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exercice
1
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acide
nitrique et réaction avec cet
acide
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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.
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corrigé
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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
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exercice
2
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chlorure
d'hydrogène HCl
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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.
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corrigé
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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.
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exercice
3
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L'hydroxyde
de calcium Ca(OH)2
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- 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.
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corrigé
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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.
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exercice4
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un
détartrant : l'acide
fumarique
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- 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.
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corrigé
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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%
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exercice
5
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pH
- concentration - dilution -acide
fort
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- 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.
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corrigé
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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
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exercice
6
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acide
dans la piscine
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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.
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corrigé
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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
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exercice
7
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ac
sulfurique, pH,
oxydo-réduction
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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 ?
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corrigé
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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
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