QCM acide base, concours kiné. En poursuivant votre navigation sur ce site, vous acceptez l’utilisation de Cookies vous proposant des publicités adaptées à vos centres d’intérêts.

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Dosage d'un acide faible de pKa égal  à 1,5 par la soude de concentration 0,10 mol/L. Le couple acide base est noté AH/A- ; la concentration  de la solution est C = 1,0 10-2 mol/L et le pH de la solution est  égal à 2,1. On dose V = 10 mL de la solution acide par la soude de concentration CB = 0,10 mol/L. Quelles sont les propositions exactes ? A l'équivalence le pH est supérieur à 7. Vrai. A l'équivalence on a une solution contenant les ions Na+aq et A-aq. A-aq, base très faible, réagit partiellement avec l'eau : A-aq+ H2O = AH aq + HO-aq. A l'équivalence le pH est inférieur à 7. Faux. Le volume de soude versé à l'équivalence est VB éq = 1 mL. Vrai. A l'équivalence, CV = CB VB éq ; VB éq = CV / CB =0,010*10 /0,1 =1 mL. A la demi équivalence pH = pKa. Faux. Composition du mélange initial : pH = pKa + log ( [A-]i / [AH]i ) ; log ( [A-]i / [AH]i )  = pH-pKa = 2,1-1,5 = 0,6 ; [A-]i / [AH]i =100,6 =3,98 ~4. Dans 10 mL de solution acide initiale il y a donc 4 fois plus d'ion A- que de molécules AH. C'est à dire 0,02 mmol AH et 0,08 mmol A- AH + H2O = H3O+ + A- ; donc la solution initiale contient 0,08 mmol H3O+ et 0,02 mmol AH. La réaction prépondérante est donc : H3O+ + HO- = 2H2O ( dosage acide fort base forte) A la demi-équivalence on a ajouté 0,05 mmol de soude : tous les ions H3O+ ne sont pas encore dosés. Mélange d'acides forts : On mélange V mL d'acide nitrique de concentration C et V mL d'acide chlorhydrique de concentration C. pH du mélange. C = 0,05 mol/L (1 ; 1,3 ; 2 ; 4 ; 7 ) n H3O+ issu de l'acide nitrique :  CV ; n H3O+ issu de l'acide chlorhydrique :  CV ; n H3O+ total = 2 CV dans 2 V mL Concentration [H3O+] = quantité de matière totale / volume total = 2CV / (2V) = C mol/L pH = - log [H3O+]  =-log C = -log 0,05 = 1,3.   A 50 mL d'une solution obtenue en dissolvant 0,164 g de CH3COONa dans 100 mL d'eau distillée, on ajoute 50 mL de solution de HCl à 0,06 mol/L. Quel est le pH de la solution ainsi obtenue ? (2,4 ; 2,6 ; 4,7 ; 2,0 ; 1,70 ) On donne ( pKa(CH3COOH /CH3COO-) =4,7 et M(CH3COONa) = 82 g/mol. CH3COONa(s) =  CH3COO-aq + Na+aq. Quantités de matière initiales : n(CH3COONa(s))= n(CH3COO-aq) =0,164/82 =2,0 10-3 mol dans 100 mL soit 1,0 10-3 mol dans 50 mL. n(H+aq) = 0,050*0,06 = 3,0 10-3 mol. L'acide est en large excès. CH3COO-aq + H+aq = CH3COOH Il reste à la fin 2,0 10-3 mol d'ion H+aq dans 100 mL de solution ; [H+aq] =2,0 10-3 /0,1 = 2,0 10-2 mol/L ; pH = - log0,02 =1,70. On mélange 76 mL de soude NaOH à 0,01 mol/L et 100 mL d'une solution à 0,01 mol/L d'un monoacide faible AH. Le pH de la solution est 5,75. Quel est le pKa du monoacide AH ? (5,75 ; 5,52 ; 5,57 ; 5,05 ; 5,25 ) Quantités de matière initiales : n(HO-aq) = 0,076*0,01 = 7,6 10-4 mol ( en défaut) n(AH) =0,1*0,01 = 10-3 mol. AH + HO-aq = A-aq + H2O (l) Quantités de matière initiales : n(A-aq) =  7,6 10-4 mol ; n(AH) = 10-3 -7,6 10-4 =2,4 10-4 mol pH = pKa + log ([A-aq] / [AH] ; pKa = 5,75 - log (7,6/2,4) =5,75-0,50 = 5,25. On mélange 50 mL d'une solution de HNO3 à 0,01 mol/L et 50 mL d'une solution de HCl à x mol/L. Le pH du mélange est 1,82. Calculer x. ( 0,15 ; 0,10 ; 0,01 ; 0,05 ; 0,02 ) n(H+aq) = 0,05 *0,01 + 0,05 *x  = 0,05(0,01+x) mol ; [H+aq] = n(H+aq) / Vtotal =  0,05(0,01+x) / 0,01 = 0,5(0,01+x) mol/L pH = -log [0,5(0,01+x)] = 1,82 ; 0,5(0,01+x) =1,51 10-2 ; 0,01 +x = 3,03 10-2 ; x =0,02 mol/L. Solution commerciale S0 d'hydroxyde de sodium : densité d=1,33 ; pourcentage massique 30 %. V = 5,0 mL de cette solution sont versés dans une fiole jaugée de 500 mL ; on complète avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. On note S1 cette solution diluée. On dose 20,0 mL d'une solution d'acide méthanoïque par la solution S1. VE = 16,2 mL. Quelle est la concentration (mmol/L) de la solution d'acide méthanoïque ? ( 30 ; 50 ; 80 ; 90 ; 120 ) Solution commerciale : 1 L a une masse de 1,33 kg et contient1,33*0,30 =0,399 kg = 399 g de soude pure. masse molaire NaOH : M = 23+16+1 = 40 g/mol Concentration c0 de la solution : 399 / 40 = 9,975 mol/L. Solution diluée : facteur de silution 500 / 5,0 = 100 Concentration c = c0/100 = 9,975 10-2 mol/L. A l'équivalence : n(NaOH) =n(acide) = 9,975 10-2 *16,2 =1,616 mmol Concentration de l'acide : n(acide) / 20,0 = 1,616 /20,0 =0,081 mol/L = 81 mmol/L. Le dioxyde de carbone gazeux contenu dans l'air se dissout en faible quantité dans l'eau . Il en résulte : CO2(aq) + 2H2O=HCO3-(aq) + H3O+(aq) On mesure à 25 °C sous P=101,3 kPa, le pH d'une eau distillée fraîche vaut : pH=5,1. R= 8,31 S.I ;   CO2(aq) /HCO3-(aq) : pKa = 6,4. Calculer les concentrations ( mol/L) à l'équilibre de CO2(aq) et HCO3-(aq). La solution est électriquement neutre et HO- aq est minoritaire : [H3O+(aq)]éq =[HCO3-(aq)]éq = 10-pH = 10-5,1 =7,94 10-6 mol/L. Ka = [H3O+(aq)]éq [HCO3-(aq)]éq / [CO2(aq)]éq [CO2(aq)]éq = [H3O+(aq)]éq [HCO3-(aq)]éq / Ka =10-10,2 / 10-6,4 =1,58 10-4 mol/L. Taux d'avancement final t de la transformation. [CO2(aq)]initial =[CO2(aq)]éq +[HCO3-(aq)]éq =1,66 10-4 mol/L t = [HCO3-(aq)]éq / [CO2(aq)]initial =7,94 10-6 / 1,66 10-4 = 4,8 10-2. Volume ( mL) de CO2  dissout dans 1 L d'eau distillée. n(CO2 )= 1,66 10-4 mol ;  Equation des gaz parfaits : PV = nRT P = 1,013 105 Pa et T = 273+25 = 298 K V = nRT/P = 1,66 10-4 *8,31*298 / 1,013 105 =4,06 10-6 m3 = 4,06 mL ~ 4,1 mL. Titrage ammoniac - acide chlorhydrique. L'équation support du titrage est : NH3 aq + H3O+aq = NH4+aq + H2O(l). Vrai. L'équation support du titrage est : HO-aq + H3O+aq = 2 H2O(l). Faux. Cette équation correspond au titrage acide fort base forte. Le pH à l'équivalence est plus grand que 7. Faux. La solution contient un acide NH4+aq qui réagit partiellement avec l'eau : NH4+aq + H2O(l) =NH3 aq + H3O+aq ; le pH est un peu inférieur à 7. A la demi équivalence : [NH3 aq]=[NH4+aq]. Vrai A la demi équivalence : [HO-aq]=[H3O+aq]. Faux. ..

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