Réactions acide-base

1. Rappel

   Pour Brönsted, un acide cède un proton, une base capte un proton. Un acide et sa base conjuguée forment un couple acide/base : un proton les sépare. Un ampholyte est une espèce qui peut jouer le rôle d'acide et de base.

2. Réponses
   • Un acide de Brönsted est une espèce capable de céder un proton $\ce{H+}$. vrai. C'est la définition de Brönsted : un acide libère un proton.
   • Une base de Brönsted est une espèce capable de capter un proton. vrai. C'est la définition de Brönsted : une base capte un proton.
   • Un acide et sa base conjuguée ne diffèrent que d'un électron. faux. Ils ne diffèrent que d'un proton, pas d'un électron.
   • L'ion hydrogénocarbonate $\ce{HCO3-}$ est un ampholyte. vrai. $\ce{HCO3-}$ est la base du couple $\ce{H2CO3/HCO3-}$ et l'acide du couple $\ce{HCO3-/CO3^2-}$ : c'est un ampholyte.
   • Une solution basique a, à 25 °C, un pH inférieur à 7. faux. À 25 °C, une solution basique a un pH supérieur à 7 ; une solution acide a un pH inférieur à 7.
   • Dans une solution d'ammoniaque, la formule de la base est $\ce{NH4OH}$. faux. L'ammoniaque est une solution aqueuse d'ammoniac : la base s'écrit $\ce{NH3(aq)}$ ; la formule $\ce{NH4OH}$ n'existe pas.

1) vrai ; 2) vrai ; 3) faux ; 4) vrai ; 5) faux ; 6) faux

Barème de cet exercice

• 1.1 : Réponse correcte : vrai (1 point)
• 1.2 : Réponse correcte : vrai (1 point)
• 1.3 : Réponse correcte : faux (1 point)
• 1.4 : Réponse correcte : vrai (1 point)
• 1.5 : Réponse correcte : faux (1 point)
• 1.6 : Réponse correcte : faux (1 point)

1. Méthode

   On retire un proton $\ce{H+}$ (et une charge positive) à l'acide pour obtenir sa base conjuguée ; on en ajoute un à la base pour obtenir son acide conjugué.

2. Résultats
   • Couple $\ce{HNO3/NO3-}$ : la base conjuguée de $\ce{HNO3}$ est $\ce{NO3-}$.
   • Couple $\ce{NH4+/NH3}$ : la base conjuguée de $\ce{NH4+}$ est $\ce{NH3}$ ; l'acide conjugué de $\ce{NH3}$ est $\ce{NH4+}$.
   • Couple $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$ : la base conjuguée est $\ce{CH3COO-}$.
   • Couple $\ce{HCO3-/CO3^2-}$ : l'acide conjugué de $\ce{CO3^2-}$ est $\ce{HCO3-}$.
   • Couple $\ce{H2O/OH-}$ : la base conjuguée de l'eau est $\ce{OH-}$.

a) NO₃⁻ ; b) NH₃ ; c) CH₃COO⁻ ; d) NH₄⁺ ; e) HCO₃⁻ ; f) OH⁻

Barème de cet exercice

• 2.1 : Espèce conjuguée correcte (NO3-) (1 point)
• 2.2 : Espèce conjuguée correcte (NH3) (1 point)
• 2.3 : Espèce conjuguée correcte (CH3COO-) (1 point)
• 2.4 : Espèce conjuguée correcte (NH4+) (1 point)
• 2.5 : Espèce conjuguée correcte (HCO3-) (1 point)
• 2.6 : Espèce conjuguée correcte (OH-) (1 point)

1. Principe

   Un acide qui réagit avec une base hydroxyde donne un sel et de l'eau : c'est une neutralisation. On écrit le sel avec les ions de l'acide (anion) et de la base (cation) puis on pondère.

2. a

   $\ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)}$

3. b

   $\ce{H2SO4(aq) + 2KOH(aq) -> K2SO4(aq) + 2H2O(l)}$

4. c

   $\ce{2HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) -> Ca(NO3)2(aq) + 2H2O(l)}$

5. d

   Les ions spectateurs ($\ce{Na+}$, $\ce{K+}$, $\ce{Ca^2+}$, $\ce{Cl-}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{NO3-}$) disparaissent : il reste $\ce{H+(aq) + OH-(aq) -> H2O(l)}$, ou avec l'ion hydronium $\ce{H3O+(aq) + OH-(aq) -> 2H2O(l)}$.

a) \ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} ; b) \ce{H2SO4(aq) + 2KOH(aq) -> K2SO4(aq) + 2H2O(l)} ; c) \ce{2HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq) -> Ca(NO3)2(aq) + 2H2O(l)} ; d) \ce{H+(aq) + OH-(aq) -> H2O(l)}

Barème de cet exercice

• 3.1 : Sel et eau comme produits, formules correctes (1 point)
• 3.1 : Équation pondérée avec les états (1 point)
• 3.2 : Sel et eau comme produits, formules correctes (1 point)
• 3.2 : Équation pondérée avec les états (1 point)
• 3.3 : Sel et eau comme produits, formules correctes (1 point)
• 3.3 : Équation pondérée avec les états (1 point)
• 3.4 : Ions acteurs H⁺ (ou H₃O⁺) et OH⁻ (1 point)
• 3.4 : Équation ionique pondérée : H⁺ + OH⁻ → H₂O (1 point)

1. Méthode

   Un acide de Brönsted cède un proton à l'eau, qui devient $\ce{H3O+}$ ; une base capte un proton de l'eau, qui devient $\ce{OH-}$. Une réaction complète s'écrit avec une flèche simple, une réaction partielle (acide ou base faible) avec la double flèche.

2. a

   $\ce{HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + NO3-(aq)}$

3. b

   $\ce{NH3(aq) + H2O(l) <=> NH4+(aq) + OH-(aq)}$

4. c

   $\ce{CH3COOH(aq) + H2O(l) <=> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)}$

5. d

   $\ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)}$

a) \ce{HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + NO3-(aq)} ; b) \ce{NH3(aq) + H2O(l) <=> NH4+(aq) + OH-(aq)} ; c) \ce{CH3COOH(aq) + H2O(l) <=> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)} ; d) \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)}

Barème de cet exercice

• 4.1 : Produits conjugués corrects (H₃O⁺ ou OH⁻ et la base ou l'acide conjugué) (1 point)
• 4.1 : Équation pondérée ; flèche adaptée à la force (1 point)
• 4.2 : Produits conjugués corrects (H₃O⁺ ou OH⁻ et la base ou l'acide conjugué) (1 point)
• 4.2 : Équation pondérée ; flèche adaptée à la force (1 point)
• 4.3 : Produits conjugués corrects (H₃O⁺ ou OH⁻ et la base ou l'acide conjugué) (1 point)
• 4.3 : Équation pondérée ; flèche adaptée à la force (1 point)
• 4.4 : Produits conjugués corrects (H₃O⁺ ou OH⁻ et la base ou l'acide conjugué) (1 point)
• 4.4 : Équation pondérée ; flèche adaptée à la force (1 point)

1. a

   L'acide chlorhydrique est un acide fort : il est totalement ionisé, $[\ce{H3O+}] = c = 2{,}5 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$. $\mathrm{pH} = -\log(2{,}5 \cdot 10^{-3}) = 2{,}60$.

2. b

   NaOH est une base forte, totalement dissociée : $[\ce{OH-}] = c = 4{,}0 \cdot 10^{-2}\ \mathrm{mol/L}$. $[\ce{H3O+}] = \frac{K_w}{[\ce{OH-}]} = \frac{10^{-14}}{4{,}0 \cdot 10^{-2}} = 2{,}5 \cdot 10^{-13}\ \mathrm{mol/L}$, donc $\mathrm{pH} = -\log(2{,}5 \cdot 10^{-13}) = 12{,}60$ (on trouve la même valeur par $\mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH} = 14 - 1{,}40$).

3. c

   $[\ce{H3O+}] = 10^{-\mathrm{pH}} = 10^{-3{,}4} = 4{,}0 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol/L}$.

4. d

   $[\ce{H3O+}] = 10^{-10{,}5} = 3{,}2 \cdot 10^{-11}\ \mathrm{mol/L}$, donc $[\ce{OH-}] = \frac{K_w}{[\ce{H3O+}]} = \frac{10^{-14}}{3{,}2 \cdot 10^{-11}} = 3{,}2 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol/L}$.

a) pH = 2,60 ; b) pH = 12,60 ; c) 4,0·10⁻⁴ mol/L ; d) 3,2·10⁻⁴ mol/L

Barème de cet exercice

• 5.1 : Acide fort : [H₃O⁺] = c (1 point)
• 5.1 : pH = 2,60 (1 point)
• 5.2 : Base forte : [OH⁻] = c ; [H₃O⁺] = Kw/[OH⁻] ou pOH (1 point)
• 5.2 : pH = 12,60 (1 point)
• 5.3 : [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ (1 point)
• 5.3 : 4,0·10⁻⁴ mol/L avec l'unité (1 point)
• 5.4 : [H₃O⁺] = 10⁻¹⁰·⁵ puis [OH⁻] = Kw/[H₃O⁺] (1 point)
• 5.4 : 3,2·10⁻⁴ mol/L avec l'unité (1 point)

1. Solution initiale

   Acide fort : $[\ce{H3O+}] = c = 0{,}20\ \mathrm{mol/L}$, $\mathrm{pH} = -\log(0{,}20) = 0{,}70$.

2. Dilution

   La quantité d'acide se conserve : $c_1 V_1 = c_2 V_2$, donc $c_2 = \frac{c_1 V_1}{V_2} = \frac{0{,}20 \times 25{,}0}{500} = 0{,}010\ \mathrm{mol/L}$.

3. pH final

   $\mathrm{pH} = -\log(0{,}010) = 2{,}00$ : le pH a augmenté de 1,30 unités, avec un facteur de dilution $\frac{V_2}{V_1} = 20$.

4. Facteur 10

   Le pH est un logarithme décimal : une unité de pH correspond à un facteur 10 sur $[\ce{H3O+}]$. Pour un acide fort, diviser $[\ce{H3O+}]$ par 10 revient à diluer 10 fois.

pH initial 0,70 ; c = 0,010 mol/L ; pH final 2,00 ; facteur 10

Barème de cet exercice

• 6.1 : Acide fort : [H₃O⁺] = c = 0,20 mol/L (1 point)
• 6.1 : pH = 0,70 (1 point)
• 6.2 : Conservation de la quantité : c₁V₁ = c₂V₂ (1 point)
• 6.2 : Calcul avec V₂ = 500 mL et V₁ = 25,0 mL (1 point)
• 6.2 : c₂ = 0,010 mol/L avec l'unité (1 point)
• 6.3 : pH = 2,00 (1 point)
• 6.4 : Une unité de pH correspond à un facteur 10 sur [H₃O⁺] (1 point)
• 6.4 : Diluer 10 fois (1 point)

1. Concentrations en ions hydronium

   $[\ce{H3O+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$. Solution A : $10^{-1{,}0} = 0{,}10\ \mathrm{mol/L}$. Solution B : $10^{-2{,}9} = 1{,}3 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$.

2. Comparaison

   A : $[\ce{H3O+}] = c$ : chaque molécule d'acide a cédé son proton, acide fort (HCl). B : $\frac{1{,}3 \cdot 10^{-3}}{0{,}10} = 0{,}013$, soit 1,3 % d'acide ionisé : ionisation partielle, acide faible : c'est la solution B qui contient l'acide éthanoïque.

3. Équation

   $\ce{CH3COOH(aq) + H2O(l) <=> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)}$ : la double flèche traduit l'ionisation partielle.

a) 0,10 mol/L ; b) 1,3·10⁻³ mol/L ; c) B ; e) \ce{CH3COOH(aq) + H2O(l) <=> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)}

Barème de cet exercice

• 7.1 : [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ = 0,10 mol/L (1 point)
• 7.2 : [H₃O⁺] = 10⁻²·⁹ (1 point)
• 7.2 : 1,3·10⁻³ mol/L avec l'unité (1 point)
• 7.3 : Solution B : acide éthanoïque (1 point)
• 7.4 : A : [H₃O⁺] = c, ionisation totale (acide fort) (1 point)
• 7.4 : B : [H₃O⁺] ≪ c, ionisation partielle (acide faible) (1 point)
• 7.5 : Produits CH₃COO⁻ et H₃O⁺ (1 point)
• 7.5 : Double flèche, équation pondérée (1 point)

1. Classement

   Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort. $\mathrm{p}K_a$ : $\ce{HNO2}$ 3,3 ; $\ce{NH4+}$ 9,2 ; $\ce{HCO3-}$ 10,3. L'acide le plus fort est $\ce{HNO2}$ (couple 2). Plus un acide est faible, plus sa base conjuguée est forte : la base la plus forte est $\ce{CO3^2-}$ (conjuguée de l'acide le plus faible, $\ce{HCO3-}$).

2. Équation

   L'acide du couple 2 est $\ce{HNO2}$, la base du couple 1 est $\ce{NH3}$. $\ce{HNO2}$ cède un proton à $\ce{NH3}$ : $\ce{HNO2(aq) + NH3(aq) <=> NO2-(aq) + NH4+(aq)}$. Atomes et charges sont égaux des deux côtés (charge 0 de chaque côté).

3. Sens favorisé

   La réaction met en jeu l'acide $\ce{HNO2}$ ($\mathrm{p}K_a = 3{,}3$) et la base $\ce{NH3}$ ; l'acide formé $\ce{NH4+}$ est beaucoup plus faible ($\mathrm{p}K_a = 9{,}2$). L'acide le plus fort réagit avec la base la plus forte : le sens direct est favorisé.

a) HNO₂ ; b) CO₃²⁻ ; c) \ce{HNO2(aq) + NH3(aq) <=> NO2-(aq) + NH4+(aq)} ; d) sens direct

Barème de cet exercice

• 8.1 : HNO₂ (pKa = 3,3 le plus petit) (1 point)
• 8.2 : CO₃²⁻ (base conjuguée de l'acide le plus faible) (1 point)
• 8.3 : Réactifs HNO₂ et NH₃ (1 point)
• 8.3 : Produits NO₂⁻ et NH₄⁺ (1 point)
• 8.3 : Équation pondérée (atomes et charges) (1 point)
• 8.3 : Double flèche ou flèche adaptée (1 point)
• 8.4 : Comparaison des pKa : HNO₂ acide beaucoup plus fort que NH₄⁺ (1 point)
• 8.4 : Sens direct favorisé : l'acide le plus fort réagit avec la base la plus forte (1 point)

1. Antiacide

   L'ion hydrogénocarbonate, base du couple $\ce{H2CO3/HCO3-}$, capte un proton de l'ion hydronium : $\ce{HCO3-(aq) + H3O+(aq) -> H2CO3(aq) + H2O(l)}$. L'acide carbonique se décompose en dioxyde de carbone et eau, ce qui donne $\ce{HCO3-(aq) + H3O+(aq) -> CO2(g) + 2H2O(l)}$. Les ions $\ce{H3O+}$ sont consommés : l'acidité diminue.

2. Ampholyte

   $\ce{HCO3-}$ est la base du couple $\ce{H2CO3/HCO3-}$ et l'acide du couple $\ce{HCO3-/CO3^2-}$ : c'est un ampholyte.

3. Chaux

   L'oxyde de calcium est une base : elle neutralise l'acidité du sol et fait monter son pH. $\ce{CaO(s) + 2H3O+(aq) -> Ca^2+(aq) + 3H2O(l)}$ (charges : $2+$ des deux côtés).

a) \ce{HCO3-(aq) + H3O+(aq) -> CO2(g) + 2H2O(l)} ; b) H₂CO₃/HCO₃⁻ et HCO₃⁻/CO₃²⁻ ; c) neutralisation, pH qui augmente ; d) \ce{CaO(s) + 2H3O+(aq) -> Ca^2+(aq) + 3H2O(l)}

Barème de cet exercice

• 9.1 : Réactifs HCO₃⁻ et H₃O⁺ (1 point)
• 9.1 : Produits CO₂ et H₂O (ou H₂CO₃) (1 point)
• 9.1 : Équation pondérée (1 point)
• 9.2 : Couple H₂CO₃/HCO₃⁻ : HCO₃⁻ est la base (1 point)
• 9.2 : Couple HCO₃⁻/CO₃²⁻ : HCO₃⁻ est l'acide (1 point)
• 9.2 : Conclusion : ampholyte (1 point)
• 9.3 : Sol acide, chaux basique : neutralisation des ions H₃O⁺ (1 point)
• 9.3 : Le pH augmente (1 point)
• 9.4 : Équation CaO + 2 H₃O⁺ → Ca²⁺ + 3 H₂O pondérée (2 points)

1. Équation

   Un acide et une base hydroxyde donnent un sel et de l'eau : $\ce{2HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) -> Ba(NO3)2(aq) + 2H2O(l)}$. Il faut 2 mol d'acide pour 1 mol de base.

2. pH initial

   $\ce{Ba(OH)2 -> Ba^2+ + 2OH-}$ : $[\ce{OH-}] = 2c = 2 \times 0{,}020 = 0{,}040\ \mathrm{mol/L}$. $[\ce{H3O+}] = \frac{10^{-14}}{0{,}040} = 2{,}5 \cdot 10^{-13}\ \mathrm{mol/L}$, donc $\mathrm{pH} = 12{,}60$.

3. Volume d'acide

   $n(\ce{OH-}) = 2 \times c\,V = 2 \times 0{,}020 \times 0{,}0250 = 0{,}00100\ \mathrm{mol}$. La neutralisation exacte demande $n(\ce{H3O+}) = n(\ce{OH-})$, soit $0{,}00100\ \mathrm{mol}$ d'acide nitrique (monoacide). $V = \frac{n}{c} = \frac{0{,}00100}{0{,}10} = 0{,}0100\ \mathrm{L} = 10{,}0\ \mathrm{mL}$.

4. pH final

   Acide fort et base forte en proportions exactes : il ne reste ni $\ce{H3O+}$ ni $\ce{OH-}$ en excès, la solution contient le sel $\ce{Ba(NO3)2}$, neutre : $\mathrm{pH} = 7$ à 25 °C.

a) \ce{2HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) -> Ba(NO3)2(aq) + 2H2O(l)} ; b) pH = 12,60 ; c) 10,0 mL ; d) pH = 7

Barème de cet exercice

• 10.1 : Produits Ba(NO₃)₂ et H₂O (1 point)
• 10.1 : Équation pondérée 2 HNO₃ + Ba(OH)₂ (1 point)
• 10.2 : Dissociation : deux ions OH⁻ par formule, [OH⁻] = 0,040 mol/L (1 point)
• 10.2 : Kw : [H₃O⁺] = 2,5·10⁻¹³ mol/L ou pOH = 1,40 (1 point)
• 10.2 : pH = 12,60 (1 point)
• 10.3 : n(OH⁻) = 2·c·V = 1,00·10⁻³ mol (1 point)
• 10.3 : n(H₃O⁺) = n(OH⁻) à la neutralisation exacte (1 point)
• 10.3 : V = n/c = 0,0100 L (1 point)
• 10.3 : Résultat 10,0 mL avec l'unité (1 point)
• 10.4 : pH = 7 : sel neutre, ni acide ni base en excès (1 point)

1. Concentrations

   $[\ce{H3O+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$ : pluie normale $10^{-5{,}6} = 2{,}5 \cdot 10^{-6}\ \mathrm{mol/L}$ ; pluie acide $10^{-4{,}2} = 6{,}3 \cdot 10^{-5}\ \mathrm{mol/L}$.

2. Rapport

   $\frac{6{,}3 \cdot 10^{-5}}{2{,}5 \cdot 10^{-6}} = 10^{5{,}6 - 4{,}2} = 10^{1{,}4} = 25$ : la pluie acide contient environ 25 fois plus d'ions $\ce{H3O+}$.

3. Dioxyde de soufre

   $\ce{SO2}$ réagit avec l'eau et forme un acide : $\ce{SO2(g) + 2H2O(l) -> H3O+(aq) + HSO3-(aq)}$ (atomes de S, O, H et charges égaux des deux côtés).

4. Pluie normale

   Le dioxyde de carbone dissous réagit partiellement avec l'eau : $\ce{CO2(g) + 2H2O(l) <=> HCO3-(aq) + H3O+(aq)}$. Cette réaction libère des ions $\ce{H3O+}$ : la pluie normale est déjà légèrement acide (pH 5,6 et non 7).