La combustion complète d'un échantillon d'acide butyrique $(A)$ de masse $m=1.35\,g$ fournit $2.7\,g$ de dioxyde de carbone $CO_{2}$ et $1.1\,g$ d'eau.

 

1) Calculer la masse de carbone d'hydrogène et d'oxygène contenue dans cette échantillon.

 

2) a) En déduire la composition massique centésimale (pourcentage de carbone, d'hydrogène et d'oxygène)

 

b) Montrer que la formule brute de $(A)$ est $C_{4}H_{8}O_{2}$, sachant que sa masse molaire est $M=88g\cdot mol^{-1}$

 

3) Une solution aqueuse $(s)$ obtenue en faisant dissoudre $0.1\,mol$ d'acide butyrique (acide faible) dans $500\,mL$ d'eau.

 

a) Rappeler la définition d'un acide de Bronsted

 

b) Écrire l'équation chimique de la réaction de cet acide dans l'eau

 

c) Quels sont les comptes acide base mis en jeu ?

 

d) Calculer la concentration molaire $C$ de la solution obtenue.

 

On donne : 

 

$M_{H}=1\,g\cdot mol^{-1}$ ; $M_{c}=12\,g\cdot mol^{-1}$ ; $M_{O}=16\,g\cdot mol^{-1}.$

on souhaite préparer $100\,mL$ d'une solution $S_{0}$ d'acide benzoique $C_{6}H_{5}COOH$ de concentration molaire volumique $C_{0}=0.1\,mol\cdot L^{-1}$

 

1) Déterminer la masse de cristaux à peser pour préparer $S_{0}.$

 

2) La solution $S_{0}$ a un $pH=2.6$

 

a) Écrire l'équation bilan de la réaction de l'acide benzoique avec l'eau.

 

Monter que cet acide n'est pas un acide fort.

 

b) Déterminer le coefficient de dissociation $\alpha_{0}=\dfrac{\left[C_{6}H_{5}COO^{-}\right]}{C_{0}}$ de l'acide dans $S_{0}.$

 

3) On réalise une solution $S_{1}$ par dilution au $1/10$ de la solution $S_{0}.$

 

$S_{1}$ a un $pH=3.1.$

 

En déduire le coefficient $\alpha_{1}$ de l'acide dans la solution $S_{1}$ et conclure.

Les mesures sont effectuées à $25^{\circ}C.$

 

Couples acide/base :

 

acide benzoique/ion benzoate : $pKa=4.2$

 

couples de l'eau : $H_{2}O/HO^{-}\ :\ pKa=14$

 

Étude du couple acide benzoique/ion benzoate : $C_{6}H_{5}COOH/C_{6}H_{5}COO^{-}.$

 

1) On mesure le $pH$ d'une solution $S_{1}$ d'acide benzoique de concentration $c_{1}=1.0\cdot 10^{-2}mol\cdot L^{-1}.$

 

Le $pH-$mètre indique $3.1.$

 

a) Pourquoi cette mesure permet-elle d'affirmer que l'acide benzoique est un acide faible dans l'eau ?

 

Justifier.

 

b) Écrire l'équation-bilan de la réaction de l'acide benzoique avec l'eau.

 

Donner l'expression de la constante d'acidité du couple considéré.

2) On mesure ensuite le $pH$ d'une solution $S_{2}$ de benzoate de sodium de concentration $c_{2}=1.0\cdot 10^{-2}mol\cdot L^{-1}.$

 

On trouve $pH=8.1.$

 

Le benzoate de sodium $\left(C_{6}H_{5}COONa\right)$ est un corps pur ionique dont les ions se dispersent totalement en solution.

 

a) Pourquoi la mesure du $pH$ réalisée permet-elle d'affirmer que l'ion benzoate est une base faible dans l'eau ?

 

Justifier.

 

b) Écrire l'équation-bilan de la réaction de l'ion benzoate avec l'eau.

 

Exprimer la constante de cette réaction et calculer sa valeur.

 

3) On ajoute à la solution $S_{1}$ quelques gouttes d'une solution de soude.

 

Le $pH$ prend alors la valeur $5.2.$

 

a) Indiquer, sans calcul, en utilisant une échelle de $pH$, quelle est l'espèce du couple qui prédomine dans la solution obtenue.

 

b) Noter, sur une échelle des $pKa$, les différents couples acide/base qui interviennent dans la solution $S_{1}$ et dans la solution de soude.

 

c) Écrire l'équation- bilan de la réaction acide/base qui se produit lors du mélange de la solution $S_{1}$ et de la solution de soude.

 

$-\ $ Calculer la constante de cette réaction.

 

$-\ $ En déduire si la réaction peut être considérée ou non comme totale.

 

4) On réalise une solution $S$ en mélangeant $20\,cm^{3}$ de solution $S_{1}$ et $20\,cm^{3}$ de solution $S_{2}.$

 

A partir de la réaction se produisent lors du mélange, déduire, sans calcul, que la concentration de l'acide benzoique, dans la solution $S$, est égale à celle de sa base conjuguée.

 

En déduire la valeur du $pH$ de la solution $S.$

On donne $M(C)=12\,g\cdot mol^{-1}$, $M(H)=1\,g\cdot mol^{-1}$ et $M(O)=16\,g\cdot mol^{-1}.$

 

Un acide carboxylique $(A)$ à chaine linéaire, de masse molaire $M=88\,g\cdot mol^{-1}.$

 

1) a) Donner la formule brute d'un acide carboxylique et montrer que sa masse molaire s'écrit sous la forme $M=14n+32$ avec $n$ est le nombre de carbone contenu dans sa formule.

 

b) Déterminer la formule semi- développée et le nom de chaque isomère acide de $(A).$

 

2) L'isomère à chaine ramifié de $(A)$ est obtenu par une réaction chimique à partir d'un alcool $(B).$

 

a) Donner le nom de la réaction.

 

b) Écrire l'équation chimique de cette réaction.

 

c) Donner le nom de l'ester formé.

 

4) On dissout une masse $m$ d'acide $(A)$ dans de l'eau distillée afin de préparer $100\,mL$ de solution de concentration molaire $C=0.01\,mol\cdot L^{-1}.$

 

En mesurant le $pH$ de cette solution, on trouve qu'il est égal à $3.9.$

 

Calculer la masse $m.$

 

b) Calculer la concentration en ions $H_{3}O^{+}.$

 

L'acide $(A)$ est-il faible ou fort ?

 

On rappelle que $\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-pH}$

 

c) Écrire l'équation de dissolution de l'acide $(A)$ dans l'eau.

On dispose du matériel et des produits suivants :

 

$-\ $ Pipettes de $5\,mL$, $10\,mL$ et $2\,mL$

 

$-\ $ Fioles jaugées de $500\,mL$, $250\,mL$ et $100\,mL$

 

$-\ $ Une solution de méthylamine de concentration $C_{1}.$

 

$-\ $ Une solution de base $B$ de concentration $C_{2}.$

 

$-\ $ Eau distillée - des flacons

 

Deux flacons $A$ et $B$ contenant l'un une solution $S_{1}$ de méthylamine et l'autre une solution $S_{2}$ de base $B.$

 

La mesure de $pH$ de la solution $S_{1}$ donne $pH_{1}=11.85$ et celui de $S_{2}$ est $pH_{2}=12.$

 

Afin de connaitre la force de chaque base, on effectue un prélèvement de chaque flacon que l'on soumet à une dilution au dixième.

 

La mesure des $pH$ donne $pH_{1}=11.35$ et celui de $pH_{2}=11.$

 

1) a) Montrer, en le justifiant que le méthylamine est une base faible alors que $B$ est une base forte.

 

b) Calculer $C_{2}.$

 

c) Déduire la démarche expérimentale à suivre, en précisant le matériel choisit pour effectuer la dilution au dixième.

 

2) Établir que le $pH$ de la solution $S_{1}$ vérifie la relation suivante $pH=\dfrac{1}{2}(pKa+pKe+log\,C).$

 

3) A l'aide d'un protocole expérimentale, on mesure le $pH$ d'une solution aqueuse de méthylamine pour différentes valeurs de sa concentration $C.$

 

Les résultats des mesures permettent de tracer la courbe $pH=f(-log\,C).$

 

Déduire de cette courbe la valeur de $pKa$ du couple $CH_{3}NH_{3}^{+}/CH_{3}NH_{2}$ ainsi que la concentration $C$ de la solution $S.$

 

On considère quatre solutions acides, de même concentration $C=10^{-2}mol/L.$

 

Les $pH$ de ces solutions, mesurés à $25^{\circ}C$ sont indiqués dans le tableau suivant :

$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|} \hline \text{Solution d'acide}&A_{1}H&A_{2}H&A_{3}H&A_{4}H\\ \hline pH&3.4&2&5.6&2.9\\ \hline \end{array}$$

 

1) a) Qu'appelle-t-on acide fort ?

 

Qu'appelle-t-on acide faible ?

 

b) En utilisant le tableau ci-dessus, préciser le(s) acide(s) faible(s) et le(s) acide(s) fort(s).

 

2) a) Pour chaque acide faible, calculer le coefficient de dissociation de l'acide dans l'eau.

 

Classer ces acides, selon leur force.

 

b) Écrire une relation entre la constante d'acidité $Ka$ du couple $AH/A^{-}$ et le coefficient de dissociation de l'acide dans l'eau.

 

c) Calculer la constante d'acidité $Ka$ de chaque acide faible.

 

Classer respectivement ces acides selon leur $Ka$ respectives.

 

3) on dilue $10$ fois la solutions $n^{\circ}1$ le $PH$ alors égale à $3.9.$  

 

Quelle est la nouvelle valeur du coefficient de dissociation de l'acide $A_{1}H$

 

Comparer au coefficient de dissociation de l'acide $A_{1}H/A_{1}^{-}.$

On prépare un volume $V_{1}=200\,mL$ d'une solution aqueuse $S$ d'hypo chlorate de sodium $ClONa$ de concentration $C_{0}=10^{-1}\,mol\cdot L^{-1}$, en dissolvant une masse $m$ de ce sel dans l'eau. 

 

Le $pH$ de la solution obtenue est $pH_{0}=9.75.$

 

1) Déterminer la masse $m.$

 

$\left(M_{Cl}=35.5\ ;\ M_{O}=16\text{ et }M_{Na}=23\text{ en }g\cdot mol^{-1}\right).$

 

Écrire l'équation de la réaction qui accompagne la dissolution.

 

4) Donner l'expression de $K_{b}$ en fonction de $Ke$, $pH_{0}$ et $C_{0}$ puis calculer sa valeur.

 

5) On prélève un volume $v_{0}=10\,mL$ et on ajoute un volume $V$ d'eau.

 

Soit $C$ la concentration de la nouvelle solution.

 

a) Donner une relation entre $C$, $C_{0}$, $V_{0}$ et $V.$

 

b) Montrer que $pH=pH_{0}-\dfrac{1}{2}\log\left(1+\dfrac{V}{V_{0}}\right).$

 

c) Calculer le $pH$ de la solution pour $V=90\,mL$ et en déduire les concentrations de $ClO^{-}$ et $HClO.$

Après plusieurs heures de pédalage sous la pluie, le groupe décide de s'arrêter déjeuner dans une auberge.

 

1. Il y a sur la table une bouteille d'eau et un soda.

 

Le $pH$ de l'eau minérale indiqué sur l'étiquette est $6.3.$

 

1.1 Montrer que la concentration en ion oxonium $[H_{3}O^{+}]$ de cette eau minérale est voisine de $5.0\cdot 10^{-7}mol\cdot L^{-1}.$

 

1.2 Calculer la quantité de matière d'ion oxonium $n(H_{3}O^{+})$ contenue dans cette bouteille de volume $V=1.5\,L.$

 

2. Sur l'étiquette du soda on peut lire, entre autre : conservateur : benzoate de sodium.

 

L'ion benzoate $C_{6}H_{5}-COO^{-}$ est une base, il fait partie du couple "acide benzoique/ion benzoate" dont le $pKa$ est $4.2.$

 

2.1 Donner la définition d'une base selon Bronsted.

 

2.2 Écrire la réaction susceptible de se produire entre l'ion benzoate et l'eau.

 

Nommer les produits obtenus.

 

2.3 Donner l'expression littérale de la constante d'acidité du couple acide benzoique/ion benzoate.

 

2.4 Le $pKa$ de ce couple est $4.2.$

 

Représenter sur un axe gradué en $pH$, le diagramme de prédominance de l'acide benzoique et de l'ion benzoate.

 

2.5 Le $pH$ de l'estomac est égal à $2.$

 

En s'aidant du diagramme précédent, dire ce qu'il advient de l'ion benzoate lorsque Rémi a avalé la boisson.

 

Reste-t-il sous forme d'ion benzoate ou se transforme-t-il en acide benzoique ?

 

Justifier.

 

Le repas étant très copieux, le restaurateur propose à Rémi une boisson facilitant la digestion en oubliant de lui dire qu'elle contient de l'alcool.

 

Rémi accepte...

Toutes les solutions sont prises à $25^{\circ}C$, température à laquelle le produit ionique de l'eau pure est $Ke=10^{-14}.$

 

En dissolvant chacune des trois bases $B_{1}$, $B_{2}$ et $B_{3}$ dans de l'eau pure, on prépare respectivement trois solutions aqueuses basiques $(S_{1})$, $(S_{2})$ et $(S_{3})$ de concentrations initiales identiques $C_{1}=C_{2}= C_{3}.$

 

On oublie de coller une étiquette portant le nom de la solution sur chaque flacon. 

 

Seule l'une des bases correspond à une base forte (l'hydroxyde de sodium $NaOH$). 

 

Chacune des deux autres étant une base faible.

 

Pour identifier chaque solution, on mesure son $pH$ et on porte les résultats dans le tableau suivant :

$$\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline &(S_{1})&(S_{2})&(S_{3})\\ \hline pH&11.1&13&10.6\\ \hline \end{array}$$

 

1) a) Classer les bases $B_{1}$, $B_{2}$ et $B_{3}$ par ordre de force croissance ; justifier le choix adopté.

 

b) En déduire celle des trois bases qui correspond à $NaOH$ ; déterminer la valeur de la concentration de sa solution.

 

2) a) Exprimer le $pKa$ d'une solution de base faible $B$ en fonction de son $pH$, de sa concentration initiale $c$ et du $pKe.$

 

$B$ est l'une des deux bases faibles utilisées dans l'expression décrite ci-dessus.

 

On supposera que, suite à la dissolution, la concentration de la base restante est pratiquement égale à $c.$ 

 

b) Calculer le $pKa$ de chacune des deux bases faibles.

 

c) Identifier chacune des deux bases faibles en utilisant la liste des valeurs de $pKa$ de quelques bases consignées dans le tableau suivant :

$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|} \hline &\text{Aziridine}&\text{Morphine}&\text{Ammoniac}&\text{Ephedrine}&\text{Ethylamine}\\ \hline pKa&8.01&8.21&9.25&996&10.7\\ \hline \end{array}$$

Exercice 10

Exercice 11

N.B : 

Exercice 12

Exercice 13

Exercice 14

Exercice 15

Exercice 16