Ce document constitue une série de Travaux Dirigés (TD) en Chimie en solution (Module C111/2), accompagnée de son corrigé détaillé. Il est spécifiquement conçu pour les étudiants universitaires souhaitant approfondir leurs connaissances en chimie acido-basique.
Il couvre les notions fondamentales suivantes :
- Les définitions des acides et bases selon Brønsted.
- Les couples acido-basiques et les réactions associées.
- Les calculs de pH pour les solutions d'acides et de bases (forts et faibles).
- L'hydrolyse, les pKa et pKb.
- L'analyse des titrages acido-basiques.
Chimie générale : Série 2 d'exercices corrigés chimie.pdf
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Ce document présente une série d'exercices de chimie des solutions, centrée sur les concepts acido-basiques de Brønsted, les calculs de pH et les titrages. Il inclut également des corrections détaillées pour chaque question.
Série d'Exercices
1. Définition des acides et bases selon Brønsted
Donner la définition d’un acide et d’une base au sens de Brønsted.
2. Couples acide/base et demi-équations
On considère les couples acide/base suivants : CH₃COOH / CH₃COO⁻ ; H₂O / HO⁻.
a- Indiquer, en justifiant votre choix, quels sont les acides parmi les espèces ci-dessus.
b- Écrire pour chaque couple la demi-équation acido-basique.
3. Identification des bases et propriétés de l'eau
Soient les demi-équations acido-basiques : H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺ ; NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺.
a- Indiquer, en justifiant votre choix, quelles sont les bases parmi les espèces chimiques ci-dessus.
b- Écrire le couple acido-basique pour chaque demi-équation.
c- Quelle propriété acido-basique possède l’eau ? Justifier votre réponse.
4. Réactions acido-basiques
a- Définir une réaction acido-basique.
b- Écrire l’équation de la réaction acido-basique entre l’acide nitreux HNO₂ et l’ammoniac NH₃.
c- Écrire l’équation de la réaction acido-basique entre l’ion anilinium C₆H₅NH₃⁺ et l’ion hydroxyde HO⁻.
5. Classement de l'acidité des couples
Établir par ordre croissant, pour une concentration égale, l’acidité des couples ci-dessous :
| Couple acide/base | Nom | pKa |
|---|---|---|
| CH₃COOH / CH₃COO⁻ | Acide éthanoïque | 4,75 |
| ClCH₂COOH / ClCH₂COO⁻ | Acide monochloroéthanoïque | 2,85 |
| CH₃CH₂NH₃⁺ / CH₃CH₂NH₂ | Éthanamine | 10,8 |
| C₆H₅NH₃⁺ / C₆H₅NH₂ | Aniline | 4,6 |
6. Calcul du pH
a- Calculer le pH d'une solution aqueuse d'un acide fort noté HA de concentration molaire C₀ = 10⁻¹ mol/L puis C₀ = 10⁻⁴ mol/L.
b- Calculer le pH d'une solution aqueuse d'un acide faible noté HA (pKa = 3,6) de concentration molaire C₀ = 10⁻¹ mol/L puis C₀ = 10⁻⁴ mol/L.
7. Dilution d'une base forte
Quel volume d'eau doit-on ajouter à 24 mL de solution de NaOH 0,3 mol/L pour obtenir une solution à pH = 11,8 ?
8. Hydrolyse de l'ion acétate
Écrire la réaction d’hydrolyse de l'ion acétate. Quel est le pKb de cette base ?
Donnée : pKa (CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,75.
9. Calcul de concentrations à l'équilibre et Ka
Sachant que l’acide fluorhydrique HF 0,1 mol.L⁻¹ se dissocie à 7,9 %, calculez les concentrations en HF, F⁻ et H₃O⁺ à l’équilibre, et calculez la constante d’acidité Ka.
10. pH d'un mélange acide fort / base forte
Quel est le pH de la solution résultant du mélange de 20 mL de HCl 0,5 mol.L⁻¹ avec 9 mL de NaOH 1 mol.L⁻¹ ?
11. Détermination de la masse molaire par titrage
Il a fallu 17,4 mL d'hydroxyde de baryum 0,05 mol.L⁻¹ pour neutraliser 236 mg d'un monoacide. Déterminez la masse molaire de ce monoacide.
12. Titrage pH-métrique
On dose par pH-métrie 20 mL d'une solution d'un acide HA de concentration initiale inconnue, par une solution d'hydroxyde de sodium 0,1 mol.L⁻¹. On obtient les résultats suivants :
| VNaOH (mL) | 0 | 2 | 4 | 6 | 8 | 10 | 12 | 14 | 16 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| pH | 2,65 | 3,2 | 3,6 | 3,8 | 4 | 4,2 | 4,3 | 4,45 | 4,7 |
| VNaOH (mL) | 18 | 19 | 20 | 20,4 | 20,6 | 21 | 23 | 25 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| pH | 5,05 | 5,3 | 6,45 | 9,1 | 10,35 | 11 | 11,45 | 11,6 |
a- Tracer sur papier millimétré ou avec un logiciel de traitement de données la courbe de variation du pH en fonction du volume de base.
b- Déterminer le point d’équivalence et la concentration initiale de l’acide.
c- Quel est le pKa de cet acide ?
Corrigé des Exercices
1. Définition des acides et bases selon Brønsted
Un acide, selon Brønsted, est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons H⁺.
Une base, selon Brønsted, est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H⁺.
2. Couples acide/base et demi-équations
a- Pour le couple CH₃COOH / CH₃COO⁻ : CH₃COOH est un acide car il est capable de céder un proton H⁺.
Pour le couple H₂O / HO⁻ : H₂O est un acide car il est capable de céder un proton H⁺.
b- Les demi-équations acido-basiques sont :
- Pour CH₃COOH / CH₃COO⁻ : CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
- Pour H₂O / HO⁻ : H₂O ⇌ HO⁻ + H⁺
3. Identification des bases et propriétés de l'eau
a- Dans H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺ : H₂O est une base car elle est capable de capter un proton.
Dans NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺ : NH₃ est une base car elle est capable de capter un proton.
b- Les couples acido-basiques sont : H₃O⁺ / H₂O ; NH₄⁺ / NH₃.
c- L’eau est un ampholyte (ou substance amphotère) car c’est une espèce chimique qui présente à la fois un caractère acide (comme dans le couple H₂O / HO⁻) et un caractère basique (comme dans le couple H₃O⁺ / H₂O), selon Brønsted. Elle peut donc céder ou capter un proton H⁺ selon le milieu.
4. Réactions acido-basiques
a- Une réaction acido-basique est une transformation chimique impliquant le transfert d'un ou plusieurs protons H⁺ d'un acide (le donneur de proton) vers une base (l'accepteur de proton).
b- La réaction acido-basique met en jeu les couples acide/base HNO₂ / NO₂⁻ et NH₄⁺ / NH₃.
Demi-réactions :
- Acide : HNO₂ ⇌ NO₂⁻ + H⁺
- Base : NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺
L'équation de la réaction acido-basique globale est : HNO₂ + NH₃ ⇌ NO₂⁻ + NH₄⁺
c- L'équation de la réaction acido-basique entre l'ion anilinium C₆H₅NH₃⁺ et l'ion hydroxyde HO⁻ est :
C₆H₅NH₃⁺ + HO⁻ ⇌ C₆H₅NH₂ + H₂O
5. Classement de l'acidité des couples
La force d’un acide est inversement proportionnelle à son pKa : plus le pKa est petit, plus l'acide est fort (et plus son Ka est grand). Pour classer les acides par ordre croissant d'acidité, on les ordonne par pKa décroissant (du plus grand au plus petit).
Voici le classement des acides par ordre croissant d'acidité (du plus faible au plus fort) :
- Éthanamine (CH₃CH₂NH₃⁺/CH₃CH₂NH₂, pKa = 10,8)
- Acide éthanoïque (CH₃COOH/CH₃COO⁻, pKa = 4,75)
- Aniline (C₆H₅NH₃⁺/C₆H₅NH₂, pKa = 4,6)
- Acide monochloroéthanoïque (ClCH₂COOH/ClCH₂COO⁻, pKa = 2,85)
Donc, l'ordre croissant d'acidité est : Éthanamine < Acide éthanoïque < Aniline < Acide monochloroéthanoïque.
6. Calcul du pH
a- Calcul du pH d’une solution d'acide fort HA :
Un acide fort se dissocie totalement dans l'eau selon : HA + H₂O → A⁻ + H₃O⁺.
La concentration en ions oxonium [H₃O⁺] est égale à la concentration initiale de l'acide C₀.
Pour C₀ = 10⁻¹ mol/L :
[H₃O⁺] = C₀ = 10⁻¹ M.
pH = -log₁₀[H₃O⁺] = -log₁₀(10⁻¹) = 1.
Pour C₀ = 10⁻⁴ mol/L :
[H₃O⁺] = C₀ = 10⁻⁴ M.
pH = -log₁₀[H₃O⁺] = -log₁₀(10⁻⁴) = 4.
b- Calcul du pH d’une solution d'acide faible HA (pKa = 3,6 ; Ka = 10⁻³․⁶) :
La dissociation d'un acide faible dans l'eau est un équilibre : HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺.
Pour déterminer le pH, nous devons vérifier la validité des approximations.
Pour C₀ = 10⁻¹ mol/L :
Calculons le rapport Ka/C₀ : Ka/C₀ = 10⁻³․⁶ / 10⁻¹ = 10⁻²․⁶ ≈ 0,0025.
Puisque Ka/C₀ < 0,01, l'approximation selon laquelle [H₃O⁺] est faible devant C₀ est valide. Le pH peut être calculé par la formule simplifiée :
pH = ½ (pKa - log₁₀ C₀)
pH = ½ (3,6 - log₁₀(10⁻¹)) = ½ (3,6 + 1) = ½ (4,6) = 2,3.
Pour C₀ = 10⁻⁴ mol/L :
Calculons le rapport Ka/C₀ : Ka/C₀ = 10⁻³․⁶ / 10⁻⁴ = 10⁰․⁴ ≈ 2,51.
Puisque Ka/C₀ > 0,01, l'approximation n'est pas valide. Nous devons résoudre l'équation du second degré pour [H₃O⁺] :
[H₃O⁺]² + Ka[H₃O⁺] - KaC₀ = 0
En utilisant la formule quadratique : [H₃O⁺] = (-Ka + √(Ka² + 4KaC₀)) / 2
[H₃O⁺] = (-10⁻³․⁶ + √((10⁻³․⁶)² + 4 × 10⁻³․⁶ × 10⁻⁴)) / 2
[H₃O⁺] ≈ 7,56 × 10⁻⁵ M
pH = -log₁₀(7,56 × 10⁻⁵) ≈ 4,12 (arrondi à 4,1).
7. Dilution d'une base forte
Le NaOH est une base forte. Pour une solution de base forte, pH = 14 + log₁₀ Cb.
On souhaite obtenir un pH = 11,8.
11,8 = 14 + log₁₀ Cb
log₁₀ Cb = 11,8 - 14 = -2,2
Cb = 10⁻²․² ≈ 0,0063 mol/L.
On utilise la relation de dilution : Cinitiale × Vinitial = Cfinale × Vfinal.
0,3 mol/L × 24 mL = 0,0063 mol/L × Vfinal
Vfinal = (0,3 × 24) / 0,0063 ≈ 1142,86 mL ≈ 1,143 L.
Le volume d'eau à ajouter est Veau = Vfinal - Vinitial = 1143 mL - 24 mL = 1119 mL ≈ 1,119 L.
8. Hydrolyse de l'ion acétate
L’ion acétate (CH₃COO⁻) est la base conjuguée de l'acide éthanoïque (CH₃COOH). Il réagit avec l'eau (hydrolyse) en tant que base :
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + HO⁻
Pour un couple acide/base conjugué, la relation entre pKa et pKb est : pKa + pKb = 14.
Donnée : pKa (CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,75.
Donc, pKb = 14 - 4,75 = 9,25.
9. Calcul de concentrations à l'équilibre et Ka
L'acide fluorhydrique (HF) est un acide faible qui se dissocie dans l'eau selon l'équilibre :
HF + H₂O ⇌ F⁻ + H₃O⁺
Concentration initiale de HF : C₀ = 0,1 mol.L⁻¹.
Le coefficient de dissociation (α) est de 7,9 %, soit α = 0,079.
À l'équilibre :
- [F⁻] = α × C₀ = 0,079 × 0,1 = 0,0079 M.
- [H₃O⁺] = [F⁻] = 0,0079 M (en négligeant l'autoprotolyse de l'eau).
- [HF] = C₀ × (1 - α) = 0,1 × (1 - 0,079) = 0,1 × 0,921 = 0,0921 M.
Calcul de la constante d’acidité Ka :
Ka = ([F⁻] × [H₃O⁺]) / [HF]
Ka = (0,0079 × 0,0079) / 0,0921
Ka ≈ 6,776 × 10⁻⁴.
10. pH d'un mélange acide fort / base forte
Calculons le nombre de moles d'ions H⁺ apportés par l'acide fort HCl :
n(H⁺) = CHCl × VHCl = 0,5 mol.L⁻¹ × 20 × 10⁻³ L = 0,01 mol.
Calculons le nombre de moles d'ions HO⁻ apportés par la base forte NaOH :
n(HO⁻) = CNaOH × VNaOH = 1 mol.L⁻¹ × 9 × 10⁻³ L = 0,009 mol.
La réaction de neutralisation est H⁺ + HO⁻ → H₂O.
Après réaction, il reste des moles de H⁺ en excès :
n(H⁺)restant = 0,01 mol - 0,009 mol = 0,001 mol.
Le volume total de la solution est Vtotal = VHCl + VNaOH = 20 mL + 9 mL = 29 mL = 0,029 L.
La concentration en ions H⁺ après mélange est :
[H⁺] = n(H⁺)restant / Vtotal = 0,001 mol / 0,029 L ≈ 0,03448 M.
Le pH de la solution est :
pH = -log₁₀[H⁺] = -log₁₀(0,03448) ≈ 1,46.
11. Détermination de la masse molaire par titrage
L'hydroxyde de baryum Ba(OH)₂ est une base forte qui libère 2 ions HO⁻ par mole : Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2HO⁻.
Nombre de moles de Ba(OH)₂ utilisées :
n(Ba(OH)₂) = CBa(OH)₂ × VBa(OH)₂ = 0,05 mol.L⁻¹ × 17,4 × 10⁻³ L = 0,00087 mol.
Puisque 1 mole de Ba(OH)₂ libère 2 moles de HO⁻, le nombre de moles de HO⁻ est :
n(HO⁻) = 2 × n(Ba(OH)₂) = 2 × 0,00087 mol = 0,00174 mol.
Le monoacide HA est neutralisé selon la réaction : HA + HO⁻ → A⁻ + H₂O.
Au point d'équivalence, n(HA) = n(HO⁻).
Donc, n(HA) = 0,00174 mol.
La masse du monoacide est donnée : m(HA) = 236 mg = 0,236 g.
La masse molaire du monoacide M(HA) est :
M(HA) = m(HA) / n(HA) = 0,236 g / 0,00174 mol ≈ 135,63 g/mol.
12. Titrage pH-métrique
a- La courbe de titrage pH = f(VNaOH) est une représentation graphique de la variation du pH en fonction du volume de base ajoutée. Elle permet d'identifier le point d'équivalence et de caractériser l'acide.
b- Détermination du point d'équivalence et de la concentration initiale de l'acide :
D'après l'analyse de la courbe de titrage (ou en se basant sur la lecture des données fournie, en cherchant le saut de pH le plus important), le point d'équivalence (PE) est atteint pour un volume de NaOH de VNaOH,PE = 20,3 mL.
À l'équivalence, le nombre de moles d'acide est égal au nombre de moles de base ajoutée :
Cacide × Vacide = CNaOH × VNaOH,PE
Cacide = (CNaOH × VNaOH,PE) / Vacide = (0,1 mol.L⁻¹ × 20,3 mL) / 20 mL
Cacide = 0,1015 mol.L⁻¹.
c- Détermination du pKa de l'acide :
Pour un titrage d'acide faible par une base forte, au point de demi-équivalence, le pH est égal au pKa de l'acide. Le volume de demi-équivalence est VNaOH,PE / 2 = 20,3 mL / 2 = 10,15 mL.
À la demi-équivalence (VNaOH ≈ 10 mL), la lecture graphique (ou tabulaire) donne pH ≈ 4,2.
Donc, le pKa de cet acide est pKa ≈ 4,2.
Foire Aux Questions (FAQ)
Qu'est-ce qu'un ampholyte selon Brønsted ?
Un ampholyte, aussi appelé substance amphotère, est une espèce chimique qui peut se comporter à la fois comme un acide (en cédant un proton H⁺) et comme une base (en captant un proton H⁺) selon le milieu dans lequel elle se trouve. L'eau (H₂O) est un exemple classique d'ampholyte.
Comment le pKa est-il lié à la force d'un acide ?
Le pKa est une mesure de la force d'un acide. Plus la valeur du pKa est petite, plus l'acide est fort. Inversement, une valeur de pKa élevée indique un acide faible. Cette relation est due au fait que Ka (la constante d'acidité) est la force de l'acide, et pKa = -log₁₀(Ka). Ainsi, un Ka élevé (acide fort) correspond à un pKa faible.
Comment détermine-t-on le pKa d'un acide faible à partir d'une courbe de titrage pH-métrique ?
Pour un titrage d'un acide faible par une base forte, le pKa de l'acide peut être déterminé au point de demi-équivalence. Ce point correspond au volume de base ajouté qui est exactement la moitié du volume nécessaire pour atteindre le point d'équivalence. À ce volume (Véquivalence / 2), le pH de la solution est égal au pKa de l'acide faible titré.