étude de la glycine

[honey]

Bonjour,
Je ne parviens pas à résoudre cet exercice:

La formule de la glycine est: NH2-CH2-COOH
1)Ecrire les équilibres acido-basiques de la glycine dans l'eau et attribuer les pKa: pKa1=2.34 et pKa2=9.60
(J'ai réussi à faire cette question j'ai trouvé: H2C(NH3+)COOH/H2C(NH3+)COO- avec pKa1=2.34
H2C(NH3+)COO-/H2C(NH2)COO- avec pKa2=9.60 )

2)On dissout 1.5g de glycine NH2-CH2-COOH (masse molaire:75.0 g/mol) dans 100.0 ml d'eau:solution(A). Ecrire la(les) forme(s) prédominante(s) de la glycine dans la solution(A) et calculer le pH de cette solution.
(je ne vois pas comment démarrer, j'ai réalisé une échelle d'acidité mais je ne sais pas ce qu'il y a au départ dans ma solution car je n'ai pas la glycine sous la forme de l’énonce qui apparaît mais plutôt son amphion)

3)On dissout 2.23 g de chlorhydrate de glycine Cl−,H3N+ - CH2 - COOH (masse molaire M=111.5g/mol) dans 100.0ml d'eau:solution (B). Calculer le pH de la solution B.

4)On mélange les deux solutions précédentes (A) et (B) pour obtenir une solution (C). Calculer le pH de la solution (C), en négligeant toutes les réactions secondaires.

5) A la solution (C) de la question 4) on ajoute 4.0ml de soude (10 mol/l) pour obtenir la solution (D). Ecrire la(les) forme(s) prédominante(s) de la glycine dans la solution (D). Calculer le pH de la solution (D).

Merci pour votre aide.

[Maurice]

Dans le problème 2, tu as parfaitement raison. La glycine mise sous forme telle que NH2 apparaisse à un bout et COOH à l'autre est une formule permettant de justifier sa constitution, et montrant qu'on n'a pas oublié d'atomes en route. Mais il est clair que, en solution aqueuse, la glycine es t sous forme d'un amphion. Le pH de la solution est la moyenne des deux pKa, donc presque 6.

Dans le problème 3, il faut raisonner comme si ton chlorhydrate de glycine était un acide faible de pKa 2.34, en concentration globale 0.02 M. La concentration en H+ et en ion résiduel vaut x.
Ka = x2/(0.02 - x) = 10-2.34 = 4.57 10-3
C'est une équation du 2ème degré. J'espère que tu sais la résoudre. On trouve pH 2.12

Dans le problème 4, tu pars de la même formule. Mais ici, si la concentration en ion H+ reste x, celle du ion résiduel vaut x + 0.02, puisqu'on ajoute 0.02 mole de l'ion correspondant. Tu auras aussi une équation du 2ème degré. J'espère que tu sais la résoudre.
Ka = x(0.02 + x)/(0.02 - x) = 4.57 10-3
Tu dois trouver pH = 2.48

[honey]

Merci beaucoup pour votre réponse, j'ai encore quelques questions
Pour la 2) j'obtient en effet pH=5.97 soit presque 6, en remarquant qu'on se trouve avec une solution d'ampholyte. Dois-je faire intervenir par la suite les réactions secondaires, si oui quelles sont elles? L'autoprotolyse de l'eau mais les autres?
Après pour la 3) je n'arrive pas à trouver la même concentration, j'ai bien n=0.02mol mais après j'ai c=0.02/100*10^-3=0.2mol/L
Toujours pour la 3) le couple c'est bien Cl-,H3N+ - CH2 - COOH/ Cl-,H3N+ - CH2 - COO- ?
Par contre je ne comprend pas la 4), quelle est la réaction prépondérante dans ce cas?

[Maurice]

Oui. Tu as raison. J'ai oublié de tenir compte du fait que les solutions étaient faites dans 100 mL et pas dans un litre. Il te faut donc refaire mes calculs, à partir d'une concentration 10 fois plus grande. Mais la méthode est la même. Tu vas trouver un pH qui ne va probablement pas être très éloigné de ce que j'ai calculé.
Dans la question 4, il n'y a pas de réaction ni prépondérante, ni réaction tout court. Il y simplement un équilibre entre une forme acide et une forme basique.

[honey]

Pour la 3) j'obtient pH=1.55
Pour la 4) j'obtient pH=2.36 est ce bon?
Par contre j'ai rien pour la 5)