Corrections 757
Corrections
Interro de cours
1. L’espèce HF est susceptible de céder un proton. Sa réaction avec l’eau est :
HF(aq) + H 2 O(l) = F
–
(aq) + H 3 O
+ (aq) avec K = Ka(HF/F
– ) = 10
−3,2 . Cette réaction n’est donc
pas totale et l’acide est faible. Réponse (b).
2. D’après le diagramme de prédominance, la base F
– prédomine pour pH > pKa = 3,2.
Par ailleurs, pH = pKa + log
[F
– ]
[HF]
donne
[F
– ]
[HF]
= 10
pH−pKa = 10
0,8 6. Réponse (c).
3. HF est un monoacide. Il n’y aura donc que 2 espèces différentes (HF et F
– ) et donc 2 courbes dans le
diagramme de distribution. Il doit vérifier : % F – = % HF pour pH = pKa = 3,2. Réponse (c).
4. L’acide faible doit réagir avec une base suffisamment forte pour s’assurer d’une réaction quantitative.
Choisir une base forte comme la soude est évident, mais il est possible de prendre une base plus faible
comme NH 3 par exemple. En effet, pKa(NH
+
4 /NH 3 ) = 9,2 est suffisamment élevé pour que la réaction
de dosage soit quantitative (K = 10
(9,2−3,2) = 10
6,0 ). Réponses (b) et (c).
5. Lorsque NaOH(s) se dissout dans l’eau, la réaction de dissociation est totale :
NaOH(s)
Na
+ (aq) + OH
–
(aq). Réponse (b).
6. La réaction HF(aq) + OH
– (aq)
F
– (aq) + H 2 O(l) est de constante K =
Ka(HF/F – )
Ka(H 2 O/OH – )
= 10
10,8 .
Réponse (a).
Exercice 28.1
1. Considérons d’une manière générale la réaction d’un acide AH avec une base B
– :
AH + B
– = A
– + BH. Sa constante d’équilibre est K =
[A
− ][BH]
[AH][B − ]
=
[A
− ][H3O
+ ]
[AH]
[BH]
[B − ][H3O + ]
=
Ka
K
a
où Ka désigne la constante d’acidité de AH et K
a celle de BH. On a donc K = 10
−pKa+pK
a . Finalement
K > 1 si pKa < pK
a . L’acide doit donc avoir un pKa inférieur à celui de la base.
La solution A contient l’acide NH
+
4 dont le pKa = 9,25. La seule base avec laquelle il réagit (avec
une constante d’équilibre supérieure à 1) est la base forte OH
– présente dans la solution B et dont le
pK
a = 14,0 : NH
+
4 + OH
– = NH 3 + H 2 O.
La solution C contient l’acide CH 3 CO 2 H dont le pKa = 4,75. Il réagit avec la base HCO
–
3 de la
solution D dont le pK
a = 6,35 : CH 3 CO 2 H + HCO
–
3
= CH 3 CO
–
2 + H 2 CO 3 et avec la base forte
OH
– de la solution B dont le pK
a = 14,0 : CH 3 CO 2 H + OH
– = CH 3 CO
–
2 + H 2 O.
La solution D contient l’acide HCO
–
3 de pKa = 10,33. La seule base avec laquelle il réagit est OH
–
de la solution B dont le pK
a = 14,0 : HCO
–
3 + OH
– = CO
2–
3 + H 2 O.
La solution E contient l’acide fort H 3 O
+ car HCl se dissocie entièrement selon la réaction :
HCl + H 2 O
H 3 O
+ + Cl
–
. Il réagit avec deux bases : solution B : H 3 O
+ + OH
– = 2 H 2 O et
solution D : H 3 O
+ + HCO
–
3
= H 2 O + H 2 CO 3 .
2. L’acide et la base sont introduits en proportions stœchiométriques (10 mL de chaque solution de concentration c sont prélevés). Faisons un tableau d’avancement en quantité de matière pour n0 moles apportées. On note ξe l’avancement de la réaction (en mol) et τe = ξe/n0 le taux d’avancement qui doit être
supérieur à 0,99 à l’équilibre.
AH
B
A
–
BH
Initial
n0
n0
0
0
Final
n0 − ξe
n0 − ξe
ξe
ξe
n0(1 − τe) n0(1 − τe) n0τe n0τe
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1. L’espèce HF est susceptible de céder un proton. Sa réaction avec l’eau est :
HF(aq) + H 2 O(l) = F
–
(aq) + H 3 O
+ (aq) avec K = Ka(HF/F
– ) = 10
−3,2 . Cette réaction n’est donc
pas totale et l’acide est faible. Réponse (b).
2. D’après le diagramme de prédominance, la base F
– prédomine pour pH > pKa = 3,2.
Par ailleurs, pH = pKa + log
[F
– ]
[HF]
donne
[F
– ]
[HF]
= 10
pH−pKa = 10
0,8 6. Réponse (c).
3. HF est un monoacide. Il n’y aura donc que 2 espèces différentes (HF et F
– ) et donc 2 courbes dans le
diagramme de distribution. Il doit vérifier : % F – = % HF pour pH = pKa = 3,2. Réponse (c).
4. L’acide faible doit réagir avec une base suffisamment forte pour s’assurer d’une réaction quantitative.
Choisir une base forte comme la soude est évident, mais il est possible de prendre une base plus faible
comme NH 3 par exemple. En effet, pKa(NH
+
4 /NH 3 ) = 9,2 est suffisamment élevé pour que la réaction
de dosage soit quantitative (K = 10
(9,2−3,2) = 10
6,0 ). Réponses (b) et (c).
5. Lorsque NaOH(s) se dissout dans l’eau, la réaction de dissociation est totale :
NaOH(s)
Na
+ (aq) + OH
–
(aq). Réponse (b).
6. La réaction HF(aq) + OH
– (aq)
F
– (aq) + H 2 O(l) est de constante K =
Ka(HF/F – )
Ka(H 2 O/OH – )
= 10
10,8 .
Réponse (a).
Exercice 28.1
1. Considérons d’une manière générale la réaction d’un acide AH avec une base B
– :
AH + B
– = A
– + BH. Sa constante d’équilibre est K =
[A
− ][BH]
[AH][B − ]
=
[A
− ][H3O
+ ]
[AH]
[BH]
[B − ][H3O + ]
=
Ka
K
a
où Ka désigne la constante d’acidité de AH et K
a celle de BH. On a donc K = 10
−pKa+pK
a . Finalement
K > 1 si pKa < pK
a . L’acide doit donc avoir un pKa inférieur à celui de la base.
La solution A contient l’acide NH
+
4 dont le pKa = 9,25. La seule base avec laquelle il réagit (avec
une constante d’équilibre supérieure à 1) est la base forte OH
– présente dans la solution B et dont le
pK
a = 14,0 : NH
+
4 + OH
– = NH 3 + H 2 O.
La solution C contient l’acide CH 3 CO 2 H dont le pKa = 4,75. Il réagit avec la base HCO
–
3 de la
solution D dont le pK
a = 6,35 : CH 3 CO 2 H + HCO
–
3
= CH 3 CO
–
2 + H 2 CO 3 et avec la base forte
OH
– de la solution B dont le pK
a = 14,0 : CH 3 CO 2 H + OH
– = CH 3 CO
–
2 + H 2 O.
La solution D contient l’acide HCO
–
3 de pKa = 10,33. La seule base avec laquelle il réagit est OH
–
de la solution B dont le pK
a = 14,0 : HCO
–
3 + OH
– = CO
2–
3 + H 2 O.
La solution E contient l’acide fort H 3 O
+ car HCl se dissocie entièrement selon la réaction :
HCl + H 2 O
H 3 O
+ + Cl
–
. Il réagit avec deux bases : solution B : H 3 O
+ + OH
– = 2 H 2 O et
solution D : H 3 O
+ + HCO
–
3
= H 2 O + H 2 CO 3 .
2. L’acide et la base sont introduits en proportions stœchiométriques (10 mL de chaque solution de concentration c sont prélevés). Faisons un tableau d’avancement en quantité de matière pour n0 moles apportées. On note ξe l’avancement de la réaction (en mol) et τe = ξe/n0 le taux d’avancement qui doit être
supérieur à 0,99 à l’équilibre.
AH
B
A
–
BH
Initial
n0
n0
0
0
Final
n0 − ξe
n0 − ξe
ξe
ξe
n0(1 − τe) n0(1 − τe) n0τe n0τe
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