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Chim. N° 05 |
Réactions acido-basiques. Exercices. Correction. |
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Programme 2011 :
Physique et
Chimie
Programme 2020 :
Physique et
chimie
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Pour aller plus loin :
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Mots clés : Réactions acido-basiques ; couples acide-base ; indicateurs colorés ; espèces amphotères ; ampholytes ; espèces conjuguées ; acide ; base ; Bronsted ; Lewis ; ... |
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Établir
une équation de réaction 1)- Ecrire les demi-équations acido-basiques relatives à : a)- L’acide nitreux HNO2 (aq), b)- L’ammoniac NH3 (aq) 2)- En déduire l’équation de la réaction entre l’acide nitreux et l’ammoniac. |
Correction
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1. Demi-équations a)- Acide nitreux : HNO2 = H+ + NO2– b)- Ammoniac : NH3
+
H+
=
NH4+ 2. Réaction : HNO2 (aq) + NH3 (aq) = NO2 – (aq) + NH4+ (aq) |
II
-Exercice 11 page 109
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Illustrer
un intérêt des réactions acido-basiques De très nombreux poissons contiennent une espèce volatile d’odeur désagréable : la triméthylamine CH3)3N, peu soluble dans l’eau. En revanche, l’acétate de triméthylammonium
ou le citrate de
triméthylammonium sont solubles dans l’eau. 1)- Écrire
les équations des réactions de la triméthylamine avec :
a)- L’acide acétique
CH3COOH ; b)- L’acide citrique, noté
HCit pour simplifier. 2)- Justifier
alors l’ajout de vinaigre ou de jus de citron à l’eau utilisée
pour faire cuire un poisson au court-bouillon. |
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1. Triméthylamine avec a)-Acide acétique :
CH3COOH
(aq) + (CH3)3N
(aq)
=
(CH3)3NH+
(aq) +
CH3COO–
(aq) b)-Acide citrique : HCit (aq) + (CH3)3N (aq) = (CH3)3NH+ (aq) + Cit– (aq) 2. Par action d’un acide, la triméthylamine, d’odeur désagréable, se transforme en ion triméthylammonium soluble dans l’eau. Les odeurs désagréables disparaissent. |
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Acide
lactique et méthylamine On mélange un volume V1 = 12,0 mL d’une solution d’acide lactique CH3CH(OH) CO2H (aq), noté AH, de concentration C1 = 0,16 mol / L avec un volume V2 = 23,0 mL d’une solution basique de méthylamine CH3NH2 (aq)
de concentration
C2 = 5,0 × 10–3
mol / L. 1)- Avec
quelle verrerie a-t-on pu mesurer les volumes indiqués ?
2)- Écrire
l’équation de la réaction qui peut se produire. 3)- Établir
la composition finale du système en quantité de matière, puis en concentrations. |
Correction :
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1)- Verrerie utilisée pour mesurer les volumes : - Pipettes graduées de 25 mL ou burette de Mohr de 25 mL 2)- Couples acide / base : - Acide lactique / ion lactate :
AH
=
H+
+ A– - Ion méthylammonium / Méthylamine : CH3NH3+ = CH3NH2 + H+ 3)- équation de la réaction : AH
(aq)
+
CH3NH2
(aq) →
A– (aq)
+ 4)- Composition finale du système :
- Concentrations des différentes espèces chimiques : -
-
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Eau
des piscines Pour abaisser le pH des eaux d’une piscine, on peut utiliser une poudre appelée pH moins qui contient (en masse) 17,8 % de bisulfate de sodium, ou hydrogénosulfate de sodium NaHSO4 (s). On considère que les propriétés acido-basiques de cette poudre sont
dues uniquement à la
présence d’ions hydrogénosulfate
HSO4–. 1)- Écrire
la demi-équation acido-basique relative au couple acide / base :
HSO4–
(aq) / SO42– (aq).
2)- Écrire
l’équation des réactions qui se produisent lorsqu’on introduit
cette poudre dans l’eau.. 3)- On ajoute 500 g de cette poudre dans l’eau d’une piscine de volume 50 m3. Quelles sont les concentrations finales des ions
obtenus, si seules les réactions
envisagées en 2. se produisent ? |
Correction :
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1)- Demi-équation acido-basique :
HSO4–
= SO42– +
H+
2)- équation des réactions :
NaHSO4
(s)
→
HSO4
–
(aq)
+
Na+
(aq)
HSO4–
(aq)
+
H2O –
(ℓ)
→
H3O+
(aq) +
SO42 –
(aq) 3)- Concentration des ions présents. - Quantité de matière de soluté introduit : -
- L’eau étant en large excès, l’ion hydrogénosulfate est le réactif limitant de la réaction. - xmax
= n1
=
n (H3O+) =
n (SO42
–)
=
0,741 mol - Concentration des ions oxonium : - - Le tableau d’avancement de la réaction permet d’écrire : -
[H3O
+]
= [SO42
–]
≈ 1,48
× 10–5
mol
/ L - Pour aller plus loin : - Valeur du pH de la solution : - pH = – log[H3O+] => pH ≈ 4,8 |
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Une
réaction dans un verre d’eau Lorsqu’un comprimé d’aspirine effervescent est introduit dans un verre d’eau, il se produit une réaction acido-basique entre l’aspirine ou l’acide acétylsalicylique C9H8O4
ou
C8H7O2COOH principe actif du
médicament, et l’ion hydrogénocarbonate
HCO3–. On met en contact dans une enceinte fermée (V = 300 mL) un comprimé d’aspirine 500
(contenant 500 mg de principe
actif) et une solution d’hydrogénocarbonate de sodium (V1 = 10 mL ;
C1
= 0,5 mol / L). La réaction est suivie par mesure de la pression à l’intérieur de l’enceinte.
La température expérimentale est constante et égale à
26 ° C, soit 299 K :
1)- Acide
/ base :
a)- Quelle est la base conjuguée de l’aspirine
C9H8O4
ou
C8H7O2COOH ? Écrire la
demi-équation acido-basique correspondante.
b)- Quelle est l’acide conjuguée de l’ion hydrogénocarbonate
HCO3– ? Écrire la
demi-équation acido-basique correspondante.
c)- Écrire l’équation de la réaction acido-basique qui se
produit lors de l’expérience.
d)- Le dioxyde de carbone est peu soluble dans l’eau. Justifier la
méthode utilisée pour suivre la réaction. 2)- Réaction : a)- En utilisant un tableau d’avancement, vérifier que la solution d’hydrogénocarbonate de sodium utilisée
permet la consommation
totale de l’aspirine contenue dans le comprimé.
b)- Comment a-t-on mesuré les 10 mL de la solution : à l’éprouvette
ou à la pipette jaugée. Justifier. 3)- Montrer que, si P (CO2) est exprimé en pascal, en a sensiblement :
- n
(CO2) =
1,21
× 10–7
×
P
(CO2). 4)- On suppose que, pour t = 600 s, la réaction est terminée.
Déterminer la quantité de matière
de dioxyde de carbone formé au cours de la réaction.
5)- Établir
la relation entre la quantité de matière de dioxyde de carbone
n
(CO2) formé et la quantité de matière
d’aspirine consommée n
(asp). 6)- En
déduire la masse d’aspirine contenue dans un comprimé et la
comparer à la valeur donnée dans l’énoncé.
Données
: R = 8,31 S.I
M
(C) = 12,0 g / mol ;
M (H) = 1,00 g / mol ;
M
(O) = 16,0 g / mol |
Correction :
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1)- Acide base : acétylsalicylate a)- Base conjuguée de l’aspirine : - Formule de l’aspirine (acide) :
C8H7
O2COOH
(aq)
+ HCO3–
(aq)
→
C8H7O2COO –
(aq)
+
(CO2
,
H2O) d)- Comme le dioxyde de carbone est peut soluble dans l’eau, on peut suivre l’avancement de la réaction en mesurant la pression du dioxyde de carbone 2)- Tableau d’avancement : - Masse molaire de l’aspirine : M = 180 g / mol
e)- Mesure du volume de solution : - On peut utiliser une éprouvette graduée de 25 mL car il n’est pas nécessaire d’être très précis. - L’hydrogénocarbonate de sodium est le réactif en excès. 3)- Relation : On considère que le dioxyde de carbone se comporte comme un gaz parfait : équation d'état des gaz parfaits : - p.V = n . R . T -
4)- Quantité de matière de dioxyde de carbone formé au cours de la réaction : - Par lecture graphique, on trouve : n (CO2) ≈ 1,21 × 10–3 × 217 × 100 - n (CO2) ≈ 2,63 × 10 – 3 mol 5)- Relation entre n (CO2) et n (asp) consommée. - n
(asp)
= n
(asp)initial
-
n
(asp)final.
- Comme l’aspirine a totalement été consommée, - n (asp) = xmax = n (CO2)final ≈ 2,63 × 10–3 mol - Voir le tableau d’avancement. 6)- Masse d’aspirine : -
m
(asp)
= n
(asp).
M (asp) - m
(asp)
= 2,63
×
10–3
× 180 - m
(asp)
≈
473 mg
au
lieu de 500 mg. - Ceci vient du fait que le dioxyde de carbone est soluble dans l’eau - surtout lorsque le pH de la solution est voisin de 7. - Le dioxyde de carbone ne se dégage pas entièrement. - La solubilité du dioxyde de carbone dans l'eau augmente aussi avec la pression. - Calcul d’erreur : -
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