QCM Acide-Base, chap 5 (2) Flashcards
Le mélange HCl 0,1 M / NaCl 0,1 M est un mélange tampon.
FAUX.
Il s’agit d’un mélange acide fort / base forte et ce type de mélange ne forme jamais de solution tampon. (pas de pKa)
Pour préparer un tampon de pH donné, il faut mélanger des quantités équivalentes d’acide de pKa = pH désiré et de sa base conjuguée.
VRAI.
C’est une possibilité. Une solution tampon a un pH proche du pKa.
On titre (dose) l’acide oxalique 0,1 M (di-acide avec des pKa de 1,27 et 4,27) par NaOH 0,1 M.
le pH à la première neutralisation vaut 1,27.
FAUX.
C’est à la première demi-neutralisation que pH = pKa1 = 1,27.
Une solution aqueuse de carbonate de sodium 0,5 M constitue une solution tampon.
FAUX.
Une solution tampon est composée d’un mélange d’acide et de sa base conjuguée, ce qui n’est pas le cas ici. Le carbonate de sodium est une solution de dibase faible.
On dose une solution d’acide formique 0,1 M (pKa = 3,75) par NaOH 0,2 M. Le pH au point de demi-neutralisation (demi-équivalence) est de 3,75.
VRAI.
Il s’agit du dosage d’un acide faible par une base forte, donc le pH à la demi- neutralisation est égal au pKa du couple, soit 3,75.
Si on dose 25 mL d’acide sulfureux (H2SO3) de concentration 0,05 M par de l’hydroxyde de sodium (NaOH) de concentration 0,1 M, un volume de 25 mL de NaOH sera nécessaire pour neutraliser la première acidité de l’acide sulfureux.
On donne pour l’acide sulfureux à 25°C :
pKa1 = 2 et pKa2 = 6,4.
FAUX.
A la neutralisation, on devrait avoir na = nb , ce qui n’est pas le cas ici donc la proposition est fausse.
On neutralise un litre d’une solution à 1,0.10-1 mol.L-1 d’ammoniac (NH3) par une solution d’acide chlorhydrique. On admet que les variations du volume total sont négligeables. Il en résulte que le pH de la solution est égal à 10,5 après addition de 2,0.10-2 mole d’acide.
On donne pour l’ammoniac à 25°C : pKa = 9,2.
FAUX.
Il s’agit du dosage d’une base faible par un acide fort :
- On neutralise un litre d’une solution à 1,0.10-1 mol.L-1 d’ammoniac (NH3) par une solution d’acide chlorhydrique. On admet que les variations du volume total sont négligeables. Il en résulte que le pH de la solution est égal à 10,5 après addition de 2,0.10-2 mole d’acide.*
- On donne pour l’ammoniac à 25°C : pKa = 9,2.*
Pour la réaction de neutralisation énoncée à la question précédente, il résulte que le pH de la solution est égal à 9,2, après addition d’une quantité totale de 5,0.10-2 mole d’acide chlorhydrique.
VRAI.
On verse na = 5.10-2 mol et on remarque que na = 1⁄2.nb donc on est à la demi-neutralisation,
donc pH = pKa = 9,2.
Le pH d’une solution aqueuse équimoléculaire de NaH2PO4 et Na2HPO4 est égal à 4,65.
On donne pour l’acide phosphorique (H3PO4) à 25°C :
pKa1 = 2,1, pKa2 = 7,2, pKa3 = 12,3.
FAUX.
Le pH proposé correspond à 1⁄2. (pKa1 + pKa2) = 4,65 cad au pH d’un ampholyte.
Or mélanger NaH2PO4 et Na2HPO4 revient à mélanger l’acide H2PO4- et sa base conjuguée
Le pH d’une solution aqueuse de NaH2PO4 à 0,2 mol.L-1 et Na2HPO4 à 0,1 mol. L-1 est égal à 6,9.
Données : pour l’acide phosphorique (H3PO4) à 25°C :
pKa1 = 2,1, pK2 = 7,2, pKa3 = 12,3.
Faux.
On dose 20 mL d’une solution aqueuse d’acide oxalique, diacide faible, à 0,1 mol.L-1 par une solution d’hydroxyde de sodium à 0,1 mol.L-1 . Après addition de 30 mL d’hydroxyde de sodium, le pH est égal à 4,30.
On donne pour l’acide oxalique à 25°C :
pKa1 = 1,42 et pKa2 = 4,30.
VRAI.
On remarque que les deux solutions ont la même concentration : Ca = Cb.
On aurait la 1ère neutralisation (na = nb ⇔ Ca.Va = Cb.Vbe) pour un volume Vbe = Va = 20 mL de soude versée. Le volume à la demi-neutralisation serait donc 1⁄2.Vbe = 10 mL.
Or ici on a un volume total de 30 mL de soude, ce qui correspond au volume versé à (20+10) mL, soit les 20 mL nécessaire à la neutralisation de la 1ère acidité, et les 10 mL nécessaire à la demi-neutralisation de la 2ème acidité. Or on sait qu’à la demi-neutralisation de la 2ème acidité, on a bien pH = pKa2 = 4,30 donc la proposition est exacte.
Pour le dosage énoncé à la question précédente, le pH de la solution est égal à 8,65 après addition de 40 mL d’hydroxyde de sodium.
FAUX.
Un volume total de 40 mL de soude = 2.Vbe donc on est à la neutralisation de la deuxième acidité. En ce point, l’espèce présente dans le mélange est une dibase faible A2-.
Parmi les deux couples acide-base suivants :
Celui qui convient le mieux pour la préparation d’une solution tampon à pH 4,80 est le couple 2.
FAUX.
On prendra plutôt le couple dont le pKa est le plus proche du pH donc le couple 1.
Le pH d’une solution d’un mélange de bicarbonate (ou hydrogénocarbonate) de sodium 0,01 M et de carbonate de sodium 0,1 M est égal à 11,3.
On donne pour l’acide carbonique :
formule chimique H2CO3 pKa1 = 6,3 et pKa2 = 10,3.
VRAI
Le premier point d’équivalence (ou de neutralisation) lors du titrage de l’acide salicylique par l’hydroxyde de sodium (NaOH) peut être révélé expérimentalement par le jaune de méthyle mais pas par la phénolphtaléine.
On donne pour l’acide salicylique :
formule chimique : HO-C6H4-CO2H
pKa1 = 3,0 et pKa2 = 13,6 à 25°C.
On donne pour les indicateurs colorés les zones de virage, à 25° C :
jaune de méthyle : 2,5 < pH < 3,5
phénolphtaléine : 8,0 < pH < 9,9
FAUX.
La zone de virage de l’indicateur coloré doit encadrer le pH à l’équivalence.
A la première neutralisation, le pH est celui de l’ampholyte AH-: pH=1⁄2.(pKa1 +pKa2)=8,3.
La phénolphtaléine (8,0 – 9,9) convient donc mieux.
On établit la courbe de neutralisation du carbonate disodique (de formule Na2CO3) par l’acide chlorhydrique (de formule HCI). Pour cela on utilise 100 mL d’une solution aqueuse de carbonate disodique 0,10 M et une solution aqueuse d’acide chlorhydrique 0,10 M.
Avant le titrage, le pH de la solution acide est de 1 et le pH de la solution basique est de 11,65 (à 25°C).
Données : les deux pka de l’acide carbonique H2CO3 sont égaux à 6,40 et 10,30 (à 25°C).
VRAI.
La dissolution de 0,01 mol de carbonate disodique (de formule Na2CO3) dans 100 mL d’une solution aqueuse d’hydrogénocarbonate de sodium (de formule NaHCO3) 0,10 M conduit à une solution tampon de pH 6,40.
Données : les deux pka de l’acide carbonique H2CO3 sont égaux à 6,40 et 10,30 (à 25°C).
FAUX
On établit la courbe de neutralisation de 100 mL d’une solution aqueuse à 10-2 mol.L-1 d’acide acétique (CH3COOH) par l’hydroxyde de sodium (NaOH). A la demi-neutralisation, 5.10-4 mol de NaOH a été ajouté.
VRAI.
A la demi-neutralisation, la quantité de soude versée représente la moitié de la quantité d’acide présente dans le bécher.
Le pH à 25°C d’une solution aqueuse à 10-2 mol.L-1 de dihydrogénophosphate de sodium (NaH2PO4) est égal à 4,7.
On donne les 3 pKa de l’acide phosphorique (H3PO4) à 25°C : pKa1 = 2,2 pka2 = 7,2 pKa3 = 12,3
VRAI.
Na+ est un ion spectateur et est un ampholyte,
donc pH = 1⁄2. (pKa1 + pKa2 ) = 4,7
La solution obtenue par mélange, à volume égal, d’une solution aqueuse à 0,25 mol.L-1 d’acide benzoïque et d’une solution aqueuse à 0,25 mol.L-1 de benzoate de sodium, a un pH neutre.
On donne la formule de l’acide benzoïque : C6H5COOH
la formule du benzoate de sodium : NaC6H5COO
le pka du couple acide/base à 25°C : 4,2
FAUX.
NaC6H5COO se dissocie dans l’eau pour donner des ions
C6H5COO-. Or C6H5COO- est la base conjuguée de C6H5COOH. Donc il s’agit du mélange d’une solution d’acide faible et de sa base conjuguée. Ils sont dans les mêmes proportions car
n(AH) = C x V = 0,25 mol et n(A-) = 0,25 mol.
On établit la courbe de neutralisation d’une solution aqueuse à 0,25 mol.L-1 d’acide benzoïque par l’hydroxyde de sodium (NaOH). Au point de neutralisation, ou d’équivalence, le pH de la solution est égal à 8,6.
On donne la formule de l’acide benzoïque : C6H5COOH
le pka du couple acide/base à 25°C : 4,2
dans les conditions expérimentales choisies, au point de neutralisation, le volume de la solution titrée a doublé.
VRAI
On titre 100 mL d’une solution aqueuse d’acide formique à 0,01 mol/L par l’hydroxyde de baryum à 0,1 mol/L. A la neutralisation, ou point d’équivalence, le volume d’hydroxyde de baryum ajouté est égal à 10 mL.
On donne la formule de l’acide formique: HCO2H
la formule de l’hydroxyde de baryum : Ba(OH)2
le pka à 25°C du couple acide formique/formiate : 3,8
VRAI
La forme prédominante de l’acide aminé alanine à pH 5 est un zwitterrion. On donne la formule de l’alanine :
H2N-CH(CH3)-CO2H
les pka à 25°C de l’alanine : 2,3 et 9,7
VRAI.
Un pH = 5, correspond à une valeur intermédiaire entre les deux pKa et comme le montre le diagramme de prédominance, c’est la forme zwitterion qui prédomine (charge globale 0).
On titre 10 mL d’une solution d’acide à 0,01 mol/L par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium NaOH à 0,01 mol/L. Au point d’équivalence, le volume de NaOH ajouté sera de 10 mL. On donne la formule de l’acide acétique : CH3CO2H
Le pKa à 25°C du couple acide acétique/acétate : 4,8
VRAI
