H2A prédomine HA- prédomine prédomine pH 7 3,0 4,4

TS_Comprendre 1
2014_2015
Correction : Acides bases : Quelques exercices type bac
Ex oral bac:
1
A1H + H2O A1- + H3O+
2
C1 = n/V = 0.01/0.100 = 0.1 mol/L
3
Acide fort donc pH = -log c = -log(10-1) = 1
4
pH = 2 . –log c = 1 pH n’est pas égal à –log c donc l’acide est faible
5
A2H + H2O
A2- + H3O+
Les espèces présentes sont A2H
H2O
A2- H3O+
Ex Bac : Polynésie 2013
I. Propriétés acido-basiques de l’acide tartrique.
1. L’acide tartrique est caractérisé par deux pKa : pKa(H2A/HA–) = 3,0 ;
pKa (HA-/A2–) = 4,4. Son diagramme de prédominance présente donc trois domaines :
HA
prédomine
H2A
prédomine
4,4
3,0
-
A2
prédomine
7
pH
2–
À pH = 7 , pH > pKa (HA /A ) donc l’espèce prédominante dans le mélange est la forme A 2.
2. Dans ces conditions comme A2 prédomine, l’équation de la réaction entre l’acide tartrique et les ions HO – est celle qui
conduit à la formation de ces ions A2– :
H2A + 2HO–  A2– + 2H2O
(2)
II. Acidité totale d’un vin blanc.
1.
Le dégazage permet d’éliminer le dioxyde de carbone dissous dans le vin (gaz qui participent à son acidité) afin
de ne tenir compte que de l’acidité due essentiellement à l’acide tartrique.
2.
nOH- = C.V
soit nOH- = 0,10015,5103 = 1,55103 mol
Masse d’acide tartrique pouvant réagir avec cette quantité d’ions HO – :
À l’équivalence du dosage de l’acide tartrique par les ions hydroxyde, les réactifs ont été introduits dans les proportions
stœchiométriques de l’équation de la réaction (2) :
H2A + 2HO–  A2– + 2H2O
(2)
Ainsi :
nH2A
1
comme
mH2 A =
soit
3.
=
nHO2
mH2A = nH2A .MH2A
alors
mH2 A =
nHO2
.MH2 A
1,55 ´ 10 -3
´ 150
2
mH2 A = 7,75 ´ 10-4 ´ 150
Acidité totale du vin :
= 0,116 g
pour 20,0 mL de vin.
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Pour 1 L = 1000 mL de vin, la masse d’acide tartrique serait :
0,11625 ´ 1000
20,0
= 5,81 g.
L’acidité totale du vin étudié est donc de 5,81 g.L1.
Ex : Métropole 2013
1. NH2–CO–NH2 + H2O → 2 NH3 + CO2
2. Si l’acide chlorhydrique est un acide fort : pH = –log(c) avec c = 1,0×10–2 mol.L-1.
pH = –log(1,0×10 –2) = 2,0
3. Traçons le diagramme de prédominance du couple NH4+(aq)/NH3(aq)
NH3 prédomine
NH4+ prédomine
pH
pKa = 9,2
À pH = 2 < pKa, l’ion ammonium prédomine.
4. L’ammoniac consomme des ions oxonium, ainsi [H3O+] diminue.
Or pH = – log[H3O+], donc le pH de la solution augmente localement autour de la bactérie.
Correction Bac S 2013 Nouvelle Calédonie
1. L’acide formique en milieu biologique
1.1. Piqûre de fourmi
1.1.1. L’acide formique est un acide selon Brönsted car il peut céder un proton H + suivant la demi-équation : HCO2H = H+
+ HCO2–
1.1.2. L’acide formique réagissant avec l’eau des tissus, l’équation de la réaction chimique à l’origine des brûlures est :
HCO2H (aq) + H2O(l)
HCO2– (aq) + H 3O+ (c’est un équilibre car l’acide formique est un acide faible - cf données
1.2)
21.2. L’estomac du tamanoir
1.2.1. Dans l’estomac des tamanoirs (pH = 2) donc l’espèce prédominante est l’acide formique car pH < pKa (HCO 2H) /
HCO2–).
1.2.2. Méthode 1 (version mathématique)
D’après les données, pH > – log (c) pour une solution aqueuse d’acide faible de concentration c en soluté apporté donc
10–pH < c (par application de la fonction 10–x qui est décroissante d’où le changement de signe)
Dans l’estomac, le pH est proche de 2 donc c > 10–2 mol.L-1
Méthode 2 (version « j’ai compris la notion d’acide faible »)
Si l’acide formique était un acide fort, on pourrait écrire pH = – log c avec c concentration en acide formique apporté donc
c = 10–pH soit c = 10–2 mol.L-1 car pH = 2.
Cependant, l’acide formique est un acide faible : sa réaction avec l’eau n’est pas totale ; pour arriver à un pH aussi acide,
la
concentration
en
acide
formique
apporté
doit
être
supérieure
à
10–2 mol.L-1.
1.2.3. Les tamanoirs se nourissant presque exclusivement de fourmis, ils écrasent les fourmis dans leur bouche et c’est
l’acide formique des fourmis qui permet leur propre digestion en maintenant le pH de l’estomac du tamanoir à une faible
valeur.

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