Bac Blanc

Janvier 2001

Correction

Énoncé

Exercices de chimie :

1 et 2

 

    

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Mode d'emploi  


I- Exercice 1 de chimie : étude d’un acide faible. ( 4 pts)

II- Exercice 1 de chimie : Le chou rouge.(5 pts)

 

I- Exercice 1 de chimie : étude d’un acide faible. ( 4 pts)

Dans tout le problème, on opère à la température de 25 °C.

Données :

Masses molaires atomiques : M (H) = 1,0 g / mol   ;   M (N) = 14,0 g / mol   ;

M (Cl) = 35,5 g / mol

Produit ionique de l’eau : Ke = 1,0 x 10-14

Couples acide / base : pKA (H3O+ / H2O) = 0,0 ;  pKA (H2O / HO ) = 14  ;

 pKA (NH4+ / NH3) = 9,2 

Les ions chlorure et les ions sodium sont indifférents vis-à-vis de l’eau.

Le chlorure d’ammonium, de formule NH4Cl est un composé ionique.

1)- On dissout une masse m = 0,32 g de chlorure d’ammonium dans l’eau de façon

 à obtenir V = 100 mL de solution. La mesure du pH de la solution obtenue donne

 pH = 5,2.

a)- Écrire l’équation bilan de la réaction de dissolution de ce composé.

-  Équation bilan de la réaction de dissolution de ce composé

 

eau

 

 

NH4Cl

NH4+ (aq)

+  Cl (aq)

-  L’eau est un solvant polaire. La réaction est totale.

b)- L’ion ammonium formé est un monoacide ; montrer qu’il s’agit d’un acide faible.

-  Ion  ammonium : acide faible.

-  Dans un premier temps, on calcule la concentration de l’acide

-   

-  On compare pH à – log C :

-  si pH = - log C, l’acide est fort, et si pH > – log C, l’acide est faible.

-  Ici pH = 5,2 et  – log C =1,2 : l’acide est faible.

c)-  Écrire l’équation bilan de la réaction entre l’ion ammonium et l’eau.

Définir la constante de cette réaction et déterminer sa valeur numérique.

En déduire quelles sont les espèces chimiques majoritaires dans la solution.

-  Équation bilan de la réaction entre l’ion ammonium et l’eau :

 

 

-  La réaction est très limitée dans le sens direct.

-  Les espèces majoritaires sont : NH4+ ; Cl ; et le solvant H2O.

2)- On ajoute une solution d’hydroxyde de sodium à la solution précédente.

Quelle réaction a lieu principalement lors du mélange des deux solutions ? Justifier la réponse en utilisant les valeurs des pKA des couples acide/base.

Calculer sa constante de réaction. Conclure.

-  La réaction qui a lieu principalement est celle qui fait intervenir l’acide le plus

 fort et la base la plus forte présents majoritairement.

-  Échelle des pKA. (On souligne d’un trait rouge les espèces majoritaires).

 

 

3)- Déterminer le volume Vb de la solution d’hydroxyde de sodium de concentration Cb = 0,20 mol / L qu’il faut ajouter aux 100 mL de la solution de chlorure d’ammonium initiale pour obtenir une solution de pH = 9,2.

 -  Volume Vb de la solution d’hydroxyde de sodium

-   

-  ceci est réalisé lorsque la quantité d’ions hydroxyde ajoutés est égale à la

 moitié de la quantité des ions ammonium initialement présents.

-  quantité de matière initiale d’ions ammonium :

-   

II- Exercice 1 de chimie : Le chou rouge.(5 pts)

Le jus de chou rouge a une couleur qui dépend de la valeur du pH.

pH

0 - 3

4 - 6

7 - 8

9 - 12

13 - 14

Couleur

rouge

violet

bleu

vert

jaune

On se propose de l’utiliser comme indicateur coloré acido-basique naturel.

1)- Trois solutions de concentrations molaires volumiques voisines

de 0,10 mol /L sont testées par cet indicateur coloré.

On obtient les résultats suivants :

Solution

A

B

C

Couleur

rouge

rouge

jaune

a)-  Donner le caractère acido-basique de chaque solution.

-    Caractère acido-basique de chaque solution :

-    Les solutions A et B (couleur rouge 0 < pH < 3) sont acides et la solution C

est basique (couleur jaune 13 < pH < 14 ).

b)-  Une détermination plus précise de la valeur du pH des solutions A et B

donne les résultats suivants :

Solution

A

B

pH

2,9

1,0

L’une de ces solutions est une solution d’acide éthanoïque, d’acide faible.

 Laquelle ? Justifier la réponse.

-  Acide fort et acide faible

-  Lorsqu’un acide est fort, pH ≈ – log C, en conséquence, B est un acide fort

et A est un acide faible, pH > – log C.

-  La solution d’acide éthanoïque est la solution A.

 

c)-  Écrire l’équation de l’action de cet acide sur l’eau.

CH3COOH (aq)

+ H2O (ℓ)

=

H3O+ (aq)

CH3COO (aq)

d)-  Donner l’expression de la constante KA du couple acide/base mis en jeu.

-  Remarque : ne pas oublier que lorsque l’on écrit une constante d’équilibre,

on fait toujours intervenir les concentrations des différentes espèces à l’équilibre.

-  Depuis 2003, on écrit avec l’indication eq pour préciser que l’on est à

 l’équilibre.

 

2)- Vous disposez du matériel suivant :

-  Pipettes jaugées : 1 mL ;  5 mL   ;  10 mL ;  20 mL ; et poire à pipeter.

-  Fioles jaugées :   50 mL   ;  100 mL ;  200 mL 

et d’un pH-mètre avec une sonde étalonnée ;

-  Éprouvettes graduées : ;  10 mL   ;  50 mL ;  100 mL   ; 

et d’un agitateur magnétique ;

-  Burette de 25 mL ;  barreau aimanté ;  béchers ; et pissettes d’eau distillée.

-  Comment, à partir de la solution identifiée à la question 1)- b)-, préparer un

 volume V = 100 mL de la solution d’acide éthanoïque diluée 10 fois ? décrire

 brièvement le protocole expérimental.

-  Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté.

-  Matériel :

-  Pipette jaugée de 10 mL + propipette

-  Fiole jaugée de 100 mL + explications.

Première étape :

Verser suffisamment

de 

solution Mère

dans un bécher

Deuxième étape :

On prélève le volume

nécessaire 

de solution

Mère à l’aide d’une

 pipette jaugée munie

de sa propipette

Troisième étape :

On verse le volume

nécessaire de

 solution dans

la fiole jaugée de

 volume approprié..

On ne pipette jamais

directement dans

le flacon qui

contient la

solution Mère

Quatrième étape :

On ajoute de

l’eau distillée

et on agite

 mélanger

et homogénéiser

Cinquième étape :

On complète

avec une pissette

 d’eau distillée

jusqu’au trait de

 jauge.

Sixième étape :

on agite pour

homogénéiser. 

La solution est prête.

3)- Sur la figure 1, ci-après, on trouve la courbe expérimentale du dosage d’un

 volume Va = 20,0 mL de la solution d’acide éthanoïque, préparée dans la

 question 2)-, par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (encore appelée

soude) de concentration molaire volumique Cb = 1,0 x 10-2 mol / L.

La courbe tracée ci-après : figure 1, donne les variations du pH en fonction du

 volume V de base versée.

 

a)-  Faire un schéma annoté du dispositif utilisé pour réaliser le suivi pH-métrique

 du dosage en indiquant les noms des récipients utilisés et les réactifs qu’ils

 contiennent.

b)-  Écrire l’équation de la réaction de dosage.

 

 

c)-  Qu’appelle-t-on équivalence ? déterminer l’abscisse du point d’équivalence

sur la courbe expérimentale.

-  À l’équivalence, les réactifs ont été mélangés dans les proportions définies par

les coefficients de la réaction.

-  On peut déterminer  les coordonnées du point d’équivalence à l’aide de la

 méthode des tangentes : VBE = 20,3 mL

d)-  En déduire la concentration molaire volumique C1 de la solution

d’acide éthanoïque.

-  À l’équivalence, la quantité de matière d’acide éthanoïque initialement présente

est égale à la quantité de matière d’ions hydroxyde ajouté :

-   

e)-  En l’absence de pH-mètre, l’indicateur coloré chou rouge permet-il

de visualiser l’équivalence ? Justifier la réponse.

-  À l’équivalence, pHE = 8,0,  dés que le chou perd sa coloration bleue

(passe du bleu au vert), on est à l’équivalence.

-  L’équivalence peut être repérée par le passage de l’indicateur chou du bleu

au vert.

4)- La figure 2, ci-après, obtenue avec un logiciel, présente la simulation du

même dosage.

Les courbes tracées représentent les variations :

-  Du pH en fonction du volume Vb de soude ajoutée,

-  Les pourcentages des espèces acide éthanoïque et ions éthanoate en fonction

de Vb.

 

b)-  Que peut-on dire des concentrations molaires volumiques des espèces acide et

base conjuguées présentes au point d’intersection des courbes 2 et 3 ? En déduire

une valeur approchée du pKA du couple acide éthanoïque / ion éthanoate.

 

-  Au point d’intersection des deux courbes (Vb = 10 mL), les pourcentages

en acide éthanoïque et en ion  éthanoate sont les mêmes (50%),

il en va de même des concentrations :

-  [CH3COOH] = [CH3COO =>   pH = pKA ≈ 4,8

 

c)-  Identifier les courbes 2 et 3. Justifier la réponse.

-   Au début du dosage, l’acide éthanoïque est l’espèce majoritaire (espèce dont

le pourcentage est le plus élevé).

-   Au fur est à mesure que l’on ajoute de la soude, le pourcentage d’acide

éthanoïque diminue et celui de la base conjuguée (ion éthanoate) augmente :

courbe (2) → acide éthanoïque et courbe (3) →  ion éthanoate.