 g mol-1. Quelle est la concentration de l'hydroxyde de calcium dissout, de l'ion Ca2+, et OH- Le pH d'une telle solution étant de 12,7 montrer que l'hydoxyde de calcium est entièrement dissociée en solution aqueuse. corrigé Qté de matière (mol) d'eau : masse (g) / masse molaire ( g mol-1) 1,9/(40+2+36)= 0,0256 mol d 'hydroxyde de calcium Ca(OH)2 donne Ca2+ + 2 OH- [Ca2+]=0,0256 mol L-1 ; [OH- ]=2*0,0256=0,051 mol L-1 ; pH=12,7 donc [H3O+ ]= 2 10-13 mol L-1. produit ionique de l'eau [H3O+ ]*[OH- ]=10-14 à 25°C donc [OH- ]= 5 10-2 mol L-1. La solution reste électriquement neutre [H3O+ ] +2[Ca2+ ] = [OH- ] donc [Ca2+ ] proche 2,5 10-2 mol L-1. conservation de l'élément calcium [Ca(OH)2] début=0,0256=[Ca2+ ]+[Ca(OH)2] fin or [OH- ]=0,05= 2[Ca2+ ] + [H3O+ ] donc [Ca(OH)2] fin = 0,5 *[H3O+ ]= 10-13 mol L-1. La solution ne contient pratiquement plus de Ca(OH)2; la réaction avec l'eau est totale. exercice4 un détartrant : l'acide fumarique Calculer le volume molaire d'un gaz parfait à 20°C et sous P=1 bar=105 pascals. Un détartrant contient essentiellement de l'acide sulfamique(H2)N-(SO3)H . On considère que c'est le seul acide contenu dans le détartrant, il se comporte comme un acide fort. On prépare une solution de soude en dissolvant un peu plus d'un gramme d'hydroxyde de sodium dans 5OO mL d'eau : on obtient une solution S1 . On doit calculer la concentration de S1 en dosant 2O ml de S1 avec de l'acide chlorhydrique à 0,05molL-1 . L'équivalence est obtenue pour 22,5 mL d, 'acide chlorhydrique . Quelle est la concentration de S1. La dissolution de 500 mg de détartant dans 100ml d'eau conduit à une solution S2. On dose 20ml de S2 avec la solution S1. L'équivalence est obtenue lorsqu'on a versé 17,2ml de S1. Calculer la concentration de S2. Calculer le pourcentage en masse d'acide sulfamique dans le détartrant étudié. S=32 ; O=16 : H=1 ; N=14 gmol-1. corrigé relation liant pression (pascal), volume (m3) température (kelvin) et quantité de matière (mole) dans le cas d'un gaz parfait PV=nR T avec R=8,31 JK-1 mol-1. volume d'une mole = 8,31*(273+20)/105= 24,34 L mol-1. concentration de la soude A l'équivalence du dosage soude acide chlorhydrique CAVA = CBVB concentrations en molL-1 et volume en L CB =0,05*0,0225/0,02= 0,056 molL-1 concentration de l'acide sulfamique A l'équivalence du dosage soude acide sulfamique CAVA = CBVB concentrations en molL-1 et volume en L CB =0,056*0,0172/0,02= 0,048 molL-1 pourcentage massique de l'acide sulfamique masse molaire de cet acide : 2+14+32+3*16+1 = 97 g mol-1. Qté de matière dans 100 mL de S2 (mol): volume (L) * concentration (mol L-1) 0,1*0,048= 0,0048 mol masse (g) d'acide dans 500 mg ou 0,5 g = Qté matière (mol)* masse molaire (g mol-1) 0,0048*97= 0,465 g % massique = masse d'acide (g)*100 / masse détartrant (g) 0,465 / 0,5 = 93% exercice 5 pH - concentration - dilution -acide fort Rappeler la définition du pH d'une solution aqueuse. La concentration en ions H3O+ d'une solution A est [ H3O+ ]=2,0*10-3 mol.L-1. Calculer son pH. Une solution aqueuse B a un pH égal à 3,5. Calculer la concentration en ions H3O+ de la solution B. Calculer le nombre de moles d'ions H3O+ contenues dans un volume V=20mL de cette solution B. On prépare une solution C en mélangeant un volume V=20mL de la solution B avec un volume V'=80mL d'eau pure. Calculer la concentration du mélange en négligeant les ions H3O+ provenant de la dissociation de l'eau. En déduire le pH de la solution C. corrigé pH= - log[H3O+] avec [H3O+] en mol L-1 l'échelle usuelle des pH va de 1 à 14 ; en solution concentrée il n'y a plus de relation simple entre pH et concentration . pH=-log(2,0*10-3 ) = 2,69 [H3O+] =10-pH=10-3,5= 3,16 10-4 mol L-1. Qté de matière (mol) d'ion hydronium = volume (litre) * concentration (mol L-1) 0,02*3,16 10-4 = 6,3 10-6 mol dilution de la solution B Le volume final est 5 fois plus grand que le volume initial; la concentration de la solution C est 5 fois plus petit que celui de la solution B soit 6,32 10-5 molL-1. le pH augmente de log(5)= 0,7 et devient 3,5+0,7 =4,2 exercice 6 acide dans la piscine Une piscine de longueur L=25 m, de largeur l=6 m est remplie d'eau sur une hauteur h=2,5 m .On mesure le pH de l'eau pH = 5,5. On y verse 250 mL d'acide chlorhydrique de concentration 12 mol L-1. Calculer le pH final en considérant que les ions hydronium apportés par l'acide s'ajoutent à ceux apportés par l'eau. corrigé Quantité de matière d'ion hydronium  apportés par : l'eau: volume de la piscine (L) * 10 -pH = 25*6*2,5*1000*10-5,5= 1,18 mol l'acide: volume acide (L)* concentration = 0,25*12= 3 mol pH final de l'eau de la piscine 4,18 mol d'ion hydronium dans 25*6*2,5*1000 L [H3O+] = 4,18 / 375000= 1,11 10-5 mol L-1. pH=-log(1,11 10-5)= 4,95 exercice 7 ac sulfurique, pH, oxydo-réduction Pour préparer une solution diluée d acide sulfurique ,on utilise une solution commerciale qui contient 98% en masse d acide sulfurique H2SO4 . On prélève 5 g de la solution commerciale que l'on place dans une fiole jaugée de 500mL ; on complète avec de l'eau distilée. Puis on dilue 100 fois cette solution. Cette dernière solution est notée S. Le pH de S est supérieur à 2,5. Ka1(H2SO4/HSO4-)=1; Ka2(HSO4-/SO42-)=1,94. Ecrire l'équation bilan de la réaction de l' acide sulfurique avec l 'eau ; Pourquoi dit t on que l'acide est un diacide ? Quelle est la particularité de HSO4- ? Calculer la quantité d' acide sulfurique mis en solution pour préparer la solution diluée ; Masse molaire atomique en g .mol-1 H=1 ; O=16 ; S=32 ; Fe= 56 Quelle est la concentration des ions H3O+ dans la solution S? Quel est le pH initial ? Dans 1 L de S on ajoute 0,05g de fer en poudre .Ecrire l'équation bilan de la réaction qui s'effectue. Calculer le volume du gaz produit (dans les conditions où le volume molaire est égal a 24 Lmol-1) Calculer la quantité (en mol) du réactif en excès. Quel est le pH final ? corrigé Ka1=1 signifie H2SO4 est un acide fort, réaction totale avec l'eau. H2SO4 + H2O ---> HSO4- + H3O+. Ka2=1,94 signifie HSO4- est un acide faible, réaction partielle avec l'eau. HSO4- + H2O équilibre SO42- + H3O+. diacide :l'acide sulfurique est susceptible de libérer 2 ions hydronium HSO4- joue le rôle d'acide ou de base ; HSO4- est amphotère. pH de la solution S Qté de matière H2SO4 :5 *0,98/ (2+32+64) = 0,05 mol dans 0,5 L concentration 0,05/0,5 = 0,1 molL-1 ; et après dilution 10-3 mol L-1. la solution est électriquement neutre: [HSO4-]+2[SO42-]+[OH-]=[H3O+] simplifications: milieu acide donc [OH-] négligeable pH >pKa2 donc [HSO4-] négligeable 2[SO42-]=[H3O+] =2*10-3 et pH=2,7 oxydo-réduction Fe + 2 H3O+ ---> Fe2+ + H2 (gaz)+ 2 H2O 0,05/56 = 8,93 10-4 mol de fer réagit avec 1,785 10-3 mol ion hydronium et donne 8,93 10-4 mol de H2. volume H2 :24* 8,93 10-4 =2,14 10-2 L excès H3O+ : (2-1,785)10-3 = 2,15 10-4 mol L-1 pH fin = 3,66 retour - menu