Chapitre 16:

Transformations s’effectuant dans les deux sens – Equilibre

chimique
EXERCICE 1
Le pH d’une solution aqueuse d’ibuprofène C13H18O2 de concentration molaire C = 5,0×10-2 mol.L-1 vaut pH = 2,7
à 25C .
1- Ecrire l'équation de la réaction modélisant la transformation entre l’ibuprofène et l'eau
2- Déterminer l’avancement final xf en fonction de pH et V
3- Déterminer xm en fonction C et V
4- Montrer que cette transformation est limitée.
EXERCICE 2
L'acide propanoïque C2H5COOH est un acide gras, utilisé dans la synthèse de certains produits organiques et
pharmaceutiques, de parfums et dans la médecine vétérinaire.
1- On considère, à 25°C, une solution aqueuse (S) d’acide propanoïque de concentration molaire C =2,0.10-
3
mol.L-1 et de volume V =1,0 L. La mesure de la conductivité σ de la solution (S) a donné la valeur σ =
6,2×10-3 S.m-1.
λH3O+ = 35 × 10−3 S. m2 . mol et λC2𝐻5 𝐶𝑂O− = 3,58 × 10−3 S. m2 . mol
1.1. Écrire l’équation chimique modélisant la réaction de l’acide propanoïque avec l’eau
1.2. Dresser le tableau d’avancement de la réaction en utilisant les grandeurs CA, VA, l'avancement x et
l'avancement xéq à l'état d’équilibre du système chimique. Déterminer la valeur de l'avancement maximal
1.3. Vérifier que la valeur de l'avancement à l'état d’équilibre est 1, 6.10-4 mol .
1.4. Calculer la valeur du taux d'avancement final
2- On considère une solution aqueuse (S') d'acide propanoïque de concentration molaire CA=2×10-4 mol.L-1 et de
pH = 4, 3 . On note τ' le taux d'avancement final de la réaction de l'acide propanoïque avec l'eau dans ce cas
2.1. Déterminer la valeur de τ' .
2.2. Comparer les valeurs de τ et τ' . Déduire.
EXERCICE 3
On dispose d’une solution aqueuse (SA) d’acide éthanoïque de concentration molaire CA = 10-2 mol.L-1 .
La mesure de la conductivité de la solution (S) donne la valeur 1, 6×10-2 S.m-1.
Données :
- Toutes les mesures sont effectuées à 25°C.
- λH3O+ = 34,9 × 10−3 S. m2 . mol et λC𝐻3𝐶𝑂O− = 4,09 × 10−3 S. m2 . mol
- On néglige l’influence des ions HO- sur la conductivité de la solution.
1- Ecrire l’équation modélisant la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
2- Montrer que la valeur du pH de la solution (SA ) est pH = 3, 4 .
3- Calculer le taux d’avancement final de la réaction.
EXERCICE 4
On note l’acide Ibuprofène par RCOOH et sa base conjuguée par RCOO-.
Données : M(RCOOH) = 206 g.mol-1
On dissout, dans l'eau pure, un échantillon de masse m = 200 mg d'acide RCOOH, contenu dans un sachet
d'Ibuprofène, pour obtenir une solution aqueuse (S0) de concentration C0 et de volume V0 = 100 mL.
1-1- Calculer C0.
1-2- La mesure du pH de la solution S0 a donné la valeur : pH = 3,17.
a- Vérifier, à l'aide du tableau d'avancement, que la réaction de l’Ibuprofène avec l'eau est limitée.

154
 EXERCICE 5
- On désignera l’acide étudié par AH et sa base conjuguée par A- ;
On prépare une solution (SA) d’acide butanoïque de concentration molaire C A = 10-2 mol.L-1 et de volume VA.
La mesure du pH de la solution (SA) donne pH = 3,41.
1- Construire le tableau d’avancement suivant et le compléter :
2- Donner l’expression de l’avancement xéq à l’équilibre en fonction de VA et [H3O+]éq (Concentration molaire
des ions hydroniums à l’équilibre)
3- Trouver l’expression du taux d’avancement final τ à l’équilibre en fonction de pH et CA, puis calculer sa
valeur. Que conclure ?
EXERCICE 6
On considère une solution (Sa) d’acide méthanoïque de volume V et de concentration molaire C a = 10-2 mol.L-1.
La mesure du pH de cette solution donne : pH = 2,9.
On modélise la réaction entre l’acide méthanoïque et l’eau par l’équation suivante :
− +
𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞) + 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
1- Construire le tableau d’avancement de l’évolution du système.
10−pH
2- Montrer que le taux d’avancement final de cette transformation s’écrit sous la forme 𝜏 = Ca
..
Calculer la valeur de τ, et conclure.
EXERCICE 7
On prépare dans un laboratoire de chimie, une solution aqueuse d’acide butanoïque de volume V et de concentration molaire
C = 1, 0.10-2 mol.L-1 . Le pH de cette solution est : pH = 3, 41 .

EXERCICE 8
La masse molaire de l’acide éthanoïque : M(CH3COOH) = 60 g.mol-1 ;
Les conductivités molaires ioniques : 𝜆𝐻3 𝑂+ = 3,49 × 10−2 𝑆. 𝑚−2 . 𝑚𝑜𝑙 −1 ; 𝜆𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− = 4,09 ×
10−3 𝑆. 𝑚−2 . 𝑚𝑜𝑙 −1
On dispose de deux solutions (S1) et (S2) d’acide éthanoïque.
La conductivité de la solution (S1) de concentration molaire C1 = 5×10-2 mol.L-1 est σ1 = 3,5×10-2 S.m-1.
La conductivité de la solution (S2) de concentration molaire C2 = 5×10-3 mol.L-1 est σ2 = 1,1×10-2 S.m-1.
On considère que la dissolution de l’acide éthanoïque dans l’eau est limitée.
1- Ecrire l’équation modélisant la dissolution de l’acide éthanoïque dans l’eau.
+
2- Trouver l’expression de la concentration molaire effective [H3O ]éq des ions oxoniums à l’équilibre en
fonction de σ et 𝜆𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− et 𝜆𝐻3 𝑂+ .
3- Calculer [H3O+]éq dans chacune des solutions (S1) et (S2).
4- Déterminer les taux d’avancement final τ1 et τ2 de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau dans chacune
des solutions (S1) et (S2). Déduire l’influence de la concentration initiale de la solution sur le taux
d’avancement final.
EXERCICE 9
Toutes les mesures ont été effectuées à 25°C ;

155
Les conductivités molaires ioniques : 𝜆𝐻3 𝑂+ = 3,5 × 10−2 𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1 et 𝜆𝐴− = 3,62 × 10−3 𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1 On
néglige l’influence des ions HO- sur la conductivité de la solution
On considère une solution aqueuse (S) d’acide salicylique de concentration molaire C = 5.10-3 mol.L-1 et de volume
V = 100 mL. La mesure de la conductivité de la solution (S) donne la valeur : σ = 7,18×10-2 S.m-1.
1- Construire le tableau descriptif d’avancement.
2- Exprimer xéq, avancement de la réaction à l’équilibre, en fonction de 𝜆𝐻3 𝑂+ , 𝜆A− , σ et V. Calculer la valeur
de xéq.
3- Montrer que la valeur approximative du pH de la solution (S) est 2,73.
4- Calculer le quotient de la réaction à l’équilibre Qr.éq.
EXERCICE 10
Les conductivités molaires ionique en 𝑆. 𝑚 . 𝑚𝑜𝑙 −1 à θ = 25°C : 𝜆𝐻3 𝑂+ = 3,5 × 10−2et 𝜆𝐴− = 3,23 × 10−3
2

Une bouteille au laboratoire contient une solution aqueuse (S) d’un acide carboxylique AH de
concentration molaire C = 5.10-3mol.L-1 et de volume V = 1 L. Pour reconnaitre cet acide, un technicien de
laboratoire mesure la conductivité de la solution (S), il trouve la valeur : σ = 2,03×10-2 S.m-1.
On modélise la transformation ayant lieu entre l’acide AH et l’eau par l’équation chimique suivante :
+
𝐴𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(ℓ) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + 𝐴−
(𝑎𝑞)
1- Recopier sur votre copie le tableau descriptif suivant et le compléter.
2- Trouver la valeur de l’avancement xeq à l’équilibre.
3- Calculer la valeur du taux d’avancement final de la réaction étudiée. Conclure.
4- S’assurer que la valeur du pH de la solution (S) est : pH = 3,27.
5- Exprimer le quotient de réaction Qr,eq à l’équilibre en fonction de pH et C.
6- En déduire la valeur de pKA du couple (AH/A-) et identifier l’acide étudié.
Valeur de pKA de quelques couples AH/A- :
C6H5COOH/C6C5COO– 𝑯𝑪𝓵𝑶(𝒂𝒒) /𝑪𝓵𝑶−
(𝒂𝒒) 𝑯𝑭(𝒂𝒒) /𝑭−
(𝒂𝒒) 𝑵𝑯+
𝟒 /𝑵𝑯𝟑 𝑨𝑯(𝒂𝒒) /𝑨−
(𝒂𝒒)
4,2 7,3 3,2 9,2 pKA
7- Laquelle des deux espèces AH et A- domine dans la solution (S)? Justifier.
EXERCICE 9
Les conductivités molaires ionique en 𝑆. 𝑚 . 𝑚𝑜𝑙 −1 à θ = 25°C : 𝜆𝐻3 𝑂+ = 3,5 × 10−2et 𝜆𝐴− = 3,23 × 10−3
2

On considère une solution (S) d'acide benzoïque de concentration molaire C = 10 mol.m-3 et de volume V.
La mesure de la conductivité σ de la solution (S) donne : σ = 2,76×10-2 S.m-1 à 25°C. On modélise la
transformation qui se produit entre l'eau et l'acide benzoïque par l’équation de la réaction
+ :
− +
𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(ℓ) ⇌ 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞) + 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
1- Montrer que le taux d'avancement final de la réaction est τ = 0,072.
2- Trouver l'expression du quotient de la réaction à l'équilibre Qr,éq en fonction de C et τ.
3- Déduire la valeur de la constante pKA du couple (C6H5COOH/C6H5COO-).
EXERCICE 11

156
EXERCICE 10

157
 Chapitre 19:

Les transformations associées aux réactions

acido - basiques
EXERCICE 1
L’étiquette d’un médicament fournit l'information "Ibuprofène…. 400 mg ".
On dissout un comprimé contenant l’ibuprofène selon un protocole bien défini afin
d'obtenir une solution aqueuse (S) d’ibuprofène de volume VS =100 mL .
Pour vérifier, la masse d’ibuprofène contenu dans ce comprimé, on procède à un titrage
+
acido-basique du volume VS par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (𝑁𝑎(𝑎𝑞) +
− -1 -1
𝐻𝑂(𝑎𝑞) ) de concentration molaire CB = 1,94.10 mol.L , en utilisant le dispositif
expérimental de la figure (1).
𝑑𝑝𝐻
La figure (2) donne les courbes pH = f (VB) et = g (VB) obtenues lors de ce dosage. Fig 1
𝑑𝑉𝐵
1. Nommer les éléments du dispositif expérimental numérotés 1,2 ,3 et 4
sur la figure (1).
2. Parmi les courbes (1) et (2) de la figure (2), quelle est celle qui
représente pH = f (VB) ?
3. Déterminer graphiquement la valeur du volume VBE, versé à
l'équivalence.
4. Écrire l’équation de la réaction qui a eu lieu lors du dosage sachant
qu'elle est totale.
5. Calculer la valeur de la quantité de matière nA d'ibuprofène dans la
solution(S).
6. Déduire la valeur de la masse m d’ibuprofène dans le comprimé et la
Fig 2
comparer à celle indiquée sur l'étiquette du médicament.
Exercice 2
On s’intéresse dans cet exercice vise à déterminer le pourcentage de l’acide benzoïque pur contenu dans
un échantillon préparé par un chimiste en laboratoire, Données :
𝐾𝐴 (𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂𝐻/𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂− ) = 6,31 × 10−5 et M(𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂𝐻 ) = 122 g.𝑚𝑜𝑙 −1
Détermination du pourcentage d’acide benzoïque pur contenu dans un échantillon de cristaux préparés
Un chimiste a préparé au laboratoire une quantité de cristaux d'acide benzoïque de masse m0 = 244 mg. Après
l'avoir dissout totalement dans de l’eau distillée, il a obtenu une solution aqueuse (S0) de volume V0 =100 mL
et de pH = 2,95.
1. Écrire l'équation de la réaction modélisant la transformation ayant lieu entre l'acide benzoïque C6H5
OOH(aq) et l'eau.
2. Calculer la valeur du pKA du couple 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂𝐻/𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂 −).
3. Déterminer, en justifiant votre réponse, l’espèce du couple 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂𝐻/𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂− ) qui prédomine dans la
solution (S0).
4. Pour connaître la valeur de la masse m d’acide pur présent dans les cristaux préparés, le chimiste a dosé le
+
volume VA =10,0 mL de la solution (S0) par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium 𝑁𝑎(𝑎𝑞) +
− -2 -1
𝐻𝑂(𝑎𝑞) de concentration molaire CB =1,0.10 mol.L . Le volume ajouté à l'équivalence est VBE =18,0 mL.
5. Écrire l’équation de la réaction qui se produit entre l’acide benzoïque𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝑂𝐻𝑎𝑞 et les ions hydroxyde
−
𝐻𝑂(𝑎𝑞) considérée comme totale.

158
 6. Calculer la valeur de la concentration molaire CA de la solution (S0) préparée.
7. En déduire la valeur de la masse m d’acide benzoïque pur présent dans de la solution (S0) de volumeV0.
8. Déterminer la valeur du pourcentage p d’acide benzoïque pur contenu dans les cristaux préparés par le
chimiste.

Exercice 3: Etude de la réaction des ions éthanoate avec l’eau.

On dissout dans l’eau distillée des cristaux d’éthanoate de sodium de masse m = 410 mg pour obtenir une
solution S1 non saturée de volume V= 500 mL et de concentration C1.
On mesure le pH de la solution S1, on trouve pH = 8,4.
1- Ecrire l’équation de la réaction entre les ions éthanoate CH3COO- et l’eau.
2- En utilisant le tableau d’avancement de la réaction, exprimer le taux d’avancement final τ1 de cette réaction
en fonction de Ke, C1 et pH. Calculer τ1.
3- Exprimer la constante d’équilibre K, associée à l’équation de cette réaction, en fonction de C 1 et τ1, puis
vérifier que K = 6,3.10-10.
Données :
- Le produit ionique de l’eau à 25°C est : Ke = 1,0×10-14
- La constante d’acidité du couple CH3COOH/CH3COO- à 25°C est KA1 = 1,6×10-5
- La masse molaire de l’éthanoate de sodium M(CH3COONa) = 82 g.mol-1
Exercice 4 : Etude de quelques propriétés de l’ammoniac et de l’hydroxylamine NH2OH
dissouts dans l’eau
Données : toutes. Les mesures sont effectuées à 25°C.
La constante d’acidité du couple : NH4 / NH3 est KA1
La constante d’acidité du couple : NH3OH/ NH2OH est KA2
Etude de quelques propriétés d’une base dissoute dans l’eau
1- On considère une solution aqueuse d’une base B de concentration C. On note KA la constante d’acidité du
𝐾 (1−𝜏)
couple BH+/ B et l’avancement final de sa réaction avec l’eau. Montrer que : 𝐾𝐴 = 𝑒𝐶.𝜏2
2- On mesure le pH1 d’une solution S1 d’ammoniac NH3 de concentration C = 1,0×10-2 mol.L-1 et le pH2
d’une solution S2 NH2OH ayant la même concentration C; On trouve pH1 = 10,6 et pH2 = 9,0
Calculer les taux d’avancement finaux τ1 et τ2 respectifs des réactions de NH3 et de NH2OH avec l’eau.
3- Calculer la valeur de chacune des constantes pKA1 et pKA2.
Exercice 5 : Etude de la réaction de l’acide benzoïque avec l’eau
• La masse molaire de l’acide benzoïque : M =122g.mol-1
• La conductivité molaire ionique à 25°C : 𝜆𝐻3 𝑂+ = 35,0 𝑚𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1, 𝜆𝐶6𝐻5 𝐶𝑂𝑂− = 3,25 𝑚𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1
,
On dissout une masse m d’acide benzoïque dans l’eau distillée, on obtient une solution S de volume V= 200mL
et de concentration C =1,0×10-2 mol.L-1 .Lorsqu’on mesure la conductivité de la solution S, on trouve 29,0mS.m-
1

1- Calculer la valeur de la masse m.

2- Etablir le tableau d’avancement et calculer le taux d’avancement final de la réaction qui a lieu.
3- Trouver l’expression du pH la solution S en fonction de C et τ. Calculer sa valeur.
4- En déduire la valeur de la constante d’acidité KA du couple C6H5COOH / C6H5COO-.
Exercice 6: Etude d’une solution aqueuse d’acide éthanoïque
On dispose d’une solution aqueuse (SA) d’acide éthanoïque de concentration molaire CA = 10-2 mol.L-1.
La mesure de la conductivité de la solution (SA) donne la valeur σ = 1,6×10-2 S.m-1.
- Toutes les mesures sont effectuées à 25°C. 𝜆𝐻3 𝑂+ = 35,0 𝑚𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1 , 𝜆𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− =
2 −1
4,09 𝑚𝑆. 𝑚 . 𝑚𝑜𝑙 ,
- On néglige l’influence des ions HO-1 sur la conductivité de la solution.
1- Ecrire l’équation modélisant la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
2- Montrer que la valeur du pH de la solution (SA) est pH = 3,4

159
 3- Calculer le taux d’avancement final de la réaction.
4- Trouver l’expression de pKA du couple CH3COOH/CH3COO- en fonction du pH de la solution (SA) et de
CA. Calculer sa valeur.
Exercice 7 :
On mélange le même volume V0 d'une solution aqueuse d'acide éthanoïque CH3COOH et d'une solution
− +
aqueuse du benzoate de sodium 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞) Les deux solutions ont la même concentration molaire C0.
− −5 −
𝐾𝐴1 = 𝐾𝐴 (𝐶𝐻3 𝐶𝑂2 𝐻(𝑎𝑞) /𝐶𝐻3 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) ) = 1,8 × 10 et 𝐾𝐴2 = 𝐾𝐴 (𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2 𝐻(𝑎𝑞) /𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) )=
−5
6,3 × 10
1- Écrire l'équation chimique de la réaction qui se produit entre l'acide éthanoïque et l'ion benzoate.
2- Montrer que l'expression de la constante d'équilibre K associée à l'équation de cette réaction s'écrit 𝐾 =
𝐾𝐴1
puis calculer sa valeur.
𝐾𝐴2
3- Déterminer le taux d'avancement de cette réaction, conclure.
Exercice 8 : Réaction de l’acide éthanoïque et l’ammoniac
On prend de la solution SA, un volume contenant une quantité de matière initiale n0(CH3COOH) = 3×10-4 mol
et on y ajoute un volume de la solution d’ammoniac contenant la même quantité de matière initiale 𝑛𝑖 (𝑁𝐻3 ) =
𝑛0 .
1. Ecrire l’équation modélisant la réaction entre l'acide CH3COOH et la base NH3.
2. Calculer la constante d’équilibre K associée à la réaction étudiée.
√𝐾
3. Montrer que le taux d’avancement final de cette réaction s’écrit sous la forme : τ = 1+√𝐾
−
La constante d'acidité de couple : 𝑝𝐾𝐴1 = 𝑝𝐾𝐴 (𝐶𝐻3 𝐶𝑂2𝐻(𝑎𝑞) /𝐶𝐻3 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) ) = 4,8 ; 𝑝𝐾𝐴2 =
+
𝑝𝐾𝐴 (𝑁𝐻4 /𝑁𝐻3 ) = 9,2
Exercice 9
L’acide benzoïque est un solide blanc de formule C6H5COOH, il est utilisé comme conservateur alimentaire et
il est naturellement présent dans certaines plantes.
Pour simplifier, on symbolise l’acide benzoïque par HA1.
Masse molaire moléculaire de l’acide HA1 : M(HA1) = 122 g.mol-1
Produit ionique de l’eau à 25°C : Ke = 10-14
On dissout une masse m = 305 mg de l’acide benzoïque dans de l’eau distillée pour obtenir une solution aqueuse
SA de volume V = 250 mL.
La mesure du pH de la solution SA donne pH = 3,10.
1.1- Calculer la concentration molaire CA de la solution SA.
1.2- Ecrire l’équation de la réaction de l’acide benzoïque avec l’eau.
1.3- Exprimer la constante pKA du couple HA1/A1- en fonction de CA et τ, le taux d’avancement final de la
réaction d’acide benzoïque avec l’eau.
1.4- Calculer le pKA et déduire l’espèce chimique prédominante dans la solution SA sachant que τ = 7,94%.
Exercice 10
- On représente l’acide lactique CH3 -CH(OH)-COOH par AH et sa base conjuguée par A-;
- La constante d’acidité du couple AH/ A :
KA =10-3,9 ; Indicateur Rouge de
Hélianthine B.B.T
- Zone de virage de quelques coloré crésol
indicateurs colorés : Zone de virage 3 – 4,4 6 – 7,6 7,2 – 8,8
On dose le volume VA =15mL d’une solution aqueuse (SA) d’acide lactique AH de concentration molaire CA
par une solution aqueuse (SB) d’hydroxyde de sodium de concentration molaire CB = 3.10-2 mol.L-1, en suivant
les variations du pH du mélange réactionnel en fonction du volume VB versé de la solution (SB) .
La courbe de la figure ci-dessous, représente les variations du pH en fonction du volume VB au cours du dosage.

160
1- Ecrire l’équation de la réaction de
dosage.
2- Déterminer les coordonnées VBE
et pHE du point d’équivalence.
3- Calculer la concentration CA de la
solution (SA).
4- Choisir, en justifiant la réponse,
l’indicateur coloré adéquat pour
repérer l’équivalence.
[𝐴− ]
5- Trouver le rapport [𝐴𝐻] à l’ajout
du volume VB =10mL, puis
déduire l’espèce chimique
-
prédominante AH ou A

Exercice 11

• pKA(CH3COOH/CH3COO-) = 4,8 ;
Pour déterminer la concentration molaire d’une solution d’acide éthanoïque, on le neutralise par une
+ −
solution d’hydroxyde de sodium (𝑁𝑎(𝑎𝑞) + 𝐻𝑂(𝑎𝑞) ) de concentration molaire Cb = 1,5×10-2 mol.L-1.
On ajoute progressivement, à un volume Va = 10 mL d’une solution d’acide éthanoïque (Sa), de
concentration molaire Ca, un volume vb de la solution (Sb) d’hydroxyde de sodium, puis on mesure le pH du
mélange.
𝑑𝑝𝐻
La figure suivante donne les courbes 𝑝𝐻 = 𝑓(𝑉𝑏 ) et = g(VB) de ce dosage.
𝑑𝑉𝑏
1- Représenter, sur la copie de rédaction, un schéma légendé du dispositif expérimental permettant de réaliser
le dosage acide-base par mesure de pH.
2- Ecrire l’équation modélisant la réaction ayant lieu au cours du dosage, et donner ses deux caractéristiques.
3- Calculer la valeur de la concentration Ca de la solution d’acide éthanoïque.
4- Préciser, en justifiant, laquelle des deux espèces CH3COOH et CH3COO- est dominante dans le mélange
réactionnel à pH = 7.
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻]
5- Trouver, à l’aide de la courbe du dosage, le volume vb à ajouter pour que : [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂−] = 1
3

Exercice 12

161
 Exercice 13
- Le produit ionique de l’eau : Ke =10-14 ;
- On représente l’acide propanoïque C2H5COOH par AH et sa base conjuguée par A;
- La constante d’acidité du couple C2H5COOH(aq) /C2H5COO(-aq) : KA =10-4,9
- Zone de virage de quelques indicateurs colorés :
Indicateur coloré Hélianthine B.B.T Bleu de thymol
Zone de virage 3 – 4,4 6 – 7,6 8 – 9,6

1. 1. Etude de la réaction de l’acide propanoïque avec l’hydroxyde de sodium

On dose le volume VA = 5mL d’une solution
aqueuse (SA) de l’acide propanoïque AH de
concentration molaire CA par une solution
aqueuse (SB) d’hydroxyde de sodium de
concentration molaire CB =5×10-2 mol.L-1, en
suivant les variations du pH du mélange
réactionnel en fonction du volume VB versé de la
solution (SB) .
La courbe de la figure 1, représente les
variations du pH en fonction du volume VB au
cours du dosage.
1.1. Déterminer les coordonnées VBE et pHE du
point d’équivalence.
1.2. En calculant la constante d’équilibre K
associée à la réaction du dosage, montrer
que cette réaction est totale.
1.3. Calculer la concentration CA.
1.4. Choisir, en justifiant la réponse, l’indicateur coloré adéquat pour repérer l’équivalence.
1.5. Préciser, en justifiant la réponse, l’espèce chimique prédominante AH ou A- après l’ajout du volume VB =
7mL.
Exercice 14

162
 On dose, par pH métrie, le volume VA = 15 mL d’une solution aqueuse d’acide salicylique AH, de
+ −
concentration molaire C’A, à l’aide d’une solution d’hydroxyde de sodium (𝑁𝑎(𝑎𝑞) + 𝐻𝑂(𝑎𝑞) ) de
-1
concentration molaire CB = 0,2 mol.L .
Zones de virage de quelques indicateurs colorés:
Indicateur coloré Hélianthine Rouge de bromophénol Rouge de crésol
Zone de virage 3 – 4,4 5,2 – 6,8 7,2 – 8,8
1- Représenter un schéma annoté du dispositif expérimental de ce dosage.
2- Ecrire l’équation modélisant la transformation ayant lieu au cours de ce dosage.
3- La courbe suivante
traduit les variations
du pH du mélange
en fonction du
volume VB de la
solution (SB)
d’hydroxyde de
sodium ajoutée.
3.1- Déterminer les
coordonnées VBE et
pHE du point
d’équivalence.
3.2- Calculer la
concentration
molaire C’A.
3.3- A l’aide du tableau, indiquer l’indicateur coloré convenable à ce dosage en l’absence du pH mètre.
Justifier.
[𝐴− ]𝑒𝑞
3.4- Déterminer le rapport [𝐴𝐻] lorsque le volume de la solution (SB) ajouté au mélange réactionnel est : VB
𝑒𝑞
= 6 mL.
Exercice 15 : Dosage acide-base d’une
solution diluée d’ammoniac.
Pour déterminer la concentration CB d’une solution
commerciale concentrée d’ammoniac, on procède
par dosage acido – basique. On prépare par dilution
𝐶𝐵
une solution S de concentration C ' = 1000
On réalise le dosage pH- métrique d’un volume V =
20 mL de la solution S à l’aide d’une solution SA
d’acide chlorhydrique (H3O+aq +Cl-aq) de
concentration CA = 0,015mol.L-1.
On mesure le pH du mélange après chaque addition
d’un volume d’acide ; Les résultats obtenus
permettent de tracer la courbe de dosage pH = f(VA)
(fig 1). On atteint l’équivalence lorsqu’on ajoute du
dosage.
3-2 En utilisant la valeur du pH correspondant à
l’addition de 5mL d’acide chlorhydrique,
calculer le taux d’avancement final de la
réaction du dosage. Conclure.

163
 3-3 Déterminer le volume VAE En déduire C’et CB.
3-4 Parmi les indicateurs colorés indiqués dans le tableau ci-
dessous, choisir celui qui conviendra le mieux à ce dosage.

Exercice 16
-1
- Masse molaire : M(HCOOH) = 46g.mol .
- Les conductivités molaires ioniques :𝜆𝐻3 𝑂+ = 3,5 × 10−2 𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1 et 𝜆𝐻𝐶𝑂𝑂− = 5,46 ×
10−3 𝑆. 𝑚2 . 𝑚𝑜𝑙 −1
On prépare une solution aqueuse (S) d’acide méthanoïque de concentration molaire C et de volume VS = 1L a
partir une solution commerciale (S0), de concentration molaire C0.
Détermination du pKA du couple HCOOH(aq) / HCOO(-aq) par conductimétrie:
On prend un volume V1 de la solution (S) de concentration C = 4.10-2 mol.L-1, puis on mesure sa
conductivité, on trouve :σ = 0,1S.m-1 .
1- Ecrire l’équation chimique modélisant la réaction de l’acide méthanoïque avec l’eau.
2- Trouver l’expression de l’avancement final xf de la réaction en fonction de σ, 𝜆𝐻3 𝑂+ et 𝜆𝐻𝐶𝑂𝑂− et V1.
3- Montrer que le taux d’avancement final est τ = 6,2%.
4- Trouver l’expression du pKA (HCOOH(aq) / HCOO-(-aq)) en fonction de C et τ. Calculer sa valeur.

Exercice 17
On prépare une solution aqueuse
(SA) d’acide éthanoïque CH3COOH de
volume V = 1L et de concentration
molaire CA, en dissolvant une quantité
de masse m de cet acide dans& l’eau
distillée.
On dose un volume VA = 20mL de
la solution (SA) en suivant les
variations du pH en fonction du
volume VB versé d’une solution
aqueuse d’hydroxyde de sodium Na(+aq)
+HO(-aq) de concentration molaire CB =
2.10-2mol.L-1.
1- Ecrire l’équation chimique
modélisant la réaction du dosage.
2- A partir des mesures obtenues, on
a tracé la courbe (C1) représentant
pH = f(VB) et la courbe (C2)
𝑑𝑝𝐻
représentant 𝑑𝑉 = g(VB)
𝐵
2.1- Déterminer le volume VBE de la solution d’hydroxyde de sodium versé à
l’équivalence.
2.2- Trouver la valeur de la masse m nécessaire à la préparation de la solution (SA).
2.3- Montrer que la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau est limitée.

Exercice 18 : Etude d’une solution aqueuse d’ammoniac et de sa réaction avec un acide.

164
 Le produit ionique de l’eau : Ke = 10-14, On note pKA(NH4+(aq) /NH3(aq)) = pKA1,
pKA(CH3NH3+(aq)/CH3NH2(aq)) = pKA2 = 10,7 .
1- On prépare une solution aqueuse S1 d’ammoniac de concentration molaire C1 = 10-2 mol.L-1. La mesure
du pH de la solution S1 donne la valeur pH1 = 10,6.
1-1- Ecrire l’équation chimique modélisant la réaction de l’ammoniac avec l’eau.
1-2- Trouver l’expression du taux d’avancement final τ1 de la réaction en fonction de C1, pH1 et Ke . Vérifier
que τ1 = 4%.
1-3- Trouver l’expression de la
constante d’équilibre K
associée à l’équation de la
réaction en fonction de C1 et
de τ1. Calculer sa valeur.
2- On dilue la solution S1, on
obtient alors une solution S2. On
mesure le pH de la solution S2 et
on trouve pH2 = 10,4.
Les courbes de la figure ci-dessous
représentent le diagramme de distribution de la forme acide et de la forme basique du couple NH4+(aq) /
NH3(aq) .
2.1. Associer, en justifiant, la forme basique du couple NH4+(aq) / NH3(aq) à la courbe qui lui correspond.
2.2. A l’aide des courbes représentées sur la figure, déterminer : pKA1.
Exercice 19
Etude de la solution d’ammonique
par une solution d’acide
chlorhydrique.
On titre par pH métrie, un volume VB
= 30 mL de la solution (S’B)
d’ammoniaque, de concentration
molaire C’B, à l’aide d’une solution
(SA) d’acide chlorhydrique de
concentration molaire CA = 2.10-2
mol.L-1.
1- Ecrire l’équation chimique
modélisant ce dosage.
2- La courbe de la figure 1 représente
les variations du pH du mélange en
fonction du volume VA de la
solution (SA) d’acide chlorhydrique
ajoutée.
a- Déterminer les coordonnées
VAE et pHE du point
d’équivalence.
b- Calculer C’B.
c- Indiquer, en justifiant,
l’indicateur coloré convenable
à la réalisation de ce dosage en
l’absence du pH mètre.
d- Déterminer le volume VA1
d’acide chlorhydrique qu’il
faut ajoute pour que : [𝑁𝐻4+ ] = 15[𝑁𝐻3 ] se réalise dans le mélange réactionnel.
165
Toutes les mesures ont été faites à 25°C ;
Le produit ionique de l’eau Ke = 10-14
+
La constante pKA du couple 𝑁𝐻4(𝑎𝑞) /𝑁𝐻3 :𝑝𝐾𝐴 = 9,2
Les zones de virage de quelques indicateurs colorés :
Indicateur coloré Hélianthine Rouge de chlorophénol Bleu de bromothymol Phénol phtaléine
Zone de virage 3,1 – 4,4 5,2 – 6,8 6,0 – 7,6 8,2 - 10
Exercice 20
1- Étude d’un système chimique à l’état d’équilibre
On considère une solution aqueuse (S0) d’ammoniac NH3, de volume V0 et de concentration molaire 𝐶0 =
1,0 × 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 . Le pH de cette solution à 25°C vaut pH = 10,6.
1.1. Écrire l’’équation de la réaction modélisant la transformation entre l’ammoniac et l’eau
1.2. Construire le tableau d’avancement
1.3. Calculer le taux d’avancement de cette réaction
1.4. Calculer la concentration molaire effective des ions ammonium 𝑁𝐻4+ à l’etat d’équilibre du système.
1.5. Calculer la constante d’équilibre K et déduire la valeur de pKA la constate d’acidité du couple 𝑁𝐻4+ /𝑁𝐻3
1.6. On mélange un volume de la solution (S0) d’ammonium avec un volume d’une solution de chlorure
+ −
d’ammonium (𝑁𝐻4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙(𝑎𝑞) ). le pH du mélange est pH = 6,2. Tracer le diagramme de prédominance
+
du couple 𝑁𝐻4 /𝑁𝐻3 . En déduire l’espèce prédominante de ce couple dans le mélange.
2- Dosage d’un engrais :
Le nitrate d’ammonium 𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 est un composée ionique présent dans divers engrais. Un sac d’engrais porte
l’indication suivantes : « pourcentage en masse 75% de nitrate d’ammonium ».
Pour vérifier le pourcentage massique en nitrate d’ammonium indiqué par le producteur, on prépare une solution
aqueuse (SA) par dissolution de la masse m=15,0g d’engrais dans le volume V0 = 1L d’eau distillée. On dose les ions
ammonium 𝑁𝐻4+ présent dans un volume VA = 10,0 mL de la solution (SA) par une solution aqueuse (SB) d’hydroxyde
+ −
de sodium 𝑁𝑎(𝑎𝑞) + 𝐻𝑂(𝑎𝑞) de concentration molaire CB = 0,10 mol.L-1. Le volume de la solution (SB) versé à
l’équivalence est VBE = 14,0mL.
Donnée : 𝑴(𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 ) = 𝟖𝟎𝒈. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 et Ke = 10-14
2.1. Écrire l’équation de la réaction qui se produit au cours du dosage
2.2. Déterminer la valeur de la concentration molaire CA des ions ammonium 𝑁𝐻4+ dans la solution (SA).
2.3. Calculer le pourcentage massique en masse de nitrate d’ammonium contenu dans cet engrais. Comparer à la
valeur annoncée par le fabriquant
2.4. Déterminer l’indicateur colorée convenable a ce dosage
3- Dosage de la solution (Sb) d’ammoniac
On prépare une solution (SB) de volume v, en diluant 100 fois une solution
commerciale d’ammoniac S0 de concentration C0.
On réalise un dosage pH-métrique d’un volume Vb = 15 mL de la
+
solution SB par une solution aqueuse Sa d’acide chloridrique 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) +
− -2 -1
𝐶𝑙(𝑎𝑞) de concentration Ca = 10 mol.L . La courbe de la figure 1 représente
les variations du pH du mélange en fonction du volume Va versée de la
solution Sb : pH = f(Va).
3.1. Écrire l’équation de la réaction de dosage.
3.2. Calculer K la constate d’équilibre associée à la réaction
3.3. Calculer la concentration Cb de la solution Sb. En déduire C0.
3.4. Choisir en justifiant, parmi les indicateurs colorés suivants, l’indicateur
adéquat pour réaliser ce dosage.
Indicateur coloré Hélianthine Rouge de méthyle Phénolphtaléine
Zone de virage 3,1 – 4,4 4,2 – 6,2 8,2 - 10
3.5. Calculer le taux d’avancement final, de la réaction de dosage lorsque le volume de la solution versé est S a est
Va = 9mL.

166
 Exercice 21
• Le produit ionique de l’eau : Ke = 10 ;
-14

• Le tableau suivant présente quelques indicateurs colorés et leurs zones de virage.

L’indicateur coloré Hélianthine Rouge de méthyle Phénolphtaléine
Zone de virage 3,1 – 4,4 4,2 – 6,2 8,2 - 10
Réaction de l’acide méthanoïque avec une solution d’hydroxyde de sodium
Le dispositif de la figure ci-contre est utilisé pour titrer un volume
Va = 20 mL de la solution (Sa) de l’acide méthanoïque (HCOOH)
d e concentration C A = 1 0 - 2 m o l . L - 1 par une solution (Sb)
d’hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb = 10-2 mol.L-1.
1- Ecrire les noms correspondants aux numéros (1), (2) et
(3) des composants du dispositif, et le nom de la solution
correspondante au numéro (4).
2- Le pH du mélange prend la valeur pH = 3,74, lorsque
le volume de la solution (Sb) versé est Vb = 10 mL. A
l’aide du tableau d’avancement, s’assurer, en calculant le
taux d’avancement final, que cette réaction est totale.
3- Calculer le volume VbE qu’on doit verser pour atteindre l’équivalence ?
4- Préciser en justifiant, parmi les indicateurs colorés indiqués dans le tableau
précédent, celui le plus convenable à ce dosage.

EXERCICE 22
Le vinaigre est une solution aqueuse d’acide éthanoïque (CH3COOH), il est
caractérisé par son degré d’acidité (X°) qui représente la masse (en gramme)
d’acide éthanoïque contenue dans 100 g de solution.
Données :
 Toutes les mesures ont été faites à 25°C ;
 La masse volumique du vinaigre : ρ = 1 g/mL ;
 La masse molaire de l’acide éthanoïque : M(CH3COOH) = 60 g.mol-1 ;
 La conductivité molaire ionique de l’ion H3O+ :
2- Partie II : Vérification du degré d’acidité du vinaigre commercial
On extrait un échantillon de vinaigre commetcial, de volume V0 = 1 mL, de
concentration molaire C0 et portant l’indication (7°), on y ajoute de l’eau distillée
pour préparer une solution (S) de concentration molaire CS et de volume VS = 100 mL.
On neutralise un échantillon de volume VA= 20 mL de la solution (S) à l’aide d’une
solution aqueuse (SB) d’hydroxyde de sodium (Na aq+ + OH aq- ) de concentration molaire
CB = 1,5.10-2 mol.L-1.
L’équivalence est obtenue lorsque le volume vérsé de la solution (S B) est :
VBE = 15,7 mL.

167
 2-1- Ecrire l’équation modélisant la réaction ayant lieu au cours du dosage.
2-2- Calculer la valeur de CS.
2-3- Déterminer le degré d’acidité du vinaigre étudié. Le résultat obtenu est-il
en accord avec l’indication inscrite sur le vinaigre commercial ou non ?
EXERCICE 13
Vérification de l’indication prescrite sur le sachet :
Pour vérifier la valeur de la masse prescrite sur le sachet, on dissout la même masse
(200 mg) dans un volume VB = 60,0 mL d'une solution aqueuse (SB) d'hydroxyde de
sodium (Na+aq + HO-aq) de concentration CB = 3,0.10-2 mol.L-1, pour obtenir une
solution aqueuse (S).
(On considère que le volume de la solution (S) est VB)
2-1- Etablir l'équation de la réaction entre l'acide RCOOH et la solution (S B),
en considérant que la réaction est totale.
2-2- Montrer que la quantité de matière ni(HO-) des ions HO-, initialement
présents dans la solution (SB) est plus grande que la quantité de matière
ni(RCOOH) dissoute.
(On considère que la valeur prescrite sur le sachet est exacte).
2-3- Pour doser les ions HO- restants dans la solution (S), on ajoute à un
volume V=20,0 ml de cette solution (S), une solution aqueuse (SA) d'acide
chlorhydrique de concentration CA= l,0.10-2 mol.L-1. On obtient
l'équivalence après avoir versé VAE = 27,7 ml de la solution (SA).
Au cours du dosage, seuls les ions HO- restants dans la solution (S) réagissent avec
les ions H3O+ issus de la solution (SA), selon la réaction modélisée par l'équation :
H3O+(aq) + HO-(aq) ⇌ 2H2O(ℓ) (1)
a- Trouver la quantité de matière des ions HO- qui ont réagis avec
l'acide RCOOH contenu dans le sachet.
b- Calculer la masse d'acide Ibuprofène contenu dans le sachet.
Conclure.
Données :  M(RCOOH) = 206 g.mol-1

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