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Exercices Corrigés : Maîtrisez les Réactions Acido-Basiques

Améliorez votre compréhension des réactions acido-basiques avec cette série d'exercices corrigés. Parfait pour la préparation aux examens de chimie au lycée.

Exercice 1 : Calcul de pH d'une solution d'acide fort

Énoncé: Calculez le pH d'une solution d'acide chlorhydrique (HCl) de concentration 0.01 mol/L. Solution: HCl est un acide fort, donc il se dissocie complètement dans l'eau: HCl (aq) → H+(aq) + Cl-(aq) La concentration en ions H+ est donc égale à la concentration de l'acide, soit 0.01 mol/L. pH = -log10[H+] = -log10(0.01) = 2 Réponse: Le pH de la solution est 2.

Exercice 2 : Calcul de pH d'une solution de base faible

Énoncé: Calculez le pH d'une solution d'ammoniac (NH3) de concentration 0.1 mol/L. La constante de basicité (Kb) de NH3 est de 1.8 x 10-5. Solution: NH3 est une base faible, donc elle réagit avec l'eau selon l'équilibre: NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq) Kb = [NH4+][OH-] / [NH3] On pose [OH-] = x. Alors, [NH4+] = x et [NH3] ≈ 0.1 - x ≈ 0.1 (car la dissociation est faible). Kb = x2 / 0.1 => x = √(Kb * 0.1) = √(1.8 x 10-5 * 0.1) ≈ 1.34 x 10-3 mol/L pOH = -log10[OH-] = -log10(1.34 x 10-3) ≈ 2.87 pH = 14 - pOH = 14 - 2.87 ≈ 11.13 Réponse: Le pH de la solution est 11.13.

Exercice 3 : Titrage Acido-Basique

Énoncé: 25 mL d'une solution d'acide sulfurique (H2SO4) de concentration inconnue sont titrés avec une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH) 0.1 mol/L. Le point d'équivalence est atteint après l'ajout de 30 mL de NaOH. Quelle est la concentration de la solution d'acide sulfurique? Solution: L'équation de la réaction est: H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) Au point d'équivalence, le nombre de moles de H2SO4 est la moitié du nombre de moles de NaOH. Nombre de moles de NaOH = concentration * volume = 0.1 mol/L * 0.030 L = 0.003 moles Nombre de moles de H2SO4 = 0.003 moles / 2 = 0.0015 moles Concentration de H2SO4 = nombre de moles / volume = 0.0015 moles / 0.025 L = 0.06 mol/L Réponse: La concentration de la solution d'acide sulfurique est 0.06 mol/L.

Exercice 4 : Solution Tampon

Énoncé: Calculez le pH d'une solution tampon contenant 0.2 mol/L d'acide acétique (CH3COOH) et 0.3 mol/L d'acétate de sodium (CH3COONa). Le pKa de l'acide acétique est de 4.76. Solution: On utilise l'équation de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log10([A-]/[HA]) [A-] = concentration de l'acétate (CH3COO-) = 0.3 mol/L [HA] = concentration de l'acide acétique (CH3COOH) = 0.2 mol/L pH = 4.76 + log10(0.3 / 0.2) = 4.76 + log10(1.5) ≈ 4.76 + 0.18 ≈ 4.94 Réponse: Le pH de la solution tampon est environ 4.94.

Ce qu'il faut retenir

  • Acides forts : pH = -log[acide]. Dissociation complète.
  • Bases faibles : Utiliser Kb et l'équilibre pour calculer [OH-] puis pH = 14 - pOH.
  • Titrage : Utiliser la stœchiométrie de la réaction pour déterminer la concentration inconnue.
  • Tampon : Utiliser l'équation de Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([base]/[acide]).

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FAQ

  • Pourquoi est-il important d'équilibrer l'équation de réaction avant de faire des calculs de titrage?

    L'équilibrage de l'équation de réaction assure que les rapports stœchiométriques entre les réactifs sont corrects. Cela permet de calculer précisément la quantité de titrant nécessaire pour réagir complètement avec l'analyte, et donc d'obtenir une détermination de concentration exacte.
  • Qu'est-ce que le point d'équivalence dans un titrage acido-basique?

    Le point d'équivalence est le point où l'acide et la base ont réagi dans des proportions stœchiométriques exactes. Cela signifie que le nombre de moles d'acide est égal au nombre de moles de base (en tenant compte des coefficients stœchiométriques dans l'équation de réaction). Dans la pratique, on utilise souvent un indicateur coloré pour visualiser le point d'équivalence.