Acides, bases et pKa : exercices de sciences physiques en terminale – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Définis un acide et une base selon Brønsted.
2. Écris la demi-équation du couple NH₄⁺/NH₃.
3. Donne les deux couples auxquels appartient l’eau et le nom de cette propriété.
4. Donne l’expression de la constante d’acidité d’un couple AH/A⁻ dans l’eau.

Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.

a. À 25 °C, une solution de pH = 7 est neutre.
b. Si le pH diminue de 2 unités, la concentration en ions oxonium est divisée par 2.
c. Plus le pK_a d’un couple est petit, plus son acide est fort.
d. Pour pH > pK_a, la forme acide du couple prédomine.
e. Un acide faible réagit totalement avec l’eau.
f. Le pH d’une solution d’acide fort peut dépasser 7 si on la dilue suffisamment.

L’échelle ci-dessous donne le pH mesuré à 25 °C pour quelques liquides.

1. Classe les liquides du plus acide au plus basique. Lesquels sont acides ? basiques ?
2. Calcule la concentration en ions oxonium du vinaigre et du sang.
3. Combien de fois la concentration en ions oxonium du vinaigre est-elle plus grande que celle du sang ?

1. Calcule le pH d’une solution où [H₃O⁺] = 3,2 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹.
2. Calcule [H₃O⁺] pour une solution de pH = 8,30.
3. Une solution a un pH de 11,0. Calcule [H₃O⁺] puis [HO⁻].
4. Une autre solution a [HO⁻] = 2,5 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹. Calcule son pH.

L’acide chlorhydrique est un acide fort. On dispose d’une solution S de concentration c = 2,0 × 10⁻² mol·L⁻¹.

1. Écris l’équation de sa réaction avec l’eau et explique pourquoi [H₃O⁺] = c.
2. Calcule le pH de S.
3. On dilue S 100 fois. Décris le protocole (verrerie, volumes) et calcule le nouveau pH.
4. Peut-on obtenir un pH de 8 en diluant indéfiniment cette solution ? Justifie qualitativement.

1. Écris l’équation de la réaction de l’acide éthanoïque CH₃COOH avec l’eau.
2. Écris l’équation de la réaction de l’ammoniac NH₃ avec l’eau.
3. L’ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ appartient aux couples CO₂,H₂O/HCO₃⁻ et HCO₃⁻/CO₃²⁻. Quel nom porte cette propriété ? Écris les deux demi-équations.
4. Écris l’équation de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac.

1. Calcule K_a pour pK_a = 3,2 (HF/F⁻) et pK_a = 9,2 (NH₄⁺/NH₃).
2. Calcule le pK_a du couple C₆H₅COOH/C₆H₅COO⁻ sachant que K_a = 6,3 × 10⁻⁵.
3. Classe ces trois acides, ainsi que CH₃COOH (pK_a = 4,8), du plus fort au plus faible.

Le diagramme représente le pourcentage des deux formes du couple NH₄⁺/NH₃ en fonction du pH.

1. Attribue chaque courbe à NH₄⁺ ou à NH₃. Justifie.
2. Détermine graphiquement le pK_a du couple.
3. Quelle forme prédomine à pH = 8,0 ? Donne, à partir de la relation pH = pK_a + log([base] ÷ [acide]), le rapport [NH₃] ÷ [NH₄⁺] à ce pH.
4. Quel est le pourcentage de NH₃ à pH = 10,5 ? Compare avec la lecture du graphique.

L’acide lactique (noté AH) a un pK_a de 3,9 à 25 °C ; sa base conjuguée est l’ion lactate.

1. Quelle forme prédomine dans l’estomac (pH = 1,5) ? dans le sang (pH = 7,4) ?
2. Calcule le rapport [A⁻] ÷ [AH] à pH = 6,5.
3. Calcule le rapport [A⁻] ÷ [AH] à pH = 1,5.
4. À quel pH a-t-on [A⁻] = 10 [AH] ?

On mélange 20,0 mL d’une solution d’acide éthanoïque à 0,10 mol·L⁻¹ et 40,0 mL d’une solution d’éthanoate de sodium à 0,10 mol·L⁻¹. Donnée : pK_a(CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,8.

1. Calcule les quantités de matière d’acide et de base dans le mélange.
2. Calcule le pH du mélange.
3. On ajoute 1,0 mL d’acide chlorhydrique à 0,10 mol·L⁻¹. Calcule le nouveau pH en admettant que l’ion H₃O⁺ réagit totalement avec CH₃COO⁻.
4. Quel serait le pH si l’on ajoutait la même quantité d’acide chlorhydrique à 61 mL d’eau pure ? Conclus sur l’intérêt d’une solution tampon.

Données : pK_a(CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,8 ; pK_a(NH₄⁺/NH₃) = 9,2 ; pK_a(HF/F⁻) = 3,2.

1. Écris l’équation de la réaction entre CH₃COOH et NH₃ et calcule sa constante d’équilibre K.
2. Écris l’équation de la réaction entre HF et CH₃COO⁻ et calcule K.
3. Calcule K pour la réaction entre CH₃COOH et F⁻. Peut-on la considérer comme totale ?

Le schéma donne les teintes de trois indicateurs colorés selon le pH (BBT = bleu de bromothymol).

1. Donne la teinte de chaque indicateur dans une solution de pH = 5,0, puis de pH = 9,0.
2. Quel indicateur permettrait de distinguer une solution de pH = 3,0 d’une solution de pH = 5,0 ?
3. On veut repérer par un changement de teinte un pH voisin de 8,75 (titrage de l’acide éthanoïque par la soude). Quel indicateur choisir ? Justifie.
4. Pourquoi le BBT est-il mal adapté à ce repérage ?

On mesure le pH d’une solution d’acide benzoïque C₆H₅COOH, de concentration c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ : pH = 3,12.

1. Écris l’équation de sa réaction avec l’eau.
2. Calcule [H₃O⁺] et le taux d’avancement final τ. L’acide est-il fort ?
3. Déduis les concentrations de toutes les espèces acido-basiques à l’équilibre.
4. Calcule K_a puis pK_a.

Trois solutions d’acides de même concentration c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ ont les taux d’avancement final ci-dessous.

1. Quel acide est un acide fort ? Justifie par la valeur de τ.
2. Classe les trois acides par force croissante et relie ce classement aux pK_a : HF/F⁻ 3,2 ; CH₃COOH/CH₃COO⁻ 4,8.
3. Calcule [H₃O⁺] et le pH de la solution d’acide fluorhydrique.
4. Calcule alors K_a de HF à partir des valeurs de la solution et vérifie la cohérence avec le pK_a donné.

On prépare une solution d’acide méthanoïque HCOOH de concentration c = 5,0 × 10⁻² mol·L⁻¹. Donnée : pK_a(HCOOH/HCOO⁻) = 3,8.

1. Écris l’équation de la réaction avec l’eau et l’expression de K_a.
2. En supposant [H₃O⁺] = [HCOO⁻] et [HCOOH] ≈ c, montre que pH ≈ ½ (pK_a − log c) puis calcule le pH.
3. Calcule le taux d’avancement final et vérifie que l’approximation est acceptable (τ < 10 %).
4. Comment varie le taux d’avancement si l’on dilue 10 fois la solution ?

Une solution d’ammoniac NH₃ de concentration c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ a un pH de 10,6.

1. Écris l’équation de la réaction de l’ammoniac avec l’eau.
2. Calcule [HO⁻] puis le taux d’avancement final.
3. Calcule [NH₃] et [NH₄⁺] à l’équilibre.
4. Calcule K_a du couple NH₄⁺/NH₃ puis son pK_a.

Dans le sang, le couple CO₂,H₂O/HCO₃⁻ a pour pK_a = 6,4. À pH = 7,4, [HCO₃⁻] = 24 mmol·L⁻¹.

1. Calcule le rapport [HCO₃⁻] ÷ [CO₂] à pH = 7,4, puis [CO₂].
2. Lors d’un effort intense, la production d’acide lactique fait chuter ce rapport à 5. Calcule le pH correspondant.
3. Explique pourquoi un pH sanguin inférieur à 7,0 est dangereux alors que la variation calculée paraît faible.

Document. Le désinfectant d’une piscine est l’acide hypochloreux HClO, bien plus efficace que sa base conjuguée, l’ion hypochlorite ClO⁻. Le pK_a du couple HClO/ClO⁻ vaut 7,5. On recommande un pH compris entre 7,2 et 7,6.

1. Quelle forme prédomine à pH = 7,2 ? à pH = 8,0 ?
2. Calcule le pourcentage d’acide hypochloreux à pH = 7,2, puis à pH = 8,0.
3. Explique l’origine de la recommandation sur le pH et ce qui arriverait à l’efficacité du désinfectant si le pH montait à 8,5.

On mélange 50,0 mL d’acide éthanoïque à 0,10 mol·L⁻¹ et 25,0 mL d’hydroxyde de sodium à 0,10 mol·L⁻¹. Donnée : pK_a = 4,8.

1. Écris l’équation de la réaction entre l’acide éthanoïque et les ions hydroxyde et calcule sa constante d’équilibre. Est-elle totale ?
2. Dresse le bilan de matière à l’état final.
3. Calcule le pH du mélange.
4. Pourquoi ce mélange se comporte-t-il comme une solution tampon ?

Tu disposes d’un pH-mètre étalonné, d’une solution d’un acide faible HA de concentration connue, d’une solution d’hydroxyde de sodium de même concentration, d’une burette, de pipettes jaugées et de béchers.

Propose un protocole complet pour déterminer le pK_a du couple HA/A⁻ en t’appuyant sur la relation pH = pK_a + log([A⁻] ÷ [HA]). Précise les quantités à prélever, ce que tu mesures, comment tu en déduis le pK_a et deux sources d’erreur possibles.