CORRIGES

EXERCICE I :

1.

 Acides selon Brönsted : CH₃COOH (acide acétique), HNO₃(acide nitrique).

En solution ils libèrent un proton H⁺ qui s’associe à l’eau pour former l’ion hydronium H₃O⁺(oxonium).

 Bases selon Brönsted : NH₃(ammoniac) ; KOH (hydroxyde de potassium ou Potasse).

En solution, ils libèrent l’ion HO^- qui fixe un proton H⁺ pour former l’eau.

 Amphotère : H₂O.

2.

a) HCl + H₂O →H₃O+ + Cl^-

b) NaOH → Na⁺ + HO ^–

c) H₂SO₄ + 2H₂O → 2H₃O+ + SO₄^2–

3. Lorsqu'un acide réagit avec l'eau, il y a toujours formation d'ion hydronium H₃O⁺.

     Lorsqu'une base réagit avec l'eau, il y a toujours formation d'ion hydroxyde HO^-.

EXERCICE II :

1.

1.1- volume de chlorure d’hydrogène obtenu

H₂        +        Cl₂     →      2HCl

1mol               1mol             2mol

cm³.

1.2-quantité en moles, de dihydrogène consommé 

2.

2.1-concentration molaire de la solution obtenue 

n=V_HCl/V_m=0,120/24=5.10^-3 mol

c=n/V=510^-3 /0,25=2. 10^-2mol.l^-1.

2.2- concentration des ions hydronium ainsi que celle des ions chlorures

HCl    +  H₂O   →   H₃O⁺  +   Cl^-

  1mol        1mol       1mol

     [H₃O+]=[Cl-]=[HCl]= 2.10^-2mol.l^-1.

EXERCICE III :

1.Hydroxyde de sodium : NaOH

M=23+16+1=40g.mol.l^-1

C=n/V=m/MV=2,3/40x0,15=0,383 mol.l^-1.

2.

2.1-masse de pastilles de soude

C₁=1mol.l^-1

C₁=m/MV=>m=CVM=1x0,1x40=4 g

2.2- concentration molaire des ions hydroxydes dans la solution diluée

C₁V₁=C₂V₂ =>C₂= C₁V₁/V₂=1x10/1000=10^-2 mol.l^-1.

EXERCICE IV :

1. concentration en ions hydronium et hydroxyde

[H₃O⁺]=10^-pH =10^-6,5=3,16.10^-7 mol.l^-1.

[HO⁺][HO^-]=10^-14 =>[HO-]=10^-14/[H3O+]=10^-14/3,16.10^-7 = 3,16.10^-8 mol.l^-1.

2.La concentration des ions hydroxyde dans une solution aqueuse est égale à 10^-4 mol.l^-1.

2,1-Calcul de la concentration des ions hydronium et le pH de cette solution.

[H₃O+][HO-]=10^-14 =>[H₃O⁺]=10^-14/[HO^-]=10^-14/10^-4=10^-10 mol.l^-1.

[H₃O⁺]=10^-pH=10^-10 => pH=10.

2.2- couleur prise dans cette solution :

a- bleu

b-rose violace

c-jaune

2.3-

b- solution d’hydroxyde de sodium car pH>7

EXERCICE V :

1.  concentration C de la solution

M=23+16+1=40g.mol.l^-1

C=n/V=m/MV=2/40x0,25=0,2 mol.l^-1

2. concentrations des ions hydroxyde et hydronium

[HO-]=C=0,2 mol.l^-1

[H₃O⁺] =10^-14/[HO^-]=10^-14/0,2=5.10^-14 mol.l^-1

3. pH de la solution

pH=-log[H₃O⁺]=-log5.10^-14=13,3.

EXERCICE VI :

1. masse de chlorure d’hydrogène et volume d’ammoniac

C_A=C_B =0,1 mol.l-1 //solution decimolaire

V_A=V_B=250 ml

n_A=C_AV_A=0,1x0,25=0,025 mol

n_A=m_A/M_A => m_A=n_AxM_A=0.025x36,5=0,91 g

n_B=C_BV_B=0,1x0,25=0,025 mol

n_B=V_B/Vm  => V_B=n_BVm =0,025x24=0,6 l.

2.équations bilans traduisant l’action de l’eau sur le chlorure d’hydrogène et l’ammoniac.

HCl + H₂O   →H₃O⁺  + Cl^-

NH₃  + H₂O ⇆ NH₄⁺  + HO^-

3.

Acide : Selon la théorie de Bronsted, un acide est tout corps susceptible de céder un proton H⁺ au cours d’une réaction chimique.

Base : Selon la théorie de Bronsted, une base est tout corps susceptible de fixer des protons H⁺ au cours d’une réaction chimique.

4.

Acide: HCl, H₂O  

Base: NH₃, H₂O                     // l’équation de la deuxième réaction traduit un équilibre. Dans ce cas NH₄⁺   est acide au cours de la réaction inverse. C’est l’acide conjugué de la base NH₃ (cours Tle)

5.Amphotère.L’eau est un ampholyte.

6.pH=-logCA=-log0,1=1 // la solution A est acide de pH=-logCa.

7. non, c’est une base faible. La dissociation n’est pas totale. //Pour trouver le pH, la notion de constante d’acidité pKA intervient (cours Tle)

8. le pH de la solution B est supérieur à celui de l’eau pure (pH>7).

EXERCICE VII :

1.

S1 :pH=3,8

S2 :[HO-]=10^-3 mol.l^-1=>[H3O+]=10-14/[HO-]=10-14/10-3=10-11 =>pH=11

S3 :[H₃O⁺]=[HO^-] =>pH=7

S4 :[H₃O⁺]=5.10^-3 mol.l^-1=>pH=-log5.10^-3=2,3

S5 :pH=8

Classement :S2,S5,S3,S1,S4

2.pH=-log2c=-log2x5.10^-4=-log10-3=3         //c’est un diacide.