Réactions acido-basiques

Exercice 1 — Acides et bases de Brønsted
Corrigé :
1. Un acide de Brønsted est une espèce chimique capable de céder un proton H⁺ à une autre espèce.
2. CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ ; NH₄⁺ ⇌ NH₃ + H⁺
3. H₂O est amphotère car elle appartient à deux couples : H₃O⁺/H₂O (acide, elle cède H⁺) et H₂O/OH⁻ (base, elle capte H⁺).

Exercice 2 — Calcul de pH de solutions aqueuses
Corrigé :
1. HCl acide fort : pH = −log(2,0×10⁻²) = −log(2) + 2 ≈ 2 − 0,30 = 1,7.
2. NaOH base forte : [OH⁻] = 5,0×10⁻³ mol/L ; pH = 14 + log(5,0×10⁻³) = 14 − 2,3 = 11,7.
3. Pour un acide fort à c = 2,0×10⁻² mol/L : pH = 1,7. Le pH mesuré (3,2) est supérieur → la dissociation est partielle → CH₃COOH est bien un acide faible.

Exercice 3 — Couples acide/base et réaction acido-basique
Corrigé :
1. Couple 1 : HCOOH/HCOO⁻ (acide méthanoïque / ion méthanoate). Couple 2 : H₃O⁺/H₂O (l'eau joue le rôle de base).
2. HCOOH + H₂O ⇌ HCOO⁻ + H₃O⁺ (équilibre car HCOOH est un acide faible, pKa ≈ 3,75).
3. Couple H₂O/OH⁻ (l'eau est l'acide, l'ion hydroxyde OH⁻ est la base conjuguée).

Exercice 4 — Constante d'acidité Ka et prédominance
Corrigé :
1. $K_a = \dfrac{[\text{F}^-] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HF}]}$
2. Ka = 10^(−3,2) ≈ 6,3×10⁻⁴.
3. pH = 5 > pKa = 3,2 → F⁻ prédomine (forme basique). Justification : pH > pKa → [F⁻] > [HF].
4. pKb = 14 − pKa = 14 − 3,2 = 10,8.

Exercice 5 — Étude d'un acide faible par le calcul
Corrigé :
Ka = 10^(−4,87) ≈ 1,35×10⁻⁵.
[H₃O⁺] ≈ √(1,35×10⁻⁵ × 0,1) = √(1,35×10⁻⁶) ≈ 1,16×10⁻³ mol/L.
pH = −log(1,16×10⁻³) ≈ 2,9.
Vérification : [H₃O⁺]/c = 1,16×10⁻³/0,1 ≈ 1,2% ≪ 5% → l'approximation est valide.