Terminale S – Lycée Massignon

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-DEVOİR N°10

Durée : 1h Les calculatrices sont autorisées. Il sera tenu compte de la qualité de la rédaction et de la cohérence des chiffres significatifs.

EXERC İCE N°1 : «Déterminer une valeur de pKa» (10 pts)

Le chlorure d'hydroxylammonium, de formule NH 3 OHCl, est un solide ionique blanc, utilisé dans le domaine industriel pour la synthèse de colorants et de produits pharmaceutiques. On se propose d'étudier le caractère acide d'une solution S de chlorure d'hydroxylammonium de concentration C = 3,0.10

-2 mol.L

-1 , préparée au laboratoire. 1.

Ecrire l'équation de dissolution du chlorure d'hydroxylammonium dans l'eau. L'ion hydroxylammonium NH 3 OH + (aq) appartient au couple ion hydroxylammonium/ hydroxylamine NH 3 OH + (aq) / NH 2 OH (aq) , de pK a égal à 6,0.

2.1.

Donner la définition d'un acide au sens de Brönsted.

2.2.

Ecrire l'équation de la réaction entre l'ion hydroxylammonium et l'eau.

2.3.

Donner le diagramme de prédominance du couple acide-base. Le pH de la solution aqueuse S est 3,8.

3.1.

En déduire la concentration en ions oxonium [H 3 O + ] dans cette solution.

3.2.

Compléter le tableau d'avancement de la réaction pour un volume V = 0,100 L, en considérant l'état final réel. Equation Etat initial avancement 0 Pendant la réaction x Etat final x f

3.3.

Donner l’expression de la constante d'acidité Ka du couple acide-base étudié.

3.4.

Calculer cette constante d'acidité.

3.5.

En déduire la valeur du pKa, puis comparer à celle donnée dans l'énoncé. Les ions NH 4 + font partie du couple NH 4 + (aq) /NH 3 (aq) , dont le pK a vaut 9,2.

4.1.

Une solution de chlorure d'ammonium (NH 4 + (aq) + Cl (aq) ), de concentration c = 3,0.10

-2 mol.L

-1 , a un pH de 5,4. Quelle espèce du couple NH 4 + (aq) /NH 3 (aq) prédomine dans cette solution ?

4.2.

De NH 3 OH + ou NH 4 + , quel est l'acide qui réagit le plus avec l'eau pour une même concentration ?

4.3.

Etablir l'expression du rapport [NH [NH 4 3 + ] ] éq éq , puis calculer sa valeur.

EXERC İCE N°2 : «Etude de solutions» (10 pts)

Le chlorure d'hydrogène, de symbole HCl, est un gaz incolore, toxique et hautement corrosif. C'est un acide fort. Dissous dans l'eau, il forme l'acide chlorhydrique. On cherche à préparer au laboratoire une solution aqueuse S 1 d'acide chlorhydrique, de concentration en soluté apporté c 1 = 0,010 mol.L

-1 . Pour ce faire, on dissout un volume V g de chlorure d'hydrogène dans l'eau pour obtenir un volume V 1 = 800 cm 3 de solution S 1 .

Données : Une mole de gaz occupe un volume V m = 24,5 L.mol

-1 dans les conditions de l'expérience. Produit ionique de l'eau dans les conditions de l'expérience : K e = 1,00.10

-14

1.

Quelles précautions faut-il prendre pour préparer la solution S 1 ?

2.1.

Qu’est-ce qu'un acide fort ?

2.2.

Parmi les valeurs suivantes, laquelle est celle du pK a du couple associé à cet acide : 0 ; 7 ; 14 ?

2.3.

Ecrire l'équation de la réaction qui se produit lors de la mise en solution du chlorure d'hydrogène dans l'eau.

3.

Calculer le volume V g de chlorure d'hydrogène dissous dans le volume V 1 .

4.

Quel est le pH de la solution S 1 ? Une solution S de soude a pour concentration c = 0,010 mol.L

-1 .

5.1.

Calculer son pH.

5.2.

On mélange les solutions S 1 et S. La réaction qui se produit conduit-elle à un équilibre chimique ?

5.3.

Ecrire l'équation de la réaction.

5.4.

Que constate-t-on lors du mélange ? On dispose maintenant d'une solution aqueuse d'un acide S 2 , de concentration c 2 et de pH égal à 2,4. Après avoir dilué 10 fois cette solution, on mesure son pH, on obtient 2,9.

6.

Que peut-on dire de cet acide ? On souhaite préparer une solution tampon en utilisant la solution S 2 .

7.1.

Expliquer comment il faut procéder.

7.2.

Quelle sera alors la valeur de pH de ce tampon?

Bon travail !

CORRECTİON DU

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-DEVOİR N°10

EXERC İCE N°1 : «Déterminer une valeur de pKa»

1.

Dissolution: NH 3 OHCl (s)  NH 3 OH + (aq) + Cl (aq)

(0.5pt)

(

10

pts)

2.1.

Un acide de Brönsted est une espèce capable de libérer au moins un proton.

(0.5pt) 2.2.

NH 3 OH + (aq) + H 2 O (l) ⇌ NH 2 OH (aq) + H 3 O + (aq)

(0.5pt) 2.3. (1pt)

NH 3 OH + prédomine NH 2 OH prédomine pH pK a = 6

3.1.

pH = - log[H 3 O + ]  [H 3 O + ] = 10 -pH = 10 -3,8 = 1,6.10

-4 mol.L

-1

(1pt) 3.2.

La quantité d'acide apporté est n 0 = C  V

(1pt)

NH 3 OH + (aq) + H 2 O (l) ⇌ NH 2 OH (aq) + H 3 O + Equation avancemen t Etat initial Pendant la réaction 0 x C  V C  V - x excès excès 0 x 0 x Etat final x f C  V - x f excès x f x f

3.3.

K a = [NH 2 OH] f  [H 3 [NH 3 OH + ] f O + ] f

(0.5pt) 3.4.

On a : [NH 3 OH + ] f = [H 3 O + ] f = 1,6.10

-4 mol.L

-1 . et [NH 3 OH + ] f = (C  V - x V f ) = C – x V f = C – [H 3 O + ] f = 3,0.10

-2 - 1,6.10

-4  3,0.10

-2 mol.L

-1 . Donc K a = (1,6.10

-4  1,6.10

3,0.10

-2 -4 ) = 8,4.10

-7 .

(2pt) 3.5.

pK a = − log (K a ) = − log (8,4.10

-7 ) = 6,1

(0.5pt)

Ecart relatif:  = |6.1−6.0| 6.0

= 1,7% La valeur déterminée expérimentalement est très précise.

(0.5pt) 4.1.

Puisque pH < pKa c'est l'espèce acide NH 4 + qui prédomine.

(0.5pt) 4.2.

C'est celui qui appartient au couple de pKa le plus faible, donc NH 3 OH + ici, qui réagit le plus avec l'eau.

(0.5pt) 4.3.

pH = pKa + log [NH [NH 4 3 + ] ] éq éq donc [NH [NH 4 3 + ] ] éq éq = 10 (pH –pKa) = 10 5,4-9,2 = 1,58.10

-4

(1pt)

Commentaire : La concentration de NH 3 devant celle de NH 4 + est donc très faible : ceci confirme que l'acide NH 4 + a très peu réagi avec l'eau, et qu'il est donc très faible.

EXERC İCE N°2 : «Etude de solutions» (

10

pts)

1.

HCl étant corrosif et toxique, il faut porter des gants + lunettes, et travailler sous la hotte.

(0.5pt) 2.1.

Un acide fort réagit totalement avec l'eau.

(0.5pt) 2.2.

Le pKa doit être le plus faible de tous puisque l'acide est fort : ici pKa = 0

(0.5pt) 2.3.

HCl (g) + H 2 O (l)  Cl (aq) + H 3 O + (aq)

(1pt) 3.

La quantité n de gaz dissous vaut n 1 = C 1  V 1 = 0,010  0,800 = 8,00.10

-3 mol.L

-1 Donc le volume de gaz dissous est V g = 8,00.10

-3  24,5 = 2,0.10

-1 L

(1pt) 4.

Acide fort: pH = - log c 1 = -log (0,010) = 2,0

(1pt) 5.1.

Puisque la soude est une base forte, pH = 14 + log c = 14 + log (0,010) = 12.

(1pt) 5.2.

Non, puisque la réaction entre un acide fort et une base forte est totale.

(0.5pt) 5.3.

H 3 O + (aq) + HO (aq)  2 H 2 O (l)

(1pt) 5.4.

La réaction étant exothermique, on constate un échauffement de la solution.

(0.5pt) 6.

Si l'acide était fort le pH augmenterait d'une unité après dilution d'un facteur 10 : l'acide est donc faible.

(1pt) 7.1.

L'acide étant faible, il faut réaliser un mélange équimolaire de l'acide et de sa base conjuguée.

(1pt) 7.2.

Le pH est égal au pKa du couple.

(0.5pt)