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.
Dans les conditions de titrage de la question 45, le pH de la solution à la première demi- neutralisation est égal à 10,30.
VRAI.
A la première demi-neutralisation,
pH = pKa2 donc pH = 10,30.
C’est bien le pH proposé donc la proposition est exacte.
Dans les conditions de titrage de la question 45, l’espèce majoritaire à la première demi- neutralisation est l’hydrogénocarbonate de sodium (de formule NaHCO3).
FAUX.
La réaction qui a lieu au départ s’écrit :
CO32- + H3O+ → HCO3- + H2O
C’est à la neutralisation que CO32- a complétement réagi avec H3O+ si bien que l’espèce prédominante est HCO3- mais pas à la demi-neutralisation.
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
La réaction de l’acétate (de formule CH3COO-) avec de l’acide formique (de formule HCOOH) présents en quantité équimolaire produit quantitativement de l’acide acétique (de formule CH3COOH) et du formiate (de formule HCOO-).
Données :
Le pka du couple acide acétique / acétate est égal à 4,75 (à 25°C).
Le pka du couple acide formique / formiate est égal à 3,75 (à 25°C).
FAUX.
La réaction prépondérante entre deux couples est celle qui a lieu entre l’acide le plus fort (pKa le plus petit) donc ici HCOOH et la base la plus forte, CH3COO-. C’est bien ce qui est proposé ici. Les produits obtenus seront bien CH3COOH et HCOO-.
Par contre la réaction n’est pas quantitative. Pour qu’une réaction le soit, il faut que la constante de réaction K=10ΔpKa
soit > 104, ce qui revient à dire que ΔpKa>4, ce qui n’est pas le cas ici.
Le pH à 25°C d’une solution aqueuse contenant 1 mol.L-1 d’hydroxyde de sodium (NaOH) et 10-3 mol.L-1 d’acide acétique (CH3COOH) est égal à 6,89.
On donne le pKa du couple acide/base à 25°C : 4,74
FAUX.
CH3COOH + HO- → CH3COO- +H2O
La concentration de la base forte (1 M) étant très élevée devant celle de l’acide acétique (10-3 mol/L), on peut s’attendre à coup sûr à un pH basique
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
On établit la courbe de neutralisation d’une solution aqueuse d’acide phosphorique (H3PO4) par l’hydroxyde de sodium (NaOH). La neutralisation de la première acidité peut être révélée par la thymolphtaléine.
On donne les 3 pKa de l’acide phosphorique (H3PO4) à 25°C : pKa1 = 2,2 pka2 = 7,2 pKa3 = 12,3
La zone de virage de l’indicateur coloré thymolphtaléine :
pH = 8,8 – 10,8
FAUX.
Il s’agit du dosage d’un polyacide faible par une base forte. A la 1ère neutralisation, tout l’acide H3PO4 a été neutralisé par la soude et le milieu contient majoritairement les ions H2 PO4-.
Le pH de cet ampholyte a été calculé à la question précédente : pH = 4,7.
L’indicateur coloré le plus adapté doit avoir une zone de virage qui encadre ce pH.
Ce n’est pas le cas de la thymolphtaléine.
