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acides faibles bases faibles cours exercices
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un acide faible, une base faible est partiellement ionisée en solution la réaction avec l'eau est partielle	couple acide base deux espèces sont dites conjuguées si: il y a coexistence de l'acide et de la base conjuguée en équilibre chimique. Les concentrations des éspèces sont liées par la relation : Ka= [base conjuguée]*[H3O+] / [acide] qui peut s'écrire pH=pKa+log([base conjuguée] /[acide] ) pKa = -log Ka Ka = 10-pKa
l'eau est amphotère c' est l'acide conjugué de la base HO- c'est la base conjuguée de l'acide H3O+
quelques couples acide base H2O /HO- pKa=14 NH4+ / NH3 pKa=9,2 H3CCOOH / H3CCOO- pKa=4,8 H3O+ / H2O pKa=0
Comment comparer la force de 2 acides faibles ayant même concentration ? le plus fort donne une solution de pH le plus faible ou bien l'acide est d'autant plus fort que son pKa est petit ( ou que son Ka est grand) Comment comparer la force de 2 bases faibles ayant même concentration ? la plus forte donne une solution de pH le plus grand ou bien la base est d'autant plus forte que son pKa est grand ( ou que son Ka est petit) un indicateur coloré est constitué par un couple acide base dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.
exercice 1 couple acide base - pKa De nombreuses eaux naturelles sont gazeuses car elles contiennent du dioxyde de carbone dissous. Les équilibres sont ( voir ci contre) eau / HO- pKa=14 H3O+ / eau 0 CO2 /HCO3- 6,4 HCO3- /CO32- 10,4 Dans l'équilibre (2) l'eau joue le rôle d'un acide l'ion hydrogénocarbonate est un ampholyte les eaux minérales gazeuse contiennent plus d'ion HCO3- que d'ion CO32- Si on verse du jus de citron dans ces eaux on constate un dégagement gazeux corrigé les 2 premières affirmations sont vraies .Un ampholyte  est une espèce susceptible de se comporter comme un acide ou comme une base (l'eau en est un autre exemple) vrai le pH de ces eaux est voisin de 7 et le pKa du couple cité est égal à 10,4. En dessous de cette valeur, l'acide HCO3- prédomine. vrai l'acide citrique est plus fort que CO2 ; il réagit sur la base HCO3- en donnant du CO2 exercice 2 acide fort et acide faible. On dispose de deux solutions S1 et S2 d'acide de concentration C. On dilue ensuite 100 fois ces solutions. On mesure le pH avant et après dilution. C C /100 pH de S1 2 4 pH de S2 3 4,5 L'acide de la solution S1 est plus forte que l'acide de la solution S2. Les deux acides sont faibles. La concentration C de la solutionS1 est 0,01 mol L-1 A égale concentration et forte dilution , le pH des solutions des deux acides est la même. corrigé à concentration égale la solution acide la plus forte a le plus petit pH. vrai faux S1 est un acide fort: en diluant 100 fois cette solution le pH augmente de 2 unités vrai la relation pH=-log(c) est vérifiée pour S1. vrai à très forte dilution le pH de ces deux solutions se rapproche de 7. exercice 3 couples acide base mélange de solutions On dissout du fluorure d'ammonium dans de l'eau. Les ions fluorure et ammonium se dispersent totalement dans l'eau. vrai ou faux il n'y a pratiquement aucune réaction entre ces ions et les molécules d'eau. Dans une partie de la solution précédente, on verse un peu de soude ; il se produit une réaction totale entre les ions OH- et NH4+. Lors du mélange précédent, la quantité d'ion F- diminue. .On mélange 30 mL de fluorure d'ammonium à ..0,01 mol L-1 et 20 mL de soude à 0,005 mol L-1 ; Le pH final est 9,2. corrigé vrai les acide le plus faible et la base la plus faible sont mis en présence , il n'y a pas de réactions naturelles entre les ions NH4+ et l'eau .d'une part et F- et H2O d'autre part . vrai l' acide le plus fort NH4+ et la base la plus forte OH- sont mis en présence, et l'écart des pKa est voisin de 4,8 ; la réaction entre ces ions est totale. faux la réaction précédente conduit à la formation de NH3, une base et à la disparition d'une partie des ions ammonium. Le pH augmente donc. Or à pH lus élevé , la base F- conjuguée de l'acide HF prédomine de plus en plus. faux on obtient une solution telle que les concentrations de l'ion ammonium et de l'ammoniaque NH3 , la base conjuguée sont différentes. Le pH est différent du pKa du couple NH4+ / NH3. (inférieur car l'ion ammonium, l'acide conjugué prédomine) départ apparaît ou disparaît bilan NH4+ mmol 0,3 -0,1 0,2 HO- mmol 0,1 -0,1 0 NH3 mmol 0 +0,1 0,1 exercice4 réaction prépondérante : pH d'un mélange Considérons un litre de solution obtenue en dissolvant dans l'eau 0,2 mol d'acide éthanoïque, 0,15 mol d'hydroxyde de sodium, 0,02 mol de cyanure de potassium (KCN solide ionique totalement dissocié en solution aqueuse) et 0,16 mol d'éthanoate de sodium. CH3COOH / CH3CO2- pKa = 4,8 ; HCN /CN- pKa = 9,3 Placer sur une échelle des pKa les couples qui interviennent dans la solution. Quelle est la réaction prépondérante. Ecrire l'équation-bilan. Calculer sa constante d'équilibre ou constante de réaction Kr. Conclure. Quelles sont les concentrations des espèces présentes en solution. Déterminer la nouvelle réaction prépondérante. Ecrire l'équation-bilan. Calculer sa constante d'équilibre ou constante de réaction Kr. Conclure. Quelles sont les concentrations des espèces présentes en solution. En déduire le pH de la solution. corrigé La réaction prépondérante a lieu entre l'acide le plus fort et la base la plus forte CN- + H3CCO2H donnent HCN + H3CCO2- Kr=10-4,8 / 10-9,3 = 104,5 réaction totale il reste 0,03 mol ac éthanoique, l'ion CN- étant en défaut il se forme 0,03 mol ion éthanoate et O,03 mol HCN HCN / CN- ........9,3 ac éthanoique/ ion éthanoate ...........4,8 La réaction prépondérante a lieu entre l'acide le plus fort et la base la plus forte CN- + H3CCO2H donnent HCN + H3CCO2- Kr=10-4,8 / 10-9,3 = 104,5 réaction totale il reste 0,03 mol ac éthanoique, l'ion CN- étant en défaut il se forme 0,03 mol ion éthanoate et O,03 mol HCN HCN / CN- ........9,3 ac éthanoique/ ion éthanoate ...........4,8 3 espèces présentes après réaction : CH3COOH ; CH3CO2- ; HCN * l'acide le plus fort est CH3COOH (0,03 mol) * la base la plus forte est CH3CO2- (0,34 mol) pH=pKa+ log[CH3CO2-] / [CH3COOH]=4,8+log(0,34/0,03)= 5,85 exercice 5 acide faible et base faible Un acide faible est-il un acide dilué ? Le pH d'une solution aqueuse d'acide benzoïque de concentration 10-3 mol.L-1 est 3,7. L'acide benzoïque est-il un acide fort ou un acide faible ? Le pH d'une solution aqueuse de méthylamine CH3 -NH2 de concentration 10-2 mol.L-1 est de 11,3. La méthylamine est-elle un acide fort, un acide faible, une base forte ou une base faible ? corrigé La réaction entre un acide (donneur de protons) faible et l'eau n'est pas totale, elle est limitée ce qui conduit à un équilibre chimique. Un acide faible n'est pas un acide dilué. Dans le cas d'un acide fort la réaction avec l'eau est totale et le pH de la solution vérifie la relation pH = - lg c. Ici la concentration est de 10-3 la relation n'est pas vérifiée puisque pH =3,7 . L'acide benzoïque est bien un acide faible. . La méthylamine est bien une base car son pH est supérieur à 7 mais c'est une base faible : dans le cas d'une base forte la réaction avec l'eau est totale et le pH d'une solution de monobase forte vérifie la relation pH = 14 + lg c . Or ici pour 10-2 mol.L-1 le pH est égal à 11,3 au lieu de 12 donc la méthylamine est une base faible . exercice 6 monoéthylamine On prépare une solution aqueuse en dissolvant 0,2 mole de monométhylamine par litre de solution ; la mesure du pH donne la valeur 12 à 25°C. en déduire les espèces chimiques présentes dans la solution. déterminer leurs molarités. comparer les populations en présence. Montrer que la monométhylamine est une base faible; quel est l'acide conjugué ? Déterminer le pK de ce couple. Sachant que le pK du couple NH4+/NH3 est 9,2 quel est, de ces 2 couples, celui qui possède la base la plus forte ? corrigé ion hydronium H3O+ [H3O+] =10-pH = 10-12 mol L-1 minoritaire ion hydroxyde OH- [OH-] [H3O+]=10-14 ; [OH-]=10-2 mol L-1 H3C-CH2-NH2 + H2O en équilibre avec H3C-CH2-NH3+ + OH- [H3C-CH2-NH3+]+[H3O+]=[OH-] solution électriquement neutre [H3C-CH2-NH3+] peu différent de [OH-] =10-2 mol L-1 [H3C-CH2-NH2 ]+[H3C-CH2-NH3+]=0,2 conservation de l'élément carbone [H3C-CH2-NH2 ] =0,2-0,01=0,19 mol L-1 la réaction de la monoéthylamine avec l'eau est partielle : la monoéthylamine est une base faible. pH=pKa + log( [base conjuguée] / [acide] ) pKa=12-log(0,19/0,01)=10,7 le couple qui possède la base la plus forte, est celui qui a le plus grand pKa exercice 7 identifier des solutions Les solutions ont le même volume, la même concentration 0,01 mol L-1, mais sont de nature différente. On mesure leur pH. n° solut 1 2 3 4 5 6 7 pH 2,9 7 5,6 11,3 10,6 3,1 12 acide / base............pKa ................./ méthanamine 10,6 ion ammonium/ ammoniac NH3 9,2 ac benzoique/ ion benzoate 4,2 acide méthanoique/ion méthanoate 3,7 Chaque solution est préparée par dissolution dans l'eau distilée de l'un des corps suivants : NaCl, soude NaOH, chlorure d'ammonium NH4Cl, amoniac, méthanamine H3C-NH2, acide benzoique C6H5COOH, acide méthanoique HCOOH. corrigé solution pH NaCl 7 le pH est égal à 7, milieu neutre. soude 12 base forte pH=14+log[base forte]=12+log(0,01) NH4Cl 5,6 la solution contient l'ion NH4+ acide faible donc pH<7 NH3 10,6 bases faibles de concentration 0,02 donc 7>pH>14+log[base] comparons 2 bases faibles: à concentration égale, la plus faible à le plus petit pKa et le plus petit pH H3C-NH2 11,3 ac benzoique 3,1 acides faibles de concentration 0,02 donc -log[acide]>pH>7 comparons 2 acides faibles: à concentration égale, la plus fort à le plus petit pKa et le plus petit pH HCOOH. 2,9 retour - menu