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TD révisions
Exercice1.
solutions aqueuses (les réponses numériques sont données)
L'acide citrique, de formule C6H8O7, est un triacide que l'on notera H3A. Le document ci-
dessous, donne son diagramme de distribution en fonction du pH. Les courbes tracées donnent le
pourcentage de chacune des espèces contenant A en fonction du pH.
1. Identifier chacune des courbes. En déduire les constantes pKai et Kai relatives aux trois couples mis en
jeu (i=1, 2 et 3).
2. Déterminer les équations des courbes de distribution pour H3A et H2A-.
On prépare V0 = 250 mL de solution en dissolvant dans de l'eau distillée m0 = 1,05g d'acide citrique
monohydraté C6H8O7, H2O. La solution est agitée jusqu'à atteindre son état d'équilibre. On notera (S)
cette solution à l'équilibre. On introduit dans (S) quelques gouttes d'hélianthine. Une coloration rose
apparaît, ce qui montre que le pH de la solution est inférieur à 3,1.
3. Calculer la concentration apportée C0 en acide citrique;
4. Déterminer par le calcul la concentration des espèces non négligeables, leur pourcentage, ainsi que le
pH de la solution. Vérifier graphiquement.
Données:
M(C) = 12,0 g.mol-1
M(O) = 16,0 g.mol-1
M(H) = 1,0 g.mol-1
Rep
pKA : 3,1 ;4,6 ;6,5
C0= 2 10-2M
pH ≈2,4 (éviter eq second degré)
Exercice2
La silice pure SiO2 (s) se dissout dans l'eau selon l'équilibre suivant :
SiO2(s) + 2 H2O(l) = H4SiO4(aq)
K = 10-2,7
La forme dissoute de la silice H4SiO4(aq) est associée aux constantes successives d'acidité :
Ka1 = 10-9,5 et Ka2 = 10-12,6.
1. Tracer le diagramme de prédominance des différentes espèces acido-basiques de la silice dissoute.
2. Sachant que le pH des eaux naturelles est généralement compris entre 7 et 8, quelle est la forme
prédominante en solution de la silice ?
3. Pour une eau dont le pH est compris entre 10 et 12, écrire l'équation bilan de dissolution de la silice en
milieu basique (présence d’ions OH-). Calculer la constante K’1 de cet équilibre en fonction de K, KA1 et Ke.
4. Pour une eau dont le pH est compris entre 13 et 14, écrire l'équation bilan de dissolution de la silice (en
milieu basique). Calculer la constante K’2 de cet équilibre en fonction de K, KA1, KA2 et Ke.
Rep :
SiO2(s) +H2O + HO- = H3SiO4- et SiO2(s)+2 HO- = H2SiO42-
Exercice 3 On donne ci-dessous, pour les deux acides α aminés les valeurs des pKA. On rappelle que la
fonction acide carboxylique sur la chaîne latérale est moins acide.
1. Tracer pour ces deux acides aminés les diagrammes de prédominance.
2. En déduire un protocole pour séparer ces deux acides aminés sur une résine échangeuse de
cations.
Données :
Acide Aspartique : PKA1 = 2,2 ; PKA2 = 3,9 : PKA1 = 9,8 NH2 –CH(CH2COOH)-COOH
Arginine: PKA1 = 1,8 : PKA2 = 9,0 pKA3 = 13,2 =pKchaîne latérale
NH2-CH((CH2 )3 –NH-C(=NH)(NH2)-COOH
+
Rappels : NH4 /NH3 PKA = 9,2 et AcOH/AcO PKA =4,8
OH
Rep
H2N
3,2 < pH < 8
H2C
Exercice 4 : On prépare 1,00L de solution en dissolvant:
- 0,10 mol de chlorure d'hydrogène HCl,
-
0,20 mol d'acide sulfurique H2SO4,
-
0,35 mol d'hydroxyde de sodium NaOH.
Déterminer le pH final
HN
HN
C
CH
C
O
CH2
CH2
NH2
Rep : 1,5
Données : On rappelle que HCl est un acide fort et NaOH est une base forte.
L'acide sulfurique est un diacide, dont seule la première acidité est forte.
donne:
= 2,0.
est un acide faible. On
Exercice 5 Dans ce qui suit, on assimile le sang à une solution aqueuse ionique dont le pH, d’une valeur
voisine de 7,4, est quasiment constant et ne peut subir que de très faibles variations. La régulation de ce
pH provient essentiellement du couple H2CO3 HCO3 dont les deux espèces sont présentes dans le sang.

1. Quelle est la valeur du rapport  HCO3   H2CO3  dans le sang ?
20
2. Qu’est-ce qu’une solution tampon ? Proposer trois méthodes de fabrication d’une solution tampon.
Dans certains cas, après des efforts physiques intenses, des crampes apparaissent. Il se forme alors dans
les muscles de l’acide lactique (CH3CHOHCOOH) qui est transféré dans le sang et qui réagit avec les ions
hydrogénocarbonate. Tampon pH : pH varie peu par addition d’un peu d’acide, un peu de base et par
dilution→ couple HA /A- (pKA) en quantités équivalentes et pKA-1< pH(tampon) <pKA+1
3.
Ecrire l’équation de la réaction correspondante et déterminer la valeur de sa constante
d’équilibre.
4.
Dans le sang, avant l’effort musculaire, les concentrations des différentes espèces sont les

2
1
3
1
suivantes : HCO3   2,7 x 10 mol.L et H2CO3   1, 4 x 10 mol.L . Dans un volume de 100
mL de sang apparaît alors après l’effort 3,0.10-4 mole d’acide lactique. Faire le bilan de matière
des différentes espèces présentes dans le sang après l’effort et en déduire alors la valeur du
pH local du sang. Conclure. pH final = 6,8
Données : pKa1 (H2CO3/HCO3-) = 6,1
pKa2 (CH3CHOHCOOH/CH3CHOHCOO-) = 3,9.