Partie 1 1. Un acide est toute espèce chimique capable de fournir un ou plusieurs protons au cours d’une réaction chimique. 2. L’équation modélisant la transformation chimique entre l’acide méthanoïque et l’eau : $$ \mathrm{HCOOH}_{(a q)}+\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}_{(l)} \rightleftarrows \mathrm{HCOO}_{(a q)}^{-}+\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}_{(\text {aq })}^{+} $$ 3. Le tableau d’avancement : 4. La valeur de l’avancement final $$\boldsymbol{x}_{f}$$de cette réaction : $$ \begin{gathered} x_{f}=n_{f}\left(H_{3} O^{+}\right) \\ n_{f}\left(H_{3} O^{+}\right)=\left[H_{3} O^{+}\right]_{f} \cdot V=10^{-p H} \cdot V \\ x_{f}=10^{-p H} \cdot V \rightarrow \quad x_{f}=10^{-2,4} \times 1=3,98.10^{-3} \mathrm{~mol} \end{gathered} $$ 5. Le taux d’avancement final $$\boldsymbol{\tau}$$ de cette réaction : On a :  $$\tau=\frac{x_{f}}{x_{\max }}$$ Le réactif limitant est l’acide: $$ \begin{gathered} C_{A} \cdot V-x_{\max }=0 \rightarrow x_{\max }=C_{A} \cdot V \\ \tau=\frac{x_{f}}{C_{A} \cdot V}=\frac{3,98.10^{-3}}{0,1}=3,98.10^{-2}<1 \end{gathered} $$ → la réaction est limitée. 6. Le quotient de réaction à l’état d’équilibre : $$ Q_{r, e q}=\frac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{eq}}\left[\mathrm{HCOO}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{HCOOH}]_{\mathrm{e} q}} $$ D’après le tableau d’avancement, à l’équilibre: $$ \begin{gathered} {\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\text {éq }}=\left[\mathrm{HCOO}^{-}\right]_{\text {éq }}=x_{f} \cdot V=10^{-p H}} \\ {[\mathrm{HCOOH}]_{\text {éq }}=\frac{C_{A} \cdot V-x_{f}}{V}=C_{A}-\frac{x_{f}}{V}=C_{A}-10^{-p H}} \\ Q_{r, e q}=\frac{\left(10^{-p H}\right)^{2}}{C_{A}-10^{-p H}} \rightarrow Q_{r, e q}=\frac{10^{-2 p H}}{C_{A}-10^{-p H}}=\frac{10^{-2 \times 2,4}}{0,1-10^{-2,4}}=1,65.10^{-4} \end{gathered} $$ 7. La valeur de la constante d’équilibre K associé à l’équation de la réaction : On a : $$ K=D_{r, é q} $$ Donc: $$ K=1,65.10^{-4} $$ Partie 2 – Dosage de la solution aqueuse d’acide méthanoïque 1. Les éléments correspondants aux numéros indiqués sur le montage de la figure.     1: pH-mètre      2: Solution aqueuse (SB) d’hydroxyde de sodium.     3: Solution aqueuse (SA) d’acide méthanoïque. 2. L’équation de la réaction qui se produit entre l’acide méthanoïque HCOOHaq et les ions hydroxydes HOaq- au cours du dosage 3. La valeur de CA : La relation d’équivalence: Alors: 4. Parmi les deux indicateurs colorés suivants, celui qui convient le mieux à ce dosage L’indicateur qui convient à ce dosage est le rouge de crésol car sa zone de virage contienne la valeur du pH à l’équivalence. 5. La constante d’acidité KA du couple (HCOOHaq  /  HCOOaq-). La relation qui lie pH et pKA   Partie 3 – Comportement de deux acides en solution aqueuse 1. Plus que l’acide le plus fort (c’est-à-dire le plus dissocié) est celui dont le taux d’avancement final est plus élevé. Conclusion: l’acide méthanoïque se dissocie dans l’eau plus que l’acide propanoïque. L’acide est d’autant plus fort que sa constante d’acidité KA est plus grande. Selon l’expression de KA: KA=H3O+éq2CA-H3O+éq On a : La valeur de la constante KA augmente avec l’augmentation de la valeur de τ . →La constante d’acidité de l’acide méthanoïque est plus grande que celle de l’acide propanoïque.