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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 455 — #463
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Exercices Corrigés
CORRIGÉS
de constantes d’équilibres respectives K ◦
1 = 10 14 , K ◦
2 = 10 12,1 et K ◦
3 = 10 12,0 .
6. Le changement de teinte du rouge de crésol est terminé dès que pH = 9, 2. À ce pH, le titrage de la
deuxième acidité de l’acide sulfureux est réalisé. La réaction s’écrit :
HSO
−
3
+ HO
−
=
SO
2−
3
+ H 2 O
de constante d’équilibre K ◦
4 = 10 6,4 .
7. À la première équivalence :
c B V E1 = (2c 1 + c 2 )V 0
et à la deuxième équivalence :
c B (V E2 −V E1 ) = c 2 V 0 .
Application numérique : c 1 = 5,00.10 −2 mol·L −1 et c 2 = 1,50.10 −1 mol·L −1 .
7.15 Propriétés acido-basiques de l’acide aspartique
1. Les réactions s’écrivent :
HOOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COOH + H 2 O
=
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COOH + H 3 O
+
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COOH + H 2 O
=
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COO
−
+ H 3 O
+
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COO
−
+ H 2 O
=
−
OOC−CH(NH 3 )−CH 2 −COO
−
+ H 3 O
+
de constantes d’équilibres respectives égales à K A1 , K A2 et K A3 .
2. La soude possède une concentration qui évolue avec le temps. Elle peut notamment se carbonater :
le dioxyde de carbone atmosphérique qui se dissout possède des propriétés acides et réagit avec les ions
hydroxyde pour conduire à des ions carbonate.
3. Il est possible d’utiliser par exemple un indicateur coloré acido-basique, dont la zone de virage se
situe aux alentours de pH = 6. Il sera alors possible de repérer la fin du titrage des deux acidités de
l’acide oxalique.
4. Un pHmètre est un voltmètre étalonné. La différence de potentiel entre une électrode de mesure
(l’électrode de verre) et une électrode de référence (électrode de potentiel constant, voir cours d’oxydoréduction) est mesurée. Il est nécessaire d’étalonner le pHmètre, car la grandeur affichée (pH) n’est
pas la grandeur mesurée (ddp u). Il existe une relation affine entre u et le pH, de type u = a + bpH. La
phase d’étalonnage permet d’adapter les constantes a et b à partir de deux solutions de pH connu avec
précision (solutions tampon).
5. On repère deux sauts de pH, le premier saut de pH est plus marqué que le second.
6. Les courbes de répartition sont représentées en pointillés.
Nous les désignons dans l’ordre dont leur maximum apparaît sur la figure lorsque le volume de titrant augmente : HOOCCH(NH +
3 )CH 2 COOH, - OOCCH(NH +
3 )CH 2 COOH, - OOCCH(NH +
3 )CH 2 COO –
et - OOCCH(NH 2 )CH 2 COO – . Lorsque le volume de titrant augmente, le pH de la solution augmente et
on rencontre majoritairement des formes de plus en plus basiques.
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CORRIGÉS
de constantes d’équilibres respectives K ◦
1 = 10 14 , K ◦
2 = 10 12,1 et K ◦
3 = 10 12,0 .
6. Le changement de teinte du rouge de crésol est terminé dès que pH = 9, 2. À ce pH, le titrage de la
deuxième acidité de l’acide sulfureux est réalisé. La réaction s’écrit :
HSO
−
3
+ HO
−
=
SO
2−
3
+ H 2 O
de constante d’équilibre K ◦
4 = 10 6,4 .
7. À la première équivalence :
c B V E1 = (2c 1 + c 2 )V 0
et à la deuxième équivalence :
c B (V E2 −V E1 ) = c 2 V 0 .
Application numérique : c 1 = 5,00.10 −2 mol·L −1 et c 2 = 1,50.10 −1 mol·L −1 .
7.15 Propriétés acido-basiques de l’acide aspartique
1. Les réactions s’écrivent :
HOOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COOH + H 2 O
=
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COOH + H 3 O
+
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COOH + H 2 O
=
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COO
−
+ H 3 O
+
−
OOC−CH(NH
+
3 )−CH 2 −COO
−
+ H 2 O
=
−
OOC−CH(NH 3 )−CH 2 −COO
−
+ H 3 O
+
de constantes d’équilibres respectives égales à K A1 , K A2 et K A3 .
2. La soude possède une concentration qui évolue avec le temps. Elle peut notamment se carbonater :
le dioxyde de carbone atmosphérique qui se dissout possède des propriétés acides et réagit avec les ions
hydroxyde pour conduire à des ions carbonate.
3. Il est possible d’utiliser par exemple un indicateur coloré acido-basique, dont la zone de virage se
situe aux alentours de pH = 6. Il sera alors possible de repérer la fin du titrage des deux acidités de
l’acide oxalique.
4. Un pHmètre est un voltmètre étalonné. La différence de potentiel entre une électrode de mesure
(l’électrode de verre) et une électrode de référence (électrode de potentiel constant, voir cours d’oxydoréduction) est mesurée. Il est nécessaire d’étalonner le pHmètre, car la grandeur affichée (pH) n’est
pas la grandeur mesurée (ddp u). Il existe une relation affine entre u et le pH, de type u = a + bpH. La
phase d’étalonnage permet d’adapter les constantes a et b à partir de deux solutions de pH connu avec
précision (solutions tampon).
5. On repère deux sauts de pH, le premier saut de pH est plus marqué que le second.
6. Les courbes de répartition sont représentées en pointillés.
Nous les désignons dans l’ordre dont leur maximum apparaît sur la figure lorsque le volume de titrant augmente : HOOCCH(NH +
3 )CH 2 COOH, - OOCCH(NH +
3 )CH 2 COOH, - OOCCH(NH +
3 )CH 2 COO –
et - OOCCH(NH 2 )CH 2 COO – . Lorsque le volume de titrant augmente, le pH de la solution augmente et
on rencontre majoritairement des formes de plus en plus basiques.
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