Acide fort-base forte-réaction entre acide fort et base forte ; dosage

Exercice1

L'iodure d'hydrogène est un acide fort.

On dispose d'une solution commerciale titrant $28\%$ en masse, de densité $d=1.26$ et dénommée solution d'acide iodhydrique.

1. Écrire la réaction de l'iodure d'hydrogène avec l'eau.

2. Quel volume de la solution commerciale faut-il utiliser pour obtenir $1\,L$ d'une solution d'acide iodhydrique de concentration $Ca=5\cdot 10^{-2}mol\cdot L^{-1}$?

3. Calculer le $pH$ de la solution ainsi préparée.

4. On ajoute $25\,mL$ d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration $2\cdot 10^{-2}mol\cdot L^{-1}$ à $20\,mL$ de la solution d'acide iodhydrique préparée.

Déterminer le $pH$ de la solution obtenue

Exercice 2

Solutions commerciales
 
Un flacon d'acide sulfurique concentré porte les indications : $1\,L$ ; $H_{2}SO$ ; masse molaire $98\,g/mol$ ; pourcentage massique $95\%$ ; densité $d=1.84$

1. Détailler le calcul conduisant à la valeur approximative $C_{c}=18\,mol\cdot L^{-1}$ de la concentration molaire
 
2. A partir de cette solution commerciale, on veut préparer $2\,L$ de solution d'acide sulfurique à $0.1\,mol\cdot L^{-1}$

Quel volume $V_{c}$ de la solution commerciale allez-vous prélever ?

3. Quelle est la verrerie nécessaire pour réaliser cette dilution ?

4. On dose par pHmétrie $10\,mL$ de cette solution diluée avec une solution titrée à $0.1\,mol\cdot L^{-1}$ d'hydroxyde de sodium

$-\ $Quelle est la grandeur électrique mesurée par pHmétrie ? Quelle est son unité ?

$-\ $Tracer l'allure de la courbe de ce dosage pHmétrique

$-\ $Préciser les grandeurs mesurées le long des axes et indiquer la valeur du volume atteint à l'équivalence

$NB$ : L'acide sulfurique est un diacide fort
 
Exercice 3

L'hydroxyde de calcium $Ca(OH)_{2}$ donne avec l'eau une réaction totale tant que la solution n'est pas saturée ; la solution obtenue est souvent appelée eau de chaux .

On dissout $0.5\,g$ d'hydroxyde de calcium dans $500\,mL$ d'eau.

1. Écrire l'équation de la réaction de $Ca(OH)_{2}$ avec l'eau.
 
2. Calculer la concentration de la solution A d'hydroxyde de calcium ainsi obtenue

En déduire $[OH^{-}]$ et le $pH$ de la solution $A.$

3. On ajoute, à la solution $A$, $500\,mL$ d'une solution $B$ d'hydroxyde de sodium de $pH$ inconnu.

Le $pH$ de la solution $C$ obtenue est $12.2$

En déduire le $pH$ inconnu

Exercice 4

On désire vérifier l'indication d'une étiquette provenant d'une solution $A$ de soude commerciale dont l'étiquette indique :

$-\ $pourcentage massique en hydroxyde de sodium : $20\%$ ;

$-\ $densité de la solution : $d=1.04$

On propose de doser cette solution par de l'acide nitrique $HNO_{3}$, l'équivalence étant mise en évidence par un indicateur coloré : le $BBT$

1. Mode opératoire

1.1. On demande au préalable de diluer $50$ fois la solution $A$, pour obtenir un volume
$V_{A'}=250\,mL$ d'une solution que l'on note $A$

1.1.1. Décrire le protocole expérimental en précisant le matériel utilisé, choisi dans la liste du matériel disponible (voir ci-après).

1.1.2. Indiquer les précautions à prendre.

1.2. On dose $V_{B}=10.0\,mL$ de la solution A par la solution d'acide nitrique de concentration

$C_{0}=0.0500\,mol/L$

On dispose pour cela d'une burette graduée de $50\,mL$, d'un bécher, d'un agitateur magnétique et d'un flacon de $BBT$

1.2.1. Faire un schéma légendé du dispositif.

1.2.2. Écrire l'équation de la réaction de dosage.

1.2.3. En utilisant les données, préciser ce qui permet d'affirmer qu'on a atteint l'équivalence.

2. Étude de la concentration de la solution de soude

2.1. À l'équivalence le volume d'acide ajouté est $V_{0}\eq=20.6\,mL$
 
Calculer la concentration de la solution $A$ en ions hydroxyde $HO^{-}$

2.2. Calculer la concentration en ions $HO^{-}$ de la solution $A$

2.3. Vérifier que le pourcentage massique en hydroxyde de sodium porté sur l'étiquette est correct.

Données :

Masse volumique de l'eau : $\rho=1.00\,g/cm^{^{3}$
}
Zone de virage du $BBT$ : $6.07.6$ (couleur jaune si $pH<6$, couleur bleue si $pH<7.6$)
 
Masses molaires : $M(H)=1\,g/mol$, $M(Na)=23\,g/mol$, $m(O)=16\,g/mol$
 
Le $pKe$ de l'autoprotolyse de l'eau est $14$ à $25^{\circ}C$

Matériel disponible :

Propipette ; pipettes jaugées de $5\mL$, $10\,mL$, $20\,mL$ ; fioles jaugées de $100\,mL$, $20\,mL$, $250\,mL$ ; béchers de $250\,mL$, $100\,mL$, $150\,mL$ ; bidon d'eau distillée

Exercice 5

Dosage d'un détartrant pour cafetière

Un détartrant pour cafetière vendu dans le commerce se présente sous la forme d'une poudre blanche, l'acide sulfamique, de formule : $H_{2}N\hline\,SO_{3}H$

On considérera cet acide comme un monoacide fort et on pourra le noter $AH$

1.1 Rappeler ce qu'est un acide fort.

1.2.Écrire l'équation-bilan de la réaction entre l'acide sulfamique et l'eau.

2. On dissout : $m=1.50\,g$ de ce détartrant dans de l'eau distillée, à l'intérieur d'une fiole jaugée de $200\,mL.$
 On complète au trait de jauge et on homogénéise la solution Sa obtenue, dont la concentration molaire volumique en acide est notée $Ca$
 
On dose ensuite : $Va=20.0\,mL$ de la solution Sa par une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium (ou soude) de concentration molaire volumique : $C_{b}=0.100\,mol\cdot L$

Écrire l'équation-bilan de la réaction du dosage.

3. A l'équivalence du dosage, on a versé un volume de soude égal à : $V_{éq}=15.2\,mL$

3.1. Donner la définition de l'équivalence d'un dosage.

3.2. Déterminer, en justifiant le calcul, une valeur numérique de la concentration $Ca.$

3.3. En déduire la masse d'acide sulfamique contenue dans l'échantillon dosé.

3.4. Quel est le degré de pureté de la poudre commerciale ?

4. En séance de travaux pratiques, un élève obtient un pourcentage d'acide de $105\%$

Il se dit qu'il a dû commettre des erreurs de manipulation :

$-\ $soit le détartrant n'a pas été totalement dissout lors de la préparation de la solution Sa ;

$-\ $soit le trait de jauge de la pipette jaugée a été nettement dépassé lors du prélèvement des $20.0\,mL$ de la solution Sa.

4.1. Indiquer dans quel sens chacune de ces erreurs influencerait le résultat.

4.2. Si l'on admet qu'une seule de ces erreurs est cause de l'écart, laquelle n'a pu se produire ?

Données :   Masses molaires atomiques :

$M_{N}=14.0\,g\cdot mol^{-1}$ ;

$M_{S}=32.1\,g\cdot mol^{-41}$

$M_{o}=16.0\,g\cdot mol^{-1}$

Exercice 6

N.B : les deux parties de l'exercice sont indépendantes

Partie 1

L'acide tosylique $TsOH$ et un acide fort dans l'eau.

1.1. Écrire l'équation de la réaction qui se produit entre $TsOH$ et l'eau.

1.2. On réalise une solution d'acide tosylique en dissolvant $5.0\cdot 10^{-3}$ de $TsOH$ dans $0.500\,L$ d'eau.

1.2.1. Calculer la concentration de cette solution.

1.2.2. Calculer son $pH.$

1.3. Calculer la masse d'acide tosylique utilisée pour préparer cette solution
$M(TsOH)=172\,g\cdot mol^{-1}$

Partie 2

On réalise le dosage de $V_{B}=20\,mL$ d'hydroxyde de sodium de concentration inconnue, par une solution d'acide chlorhydrique de concentration $0.04\,mol/L$

Les variations du $pH$ en fonction du volume d'acide chlorhydrique versé $V_{A}$ sont données dans le tableau :

$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c| \hline V_{B}(mL)&0&1&2&3&4&5&6&6.5&7&7.5&8&8.5&9&10&11&12\\\hline pH&1.8&1.9&2.0&2.2&2.3&2.5&6.95&10.8&11.1&11.2\\ \hline \end{array}$

1.2.1. Faire le schéma annoté du dispositif expérimental et décrire brièvement le mode opératoire

2.2. Tracer le graphe $pH=f\left(V_{A}\right)$

2.3. Écrire l'équation-bilan de la réaction

2.4. Définir l'équivalence acidobasique

2.5. Déterminer le $pH_{E}$ et le volume $V_{AE}$ à l'équivalence
 
2.6. En déduire la concentration
$C_{B}$ de la solution d'hydroxyde de sodium

Exercice 7

On introduit dans un bécher ,$10\,mL$ d'une solution d'acide nitrique $HNO$, $20\,mL$ d'eau distillée, puis on ajoute à la burette $V_{B}$ d'une solution d'hydroxyde de potassium de concentration $C_{B}=2\cdot 10^{-2} mol\cdot L^{-1}$ en relevant le $pH$ après chaque ajout.

On obtient le tableau suivant :

$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hlineV_{B}(mL)&0&1&2&3&4&5&6&6.5&7&7.5&8&8.5&9&10&11&12\\
\hline pH&1.8&1.9&2.0&2.2&2.3&2.5&2.7&2.7&2.9&3.5&6.95&10.8&11.1&11.2&11.4 8&11.1&11.2&11.4&11.5&11.6&\\ \hline \end{array}$

1. Écrire l'équation- bilan du dosage.

2. Tracer le graphe $pH=f\left(V_{B}\right)$

En déduire le volume équivalent $V_{BE}$

3. Déterminer alors les concentrations molaire et massique de la solution d'acide nitrique.

4. Choisir, dans la liste ci-dessous, un indicateur coloré adapté pour ce dosage.

Justifier la réponse.

$\begin{array}{|c|c|} \hline \text{Indicateur coloré }&\text{Zone de virage }\\ \hline \text{Rouge de méthyle }&4.2-6.2\\ \hline \text{Rouge neutre }&6.8-8.0\\ \hline \text{Jaune d'alizarine }&10.1-12.1 \end{array}$

Exercice 8

On dose $100\,mL$ d'une solution $S_{A}$ d'acide chlorhydrique par une solution $S_{B}$ d'hydroxyde de sodium de concentration $C_{B}=10^{-1}\,mol\cdot L^{-1}$
 
On trace la courbe de la variation du $pH$ en fonction du volume de la base versée.

1.1.  Écrire l'équation de la réaction du dosage.

1.2.  Montrer qu'il s'agit d'une réaction acide-base.

1.3.  Préciser les couples acide/base mis en jeu.

2. La réaction observée est totale.

Justifier.    

3. Déterminer graphiquement les coordonnées du point de l'équivalence.

Quelle est-la concentration de la solution acide $SA$ ?

4. Quel est le $pH$ limite de la solution lorsqu'on continue de verser une très grande quantité de soude

5. A $100\,mL$ de la solution d'acide chlorhydrique étudiée, on ajoute $5\,mL$ de la solution d'hydroxyde de sodium déjà employée.

Déterminer les concentrations des espèces chimiques présentes dans le mélange.

6. On dispose de trois indicateurs colorés : l'hélianthine $\text{(zone de virage : }3.2-4.4)$,

le bleu de bromothymol $\text{(zone de virage : } 6-7.6)$ et la phénolphtaléine $\text{(zone de virage } : 8-10).$
 
Lequel de ces deux indicateurs faut-il utiliser pour effectuer le dosage ?

Justifier