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🧪 Thème 1 · Chapitre 1

Exercices — Les transformations acidobasiques en solution aqueuse

Commence par les exercices ★, puis monte en difficulté. Les corrections se dévoilent question par question.

Entraînement

1ExerciceDu pH à la concentration0 / 3 corrections affichées

Du pH à la concentration

Énoncé

Un élève mesure le pH de plusieurs solutions aqueuses à 25 °C et veut relier ces mesures à la concentration en ions oxonium H₃O⁺.

Données utiles

  • pH = −log([H₃O⁺] / c°) avec c° = 1 mol·L⁻¹
  • [H₃O⁺] = c° × 10⁻ᵖᴴ

Progression

0 / 3 corrigées
  1. 1

    Une solution contient [H₃O⁺] = 2,5 × 10⁻³ mol·L⁻¹. Calculer son pH.

  2. 2

    Une eau de mer a un pH de 8,3. Calculer [H₃O⁺].

  3. 3

    Le pH d'une solution passe de 3,0 à 5,0. Par combien la concentration en ions oxonium a-t-elle été divisée ?

2ExerciceDilution d'un acide fort0 / 3 corrections affichées

Dilution d'un acide fort

Énoncé

On dispose d'une solution S₀ d'acide chlorhydrique (acide fort) de concentration apportée C₀ = 5,0 × 10⁻² mol·L⁻¹. On veut préparer 100,0 mL d'une solution S₁ dont le pH vaut une unité de plus que celui de S₀.

Données utiles

  • Acide fort : [H₃O⁺] = C
  • Facteur de dilution F = C₀ / C₁ = V₁ / V₀
  • Verrerie : pipettes jaugées 5,0 ; 10,0 ; 20,0 mL — fioles jaugées 50,0 ; 100,0 ; 200,0 mL

Progression

0 / 3 corrigées
  1. 1

    Expliquer ce que signifie « acide fort » et écrire la réaction de HCl avec l'eau.

  2. 2

    Calculer le pH de S₀.

  3. 3

    Déterminer le facteur de dilution et le protocole (verrerie, volumes).

3ExerciceCouples acide/base et réaction0 / 3 corrections affichées

Couples acide/base et réaction

Énoncé

On mélange une solution d'acide éthanoïque CH₃COOH et une solution d'ammoniac NH₃.

Données utiles

  • Couples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ ; NH₄⁺/NH₃ ; H₃O⁺/H₂O ; H₂O/HO⁻ ; CO₂,H₂O/HCO₃⁻ ; HCO₃⁻/CO₃²⁻

Progression

0 / 3 corrigées
  1. 1

    Définir un acide et une base au sens de Brønsted.

  2. 2

    Écrire l'équation de la réaction entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac.

  3. 3

    Parmi les espèces des données, lesquelles sont amphotères ? Justifier.

4ExercicepH d'une solution de soude0 / 2 corrections affichées

pH d'une solution de soude

Énoncé

Une solution d'hydroxyde de sodium (base forte) a une concentration apportée C = 2,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹.

Données utiles

  • Ke = [H₃O⁺][HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C
  • Ke = 2,4 × 10⁻¹⁴ à 37 °C
  • Base forte : [HO⁻] = C

Progression

0 / 2 corrigées
  1. 1

    Calculer [H₃O⁺] puis le pH à 25 °C.

  2. 2

    Quel est le pH d'une solution neutre à 37 °C ? Une solution de pH 7,0 est-elle neutre à cette température ?

5ExerciceQui prédomine ? L'acide méthanoïque0 / 3 corrections affichées

Qui prédomine ? L'acide méthanoïque

Énoncé

L'acide méthanoïque HCOOH (sécrété par les fourmis) forme le couple HCOOH/HCOO⁻.

Données utiles

  • pKa(HCOOH/HCOO⁻) = 3,8
  • pH = pKa + log([A⁻] / [AH])

Progression

0 / 3 corrigées
  1. 1

    Construire le diagramme de prédominance du couple.

  2. 2

    Calculer le rapport [HCOO⁻]/[HCOOH] à pH = 3,0. Conclure.

  3. 3

    À quel pH la base représente-t-elle 90 % de l'espèce ?

6ExerciceL'effet d'une solution tampon0 / 3 corrections affichées

L'effet d'une solution tampon

Énoncé

Une solution tampon de 200 mL contient de l'acide éthanoïque et des ions éthanoate, chacun à 0,10 mol·L⁻¹. On y ajoute 1,0 × 10⁻³ mol d'ions H₃O⁺ (acide fort), sans variation notable de volume.

Données utiles

  • pKa(CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,8
  • pH = pKa + log([A⁻] / [AH])
  • Réaction totale : CH₃COO⁻ + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O

Progression

0 / 3 corrigées
  1. 1

    Déterminer le pH initial du tampon.

  2. 2

    Calculer les quantités de matière d'acide et de base après l'ajout.

  3. 3

    Calculer le nouveau pH, puis le comparer à celui obtenu en ajoutant le même acide à 200 mL d'eau pure.

7ExerciceDéterminer un pKa à partir d'une mesure0 / 2 corrections affichées

Déterminer un pKa à partir d'une mesure

Énoncé

On prépare une solution d'acide éthanoïque de concentration apportée C = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹. Le pH-mètre indique pH = 3,4.

Données utiles

  • CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO⁻ + H₃O⁺
  • Ka = [CH₃COO⁻]éq [H₃O⁺]éq / ([CH₃COOH]éq c°)
  • τ = xf / xmax

Progression

0 / 2 corrigées
  1. 1

    Calculer le taux d'avancement final τ. Conclure sur la force de l'acide.

  2. 2

    Calculer Ka puis pKa.

8ExerciceLe bleu de bromothymol, un couple acide/base coloré0 / 3 corrections affichées

Le bleu de bromothymol, un couple acide/base coloré

Énoncé

Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré : sa forme acide HIn est jaune, sa forme basique In⁻ est bleue. On admet que la teinte d'une forme est perçue seule dès que sa concentration est au moins 10 fois supérieure à celle de l'autre.

Données utiles

  • pKa(HIn/In⁻) = 7,1
  • Phénolphtaléine : zone de virage 8,2 – 10,0
  • Hélianthine : zone de virage 3,1 – 4,4

Progression

0 / 3 corrigées
  1. 1

    Montrer que la zone de virage du BBT s'étend de pH 6,1 à 8,1.

  2. 2

    Calculer le pourcentage de forme basique In⁻ à pH = 6,5.

  3. 3

    Lors d'un titrage, le pH à l'équivalence vaut 8,7. Quel indicateur choisir ? Justifier.

Exercices type bac

Rédactions originales inspirées de sujets d'annales. Le sujet officiel et son corrigé complet sont disponibles sur Labolycée.

1Type bacType bac — L'acide lactique, du yaourt au muscle0 / 5 corrections affichées

Type bac — L'acide lactique, du yaourt au muscle

Énoncé

L'acide lactique, de formule brute C₃H₆O₃, apparaît lors de la fermentation du lait et dans les muscles pendant un effort intense. On le notera AH. Un technicien prépare 500,0 mL d'une solution S d'acide lactique de concentration C = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹, puis mesure son pH à 25 °C : pH = 2,95.

Données utiles

  • Masses molaires : M(H) = 1,0 ; M(C) = 12,0 ; M(O) = 16,0 g·mol⁻¹
  • pKa(AH/A⁻) = 3,9 (valeur tabulée)
  • pH de l'estomac ≈ 1,5 ; pH de l'intestin ≈ 7,0
Exercice original inspiré des sujets de bac sur l'acide lactique (Labolycée)

Progression

0 / 5 corrigées
  1. 1

    Calculer la masse d'acide lactique à peser pour préparer S.

  2. 2

    Écrire l'équation de la réaction de l'acide lactique avec l'eau.

  3. 3

    Calculer le taux d'avancement final. L'acide lactique est-il fort ou faible ?

  4. 4

    Déterminer la valeur expérimentale du pKa et la comparer à la valeur tabulée.

  5. 5

    Sous quelle forme l'acide lactique se trouve-t-il dans l'estomac ? Dans l'intestin ? Calculer le rapport [A⁻]/[AH] dans l'intestin.

2Type bacType bac — L'acidification des océans0 / 5 corrections affichées

Type bac — L'acidification des océans

Énoncé

Depuis le début de l'ère industrielle, les océans absorbent une partie du dioxyde de carbone émis par les activités humaines. Le pH moyen de l'eau de surface est passé d'environ 8,2 à 8,1. Le CO₂ dissous intervient dans deux couples acide/base. Les coraux et les coquillages fabriquent leur squelette en carbonate de calcium CaCO₃ à partir des ions carbonate CO₃²⁻.

Données utiles

  • pKa₁(CO₂,H₂O / HCO₃⁻) = 6,4
  • pKa₂(HCO₃⁻ / CO₃²⁻) = 10,3
  • pH = pKa + log([base] / [acide])
Exercice original inspiré des sujets de bac sur l'acidification des océans (Labolycée)

Progression

0 / 5 corrigées
  1. 1

    Tracer le diagramme de prédominance des trois espèces et identifier l'espèce prédominante dans l'océan.

  2. 2

    Justifier que HCO₃⁻ est une espèce amphotère.

  3. 3

    Calculer la variation relative de [H₃O⁺] quand le pH passe de 8,2 à 8,1.

  4. 4

    Calculer le rapport [CO₃²⁻]/[HCO₃⁻] à pH 8,2 puis à 8,1. Commenter.

  5. 5

    Expliquer la conséquence pour les coraux et les coquillages.