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Préparation aux épreuves du Bac
1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Modélisation des transformations acide-base
Ch. 2
Analyse physique d'un système chimique
Ch. 3
Méthode de suivi d'un titrage
Ch. 4
Évolution temporelle d'une transformation chimique
Ch. 5
Évolution temporelle d'une transformation nucléaire
BAC
Thème 1
Ch. 6
Évolution spontanée d'un système chimique
Ch. 7
Équilibres acide-base
Ch. 8
Transformations chimiques forcées
Ch. 9
Structure et optimisation en chimie organique
Ch. 10
Stratégies de synthèse
BAC
Thème 1 bis
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Description d'un mouvement
Ch. 12
Mouvement dans un champ uniforme
Ch. 13
Mouvement dans un champ de gravitation
Ch. 14
Modélisation de l'écoulement d'un fluide
BAC
Thème 2
3. Conversions et transferts d'énergie
Ch. 15
Étude d’un système thermodynamique
Ch. 16
Bilans d'énergie thermique
BAC
Thème 3
4. Ondes et signaux
Ch. 17
Propagation des ondes
Ch. 18
Interférences et diffraction
Ch. 19
Lunette astronomique
Ch. 20
Effet photoélectrique et enjeux énergétiques
Ch. 21
Évolutions temporelles dans un circuit capacitif
BAC
Thème 4
Annexes
Ch. 22
Méthode
Chapitre 7
Exercices
Pour s'échauffer - Pour commencer
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| Pour commencer | Différenciation | Pour s'entraîner | |
|---|---|---|---|
| Savoir associer K_\text{A} et K_\text{e} aux équations de réactions correspondantes | |||
| Savoir identifier la différence entre un acide faible et un acide fort, ou entre une base faible et une base forte | |||
| Savoir prévoir la composition finale d'une solution | |||
| Savoir représenter et exprimer les diagrammes de distribution et de prédominance |
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Pour s'échauffer
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5Acide fort
L'acide nitrique \text{HNO}_3 est un acide fort.
Écrire l'équation de sa réaction avec l'eau.
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6Base faible
L'ion hydrogénophosphate \text{HPO}_4^{2-} est une base faible.
Écrire l'équation de sa réaction avec l'eau.
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7Espèce amphotère
La glycine de formule semi-développée est un acide aminé amphotère.
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Écrire les deux couples acide-base de la glycine.
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8Constante d'acidité
L'acide fluorhydrique \text{HF}, pourtant extrêmement corrosif,
est un acide faible de \text{p}K_\text{A} = 3{,}2.
Exprimer, puis calculer sa constante d'acidité K_\text{A}.
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9Diagramme de prédominance
Tracer le diagramme de prédominance de l'acide méthanoïque \text{HCOOH/HCOO}^- dont le \text{p}K_\text{A} vaut 3{,}75.Cliquez pour accéder à une zone de dessin
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10Alanine
D'après le diagramme de prédominance ci-dessous, préciser sous quelle forme se trouve l'alanine dans une solution dont le \text{pH} est égal à 11.
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11Indicateur coloré
Le carmin d'indigo est un indicateur coloré dont la forme acide est bleue et la forme basique est jaune. Sa zone de virage est comprise entre 11{,}4 et 13{,}0.
En déduire la couleur de sa teinte sensible.
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Pour commencer
Acide fort et base forte
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12\textbf{pH} d'une solution d'acide fort
✔ APP : Maîtriser le vocabulaire
L'acide chlorhydrique est un acide fort dans l'eau. Une solution S de concentration en soluté apporté c = 4{,}0 \times 10^{-2} mol⋅L-1 est préparée.
1. Rappeler la définition d'un acide fort.
2. Calculer le \text{pH} de la solution \text{S}.
2. Calculer le \text{pH} de la solution \text{S}.
3. Calculer le \text{pH} de la solution \text{S}', obtenue en diluant par deux la solution \text{S}.
Donnée
- Produit ionique de l'eau à \bold{25} °C : K_{\mathrm{e}}=1{,}0 \times 10^{-14}
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13\textbf{pH} d'une solution de base forte
✔ REA : Utiliser un modèle
La potasse caustique \text{(K}^+\text{(aq)} \: ; \text{HO}^-\text{(aq))} est une base forte dans l'eau. Une solution \text{S} est préparée en dissolvant une masse m = 3{,}9 g de \text{KOH(s)} dans un volume V = 100 mL.
1. Calculer la masse molaire M\text{(KOH)} à l'aide du tableau périodique.
2. Calculer la concentration c en soluté apporté.
3. Écrire l'équation de la réaction de dissolution de l'hydroxyde de potassium \text{KOH(s)} dans l'eau.
2. Calculer la concentration c en soluté apporté.
3. Écrire l'équation de la réaction de dissolution de l'hydroxyde de potassium \text{KOH(s)} dans l'eau.
4. Déterminer la concentration \text{[HO}^-].
5. Calculer la concentration en ion oxonium dans la solution. En déduire le \text{pH} de la solution \text{S}.
6. La solution \text{S} est diluée dix fois. Déterminer le \text{pH} de la solution \text{S}' ainsi obtenue.
5. Calculer la concentration en ion oxonium dans la solution. En déduire le \text{pH} de la solution \text{S}.
6. La solution \text{S} est diluée dix fois. Déterminer le \text{pH} de la solution \text{S}' ainsi obtenue.
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Constante d'acidité et \textbf{p}\bm K_\textbf{A}
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14Acide benzoïque
✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation
L'acide benzoïque, noté \text{AH(aq)}, est un acide faible utilisé dans l'agroalimentaire en tant que conservateur. On le trouve notamment dans certaines boissons énergétiques.
1. Écrire l'équation de la réaction de l'acide benzoïque avec l'eau.
2. Donner l'expression de la constante d'acidité du couple \text{AH(aq)/A}^-\text{(aq)}.
2. Donner l'expression de la constante d'acidité du couple \text{AH(aq)/A}^-\text{(aq)}.
3. Calculer le rapport des concentrations à l'équilibre \dfrac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}{\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}} dans une boisson dont le \text{pH} est égal à 3{,}48.
Donnée
- \textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide-base : \text{p}K_\text{A} = 4{,}2
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15Constante d'acidité
✔ REA : Utiliser un modèle
On prépare une solution d'hydrogénosulfate de sodium, (\text{Na}^+\text{(aq)} \:; \text{HSO}_4^- \text{(aq))} de concentration c = 1{,}0 \times 10^{-2} mol⋅L-1.
1. Écrire l'équation de dissolution de l'hydrogénosulfate de sodium dans l'eau.
2. Écrire l'équation de la réaction acide-base de l'ion hydrogénosulfate avec l'eau.
3. Exprimer la constante d'acidité du couple acide-base.
4. Le \text{pH} de cette solution est égal à 2{,}2. En déduire les valeurs des concentrations de toutes les espèces chimiques présentes en solution et calculer la constante d'acidité.
5. En déduire son \text{p}K_\text{A}.
1. Écrire l'équation de dissolution de l'hydrogénosulfate de sodium dans l'eau.
2. Écrire l'équation de la réaction acide-base de l'ion hydrogénosulfate avec l'eau.
3. Exprimer la constante d'acidité du couple acide-base.
4. Le \text{pH} de cette solution est égal à 2{,}2. En déduire les valeurs des concentrations de toutes les espèces chimiques présentes en solution et calculer la constante d'acidité.
5. En déduire son \text{p}K_\text{A}.
Doc. 2
Hydrogénosulfate de sodium
Ce sel à caractère acide est parfois utilisé pour l'entretien des piscines.
À des concentrations plus élevées, il peut être utilisé comme pesticide écologique notamment pour lutter contre une variété d'étoile de mer invasive : l'Acanthaster planci.
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Donnée
- Couple acide-base : \mathrm{HSO}_{4}^{-}(\mathrm{aq}) / \mathrm{SO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq})
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Diagrammes de distribution et de prédominance
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16Couple acide lactique/ion lactate
✔ REA : Utiliser un modèle
L'acide lactique est un acide qui peut se trouver dans le lait, le vin ou même certains fruits et légumes. Le diagramme de distribution du couple acide lactique / ion lactate (notés \text{AH(aq)} et \text{A}^-\text{(aq)}) est représenté ci-dessous.
Le zoom est accessible dans la version Premium.
1. Déterminer graphiquement le \text{pH} pour lequel \text{[A}^-\text{] = [AH]}.
2. Déterminer le \text{p}K_\text{A} du couple.
2. Déterminer le \text{p}K_\text{A} du couple.
3. Déterminer les proportions des deux formes acide et basique pour \text{pH} = 3{,}0.
4. Utiliser les résultats de la question précédente pour déterminer à nouveau le \text{p}K_\text{A}. Comparer les valeurs trouvées.
4. Utiliser les résultats de la question précédente pour déterminer à nouveau le \text{p}K_\text{A}. Comparer les valeurs trouvées.
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17Acide butyrique
✔ APP : Faire des prévisions à l'aide d'un modèle
L'acide butyrique est aussi appelé acide butanoïque. C'est une molécule que l'on peut trouver dans le beurre rance ou le parmesan. Son odeur est forte et désagréable.
1. Écrire la formule semi-développée de l'acide butanoïque.
2. Écrire l'équation de la réaction de l'acide butanoïque avec l'eau.
3. Tracer le diagramme de prédominance du couple acide butanoïque/ion butanoate.
Cliquez pour accéder à une zone de dessin
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4. Le \text{pH} de l'estomac n'est pas constant. Lors d'une digestion idéale, il varie de 1{,}5 à 5. Préciser la ou les formes adoptées par l'espèce chimique lors de ces phases de digestion.
Donnée
- \textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide-base : \text{p}K_\text{A} = 4{,}81
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Solution tampon
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18Effet tampon
✔ APP : Faire des prévisions à l'aide d'un modèle
Une solution est préparée en dissolvant 1{,}0 \times 10^{-3} mol de chlorure d'hydrogène \text{HCl(g)} dans un volume V = 1{,}0 L.
1. Calculer le \text{pH} de la solution sachant qu'il s'agit d'un acide fort.
Une solution tampon de volume V = 1{,}0 L est ensuite préparée en dissolvant 1{,}0 \times 10^{-2} mol d'acide éthanoïque \text{CH}_3\text{COOH(s)} et 1{,}0 \times 10^{-2} mol d'éthanoate de sodium \text{CH}_3\text{COONa(s)}.
2. Déterminer le \text{pH} de la solution.
1. Calculer le \text{pH} de la solution sachant qu'il s'agit d'un acide fort.
Une solution tampon de volume V = 1{,}0 L est ensuite préparée en dissolvant 1{,}0 \times 10^{-2} mol d'acide éthanoïque \text{CH}_3\text{COOH(s)} et 1{,}0 \times 10^{-2} mol d'éthanoate de sodium \text{CH}_3\text{COONa(s)}.
2. Déterminer le \text{pH} de la solution.
On ajoute dans la solution tampon précédente 1{,}0 \times 10^{-3} mol d'ion oxonium \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)}.
3. Écrire l'équation de la réaction acide-base entre l'ion oxonium et l'ion éthanoate.
4. Cette réaction étant totale, calculer le \text{pH} final.
5. Comparer la variation de \text{pH} avec celle obtenue à la question 1. Conclure.
3. Écrire l'équation de la réaction acide-base entre l'ion oxonium et l'ion éthanoate.
4. Cette réaction étant totale, calculer le \text{pH} final.
5. Comparer la variation de \text{pH} avec celle obtenue à la question 1. Conclure.
Donnée
- \textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple acide éthanoïque/ion éthanoate : \text{p}K_\text{A} = 4{,}76
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19Étude d'une solution
✔ REA : Utiliser un modèle
Le zoom est accessible dans la version Premium.
Une solution est composée d'un mélange de volume V_1 = 400 mL d'une solution d'ammoniac \text{NH}_3\text{(aq)} de concentration c_1 = 0{,}10 mol⋅L-1 et d'un volume V_2 = 100 mL d'une solution de chlorure d'ammonium (\text{NH}_4^+ \text{(aq)}\: ; \text{Cl}^-\text{(aq)}) de concentration c_2 = 0{,}10 mol⋅L-1. On suppose que l'ammoniac et le chlorure d'ammonium ne réagissent pas.
1. Calculer le \text{pH} de la solution.
2. Préciser s'il s'agit d'une solution tampon.
2. Préciser s'il s'agit d'une solution tampon.
Donnée
- \textbf{p}\bm K_\textbf{A} du couple \textbf{NH}^{\bold +}_{\bold 4} \textbf{(aq)/NH}_{\bold 3}\textbf{(aq)} : \text{p}K_\text{A}= 9{,}2
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AAcide phosphorique
✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours
L'acide phosphorique est un triacide de formule \mathrm{H}_{3} \mathrm{PO}_{4}. Les valeurs des trois \text{p}K_A sont 2,15 ; 7,20 et 12,3.
1. Écrire les trois couples acide‑base correspondant.
2. Représenter le diagramme de prédominance.
3. L'acide phosphorique est‑il un acide fort ?
4. Comment peut‑on qualifier l'ion \mathrm{H}_{2} \mathrm{PO}_{4}{ }^{-}(\mathrm{aq}) ?
L'acide phosphorique est un triacide de formule \mathrm{H}_{3} \mathrm{PO}_{4}. Les valeurs des trois \text{p}K_A sont 2,15 ; 7,20 et 12,3.
1. Écrire les trois couples acide‑base correspondant.
2. Représenter le diagramme de prédominance.
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3. L'acide phosphorique est‑il un acide fort ?
4. Comment peut‑on qualifier l'ion \mathrm{H}_{2} \mathrm{PO}_{4}{ }^{-}(\mathrm{aq}) ?
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BConstante de réaction
✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation
On considère la réaction entre l'acide acétique \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}(\mathrm{aq}) et l'ammoniac \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{aq}).
1. Donner le nom en nomenclature officielle de l'acide acétique. On pourra s'aider de la .
2. Écrire l'équation de la réaction.
1. Donner le nom en nomenclature officielle de l'acide acétique. On pourra s'aider de la .
2. Écrire l'équation de la réaction.
3. Déterminer la constante d'équilibre K de cette réaction.
Données
- Couple acide‑base : \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}(\mathrm{aq}) / \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COO}^{-}(\mathrm{aq}) et \mathrm{NH}_{4}{ }^{+}(\mathrm{aq}) / \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{aq})
- Constantes d'acidité logarithmiques : \text{p}K_{A,1} = 4{,}76 et \text{p}K_{A,2} = 9{,}23
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Une notion, trois exercices
Différenciation
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20
Acide propanoïque
✔ REA : Utiliser un modèle
L'acide propanoïque est un acide carboxylique. C'est un liquide incolore, corrosif, avec une odeur désagréable.
1. Écrire l'équation de la réaction de l'acide propanoïque avec l'eau.
2. Exprimer la constante d'acidité du couple.
100 mL d'une solution d'acide propanoïque a une concentration en soluté apporté c = 0{,}030 mol⋅L-1. Le \text{pH} de la solution est 1{,}7.
1. Écrire l'équation de la réaction de l'acide propanoïque avec l'eau.
2. Exprimer la constante d'acidité du couple.
100 mL d'une solution d'acide propanoïque a une concentration en soluté apporté c = 0{,}030 mol⋅L-1. Le \text{pH} de la solution est 1{,}7.
3. Calculer la concentration en ion oxonium.
4. Calculer l'avancement maximal de la réaction.
5. Préciser s'il s'agit d'un acide fort ou faible.
4. Calculer l'avancement maximal de la réaction.
5. Préciser s'il s'agit d'un acide fort ou faible.
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21
Éthanamine
✔ REA : Utiliser un modèle
L'éthanamine \text{C}_2\text{H}_5\text{NH}_2\text{(g)} est un gaz incolore avec une forte odeur ammoniacale. On dispose de 200 mL d'une solution d'éthanamine à une concentration en soluté apporté c = 0{,}010 mol⋅L-1. Le \text{pH} de la solution vaut 11{,}3.
1. Calculer la concentration en ion oxonium.
1. Calculer la concentration en ion oxonium.
2. Calculer l'avancement maximal de la réaction entre l'éthanamine et l'eau.
3. Préciser s'il s'agit d'une base forte ou faible.
3. Préciser s'il s'agit d'une base forte ou faible.
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22
Cyanure
✔ REA : Utiliser un modèle
L'ion cyanure est une base de formule \text{CN}^-\text{(aq)}. Les sels de cyanure ainsi que son acide conjugué sont très toxiques.
1. Exprimer la constante d'acidité du couple.
On dispose de 50 mL de solution à une concentration en soluté apporté c = 0{,}020 mol⋅L-1. Le \text{pH} de la solution est égal à 10{,}7.
1. Exprimer la constante d'acidité du couple.
On dispose de 50 mL de solution à une concentration en soluté apporté c = 0{,}020 mol⋅L-1. Le \text{pH} de la solution est égal à 10{,}7.
2. Conclure quant à la force de la base.
Donnée
- Produit ionique de l'eau à \bold{25} °C : K_\text{e}=1{,}0 \times 10^{-14}
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YolèneÉmilieJean-PaulFatimaSarah