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Spécialité Physique-Chimie 1ʳᵉ

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Réactions acido-basiques

Couples acide/base, transfert de proton et pH — Constitution et transformations de la matière (1re Spécialité)

À propos de cette page
Ces exercices corrigés sur « Réactions acido-basiques » en première permettent de s'entraîner et de vérifier ses acquis en spécialité physique-chimie. Ils suivent le programme officiel de première et sont classés par difficulté (facile, moyen, difficile). Au programme : L'essentiel : acide, base, couple et pH, Transfert d'ion hydrogène : écrire l'équation d'une réaction acido-basique, pH, ions oxonium et autoprotolyse de l'eau, Force d'un acide : Ka, pKa et taux d'avancement final. Chaque exercice est suivi d'une correction rédigée, à déplier une fois la recherche faite au brouillon. Cet entraînement aide à mémoriser les méthodes, repérer ses erreurs et gagner en confiance avant un contrôle. Exercices gratuits proposés par un professeur particulier à Marseille pour réviser spécialité physique-chimie en première.

Exercices corrigés, classés du plus simple au plus complexe. Cherche d'abord seul au brouillon, puis déplie la correction détaillée pour vérifier ta méthode et tes raisonnements.

Exercice 1 — Reconnaître acides, bases et couples

Facile

On dispose des espèces chimiques suivantes : l'acide nitreux HNO2, la méthanamine CH3NH2, l'ion hydrogénosulfate HSO4-, l'ion sulfate SO42- et l'eau H2O.

  1. a) Donner la base conjuguée de l'acide nitreux et écrire la demi-équation acido-basique du couple correspondant.
  2. b) Donner l'acide conjugué de la méthanamine et écrire la demi-équation acido-basique de ce couple.
  3. c) Parmi les espèces proposées, identifier les deux qui appartiennent à un même couple acide/base et écrire ce couple.
  4. d) Justifier que l'eau appartient à deux couples acide/base différents.

a) L'acide nitreux cède un ion H+ : sa base conjuguée est l'ion nitrite NO2-. Demi-équation : HNO2 = NO2- + H+. Le couple s'écrit HNO2/NO2-.

b) La méthanamine capte un ion H+ : son acide conjugué est l'ion méthylammonium CH3NH3+. Demi-équation : CH3NH3+ = CH3NH2 + H+, soit le couple CH3NH3+/CH3NH2.

c) HSO4- et SO42- ne diffèrent que par un ion H+ : HSO4- = SO42- + H+. Elles forment le couple HSO4-/SO42-, l'ion hydrogénosulfate étant l'acide et l'ion sulfate la base.

d) L'eau peut céder un H+ en donnant HO- : elle est alors l'acide du couple H2O/HO-. Elle peut aussi capter un H+ en donnant H3O+ : elle est alors la base du couple H3O+/H2O. Appartenant à deux couples, une fois comme acide et une fois comme base, l'eau est une espèce amphotère.

Exercice 2 — Du pH aux concentrations des ions

Facile

Les trois solutions sont étudiées à 25 °C, température à laquelle le produit ionique de l'eau vaut Ke = 1,0×10-14. On donnera les résultats avec deux chiffres significatifs.

  1. a) La solution S1 a un pH de 3,7. Calculer [H3O+] et préciser le caractère acide ou basique de S1.
  2. b) La solution S2 a une concentration en ions oxonium égale à 6,3×10-9 mol·L-1. Calculer son pH.
  3. c) La solution S3 a un pH de 12,5. Calculer [H3O+] puis [HO-].
  4. d) Classer les trois solutions par acidité décroissante.

a) [H3O+] = c° × 10-pH = 10-3,7 = 2,0×10-4 mol·L-1. Comme pH = 3,7 < 7,0, la solution S1 est acide ([H3O+] > 1,0×10-7 mol·L-1).

b) pH = -log(6,3×10-9) = 8,2. La solution est légèrement basique.

c) [H3O+] = 10-12,5 = 3,2×10-13 mol·L-1. Puis, avec [H3O+]×[HO-] = Ke : [HO-] = 1,0×10-14/3,2×10-13 = 3,2×10-2 mol·L-1. Les ions hydroxyde sont très majoritaires : la solution est fortement basique.

d) La solution la plus acide est celle dont le pH est le plus faible : S1 (3,7) > S2 (8,2) > S3 (12,5) par acidité décroissante.

Exercice 3 — Écrire des équations de réaction acido-basique

Facile

On considère les couples ClCH2COOH/ClCH2COO- (acide chloroéthanoïque), HCO3-/CO32-, CH3COOH/CH3COO-, H2O/HO- et H3O+/H2O.

  1. a) Écrire l'équation de la réaction entre l'acide chloroéthanoïque et les ions hydroxyde.
  2. b) Écrire l'équation de la réaction entre l'ion carbonate CO32- et l'eau, l'eau jouant le rôle d'acide.
  3. c) Écrire l'équation de la réaction entre l'ion éthanoate et les ions oxonium.
  4. d) Une élève écrit : « ClCH2COOH + HO- → ClCH2COO- + H2O + e- ». Expliquer son erreur.

a) L'acide chloroéthanoïque cède : ClCH2COOH = ClCH2COO- + H+. L'ion hydroxyde capte : HO- + H+ = H2O. En additionnant : ClCH2COOH + HO- → ClCH2COO- + H2O. Les charges se conservent (-1 de chaque côté).

b) L'eau cède : H2O = HO- + H+. L'ion carbonate capte : CO32- + H+ = HCO3-. D'où CO32- + H2O ⇌ HCO3- + HO- : charges -2 à gauche, (-1) + (-1) = -2 à droite. La libération d'ions hydroxyde explique le caractère basique d'une solution de carbonate.

c) L'ion oxonium cède : H3O+ = H2O + H+. L'ion éthanoate capte : CH3COO- + H+ = CH3COOH. D'où CH3COO- + H3O+ → CH3COOH + H2O : charges nulles de chaque côté.

d) L'électron est de trop. Une réaction acido-basique est un transfert d'ion hydrogène H+, pas un transfert d'électron : les électrons n'interviennent que dans les demi-équations d'oxydoréduction. Ici, les charges sont déjà équilibrées sans lui (-1 = -1) ; en ajoutant e-, l'élève déséquilibre l'équation. L'équation correcte est celle de la question a).

Exercice 4 — Acide nitrique : pH et dilution

Moyen

L'acide nitrique HNO3 est un acide fort. On dispose d'une solution S de concentration apportée c = 7,5×10-3 mol·L-1, à 25 °C.

  1. a) Écrire l'équation de la réaction de l'acide nitrique avec l'eau, puis calculer le pH de S.
  2. b) Calculer la concentration en ions hydroxyde dans S.
  3. c) On prélève 20,0 mL de S que l'on complète à 500,0 mL avec de l'eau distillée. Calculer la concentration c' puis le pH de la solution S' obtenue.
  4. d) Montrer que, pour une solution d'acide fort, une dilution d'un facteur 10 augmente le pH d'exactement une unité.

a) HNO3 + H2O → NO3- + H3O+. La réaction est totale (acide fort), donc [H3O+] = c = 7,5×10-3 mol·L-1. Ainsi pH = -log(7,5×10-3) = 2,1.

b) [HO-] = Ke/[H3O+] = 1,0×10-14/7,5×10-3 = 1,3×10-12 mol·L-1, valeur négligeable devant [H3O+] : la solution est bien acide.

c) Le facteur de dilution vaut F = 500,0/20,0 = 25. La quantité de matière d'acide se conserve, donc c' = c/F = 7,5×10-3/25 = 3,0×10-4 mol·L-1. L'acide restant fort, [H3O+] = c' et pH' = -log(3,0×10-4) = 3,5. Le pH a augmenté de 1,4 unité, ce qui correspond bien à log 25 = 1,4.

d) Pour un acide fort, pH = -log c. Après dilution d'un facteur 10, la concentration devient c/10, donc pH' = -log(c/10) = -log c + log 10 = pH + 1. Le pH augmente donc exactement d'une unité, quelle que soit la concentration initiale (tant que la solution reste nettement acide, c'est-à-dire c ≫ 10-7 mol·L-1).

Exercice 5 — Constante d'acidité de l'acide benzoïque

Moyen

L'acide benzoïque C6H5COOH, utilisé comme conservateur alimentaire, forme avec l'ion benzoate un couple de pKa = 4,2.

  1. a) Écrire l'équation de la réaction de l'acide benzoïque avec l'eau et donner l'expression de la constante d'acidité Ka de ce couple.
  2. b) Calculer la valeur de Ka.
  3. c) Une boisson conservée à l'acide benzoïque a un pH de 3,1. Calculer le rapport [C6H5COO-]/[C6H5COOH], puis le pourcentage de conservateur présent sous forme basique.
  4. d) On ajoute une base jusqu'à obtenir un pH de 6,2. Calculer le nouveau rapport et commenter.

a) C6H5COOH + H2O ⇌ C6H5COO- + H3O+, avec Ka = ([C6H5COO-]éq × [H3O+]éq) / ([C6H5COOH]éq × c°), les concentrations étant prises à l'équilibre.

b) Ka = 10-pKa = 10-4,2 = 6,3×10-5. Cette valeur très inférieure à 1 confirme qu'il s'agit d'un acide faible.

c) D'après pH = pKa + log([A-]/[AH]) : [C6H5COO-]/[C6H5COOH] = 10(3,1-4,2) = 10-1,1 = 0,079. Le pourcentage sous forme basique vaut 0,079/(1 + 0,079) = 0,073, soit 7,3 % : la forme acide, seule active comme conservateur, est largement majoritaire.

d) À pH = 6,2 : rapport = 10(6,2-4,2) = 102 = 100. L'ion benzoate est alors cent fois plus abondant que l'acide, soit 99 % de la forme basique. Le conservateur perd son efficacité : c'est pourquoi on l'emploie dans des boissons acides.

Exercice 6 — Désinfection d'un bassin

Moyen

Le chlore dissous dans l'eau d'un bassin existe sous deux formes : l'acide hypochloreux HClO et l'ion hypochlorite ClO-. Le couple HClO/ClO- a pour pKa 7,5 et seule la forme HClO est un désinfectant efficace.

  1. a) Représenter le diagramme de prédominance du couple HClO/ClO- sur un axe de pH.
  2. b) L'eau du bassin est maintenue à pH 7,2. Calculer le rapport [ClO-]/[HClO] puis le pourcentage de chlore présent sous forme HClO.
  3. c) Par négligence, le pH monte à 8,0. Calculer le nouveau pourcentage de HClO.
  4. d) Justifier la consigne des professionnels : « maintenir le pH du bassin autour de 7,2 ».

a) Sur un axe de pH, on place la valeur du pKa, 7,5. Pour pH < 7,5, HClO prédomine ; pour pH > 7,5, ClO- prédomine ; à pH = 7,5, [HClO] = [ClO-].

b) [ClO-]/[HClO] = 10(7,2-7,5) = 10-0,3 = 0,50. Le pourcentage de forme acide vaut %HClO = 1/(1 + 0,50) = 0,67, soit 67 % du chlore dissous : la forme désinfectante domine.

c) À pH = 8,0 : rapport = 10(8,0-7,5) = 100,5 = 3,2, donc %HClO = 1/(1 + 3,2) = 0,24, soit 24 %. La proportion de désinfectant a été divisée par presque trois pour seulement 0,8 unité de pH.

d) À pH 7,2, les deux tiers du chlore sont sous la forme active HClO ; dès pH 8,0, il n'en reste qu'un quart et il faudrait bien plus de produit pour la même désinfection. Descendre beaucoup plus bas augmenterait en revanche l'acidité de l'eau (irritation, corrosion des équipements). Le compromis autour de pH 7,2 est donc justifié par le diagramme de prédominance.

Exercice 7 — Comparer la force de deux acides

Moyen

Deux solutions ont la même concentration apportée c = 1,0×10-2 mol·L-1. La solution A, d'acide lactique, a un pH mesuré de 2,9 ; la solution B, d'acide propanoïque, a un pH mesuré de 3,6.

  1. a) Calculer la concentration en ions oxonium dans chaque solution.
  2. b) Calculer le taux d'avancement final de la réaction avec l'eau dans chaque cas et montrer qu'aucune des deux réactions n'est totale.
  3. c) Lequel des deux acides est le plus fort ? Justifier.
  4. d) Les pKa tabulés valent 3,9 pour l'acide lactique et 4,9 pour l'acide propanoïque. Vérifier la cohérence avec la réponse précédente.

a) Solution A : [H3O+] = 10-2,9 = 1,3×10-3 mol·L-1. Solution B : [H3O+] = 10-3,6 = 2,5×10-4 mol·L-1.

b) Pour un monoacide AH, l'avancement final correspond aux ions oxonium formés : τ = [H3O+]/c.
A : τA = 1,3×10-3/1,0×10-2 = 0,13, soit 13 %.
B : τB = 2,5×10-4/1,0×10-2 = 0,025, soit 2,5 %.
Les deux taux sont très inférieurs à 1 : les réactions sont limitées, donc les deux acides sont faibles.

c) À concentration apportée égale, l'acide le plus fort est celui qui cède le plus d'ions H+ à l'eau, donc celui dont le taux d'avancement final est le plus grand et le pH le plus bas. C'est l'acide lactique (13 % contre 2,5 %).

d) Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort. Or pKa(lactique) = 3,9 < pKa(propanoïque) = 4,9 : l'acide lactique est bien le plus fort. Les deux raisonnements, expérimental et tabulé, concordent.

Exercice 8 — L'ion dihydrogénophosphate, espèce amphotère

Difficile

L'acide phosphorique donne les couples H3PO4/H2PO4- (pKa1 = 2,1) et H2PO4-/HPO42- (pKa2 = 7,2).

  1. a) Justifier que l'ion dihydrogénophosphate est une espèce amphotère et écrire l'équation de sa réaction avec les ions oxonium, puis avec les ions hydroxyde.
  2. b) Représenter le diagramme de prédominance des trois espèces sur un axe de pH.
  3. c) Une solution tampon phosphate a un pH de 6,8. Calculer le rapport [HPO42-]/[H2PO4-] et indiquer l'espèce prédominante.
  4. d) Peut-on préparer une solution dans laquelle H3PO4 et HPO42- soient simultanément majoritaires ? Justifier.

a) H2PO4- est la base du couple H3PO4/H2PO4- et l'acide du couple H2PO4-/HPO42- : appartenant à deux couples avec les deux rôles, elle est amphotère.
Avec les ions oxonium (elle joue le rôle de base) : H2PO4- + H3O+ → H3PO4 + H2O.
Avec les ions hydroxyde (elle joue le rôle d'acide) : H2PO4- + HO- → HPO42- + H2O.

b) On place les deux pKa sur l'axe : pour pH < 2,1, H3PO4 prédomine ; entre 2,1 et 7,2, H2PO4- prédomine ; pour pH > 7,2, HPO42- prédomine.

c) Pour le couple de pKa2 : [HPO42-]/[H2PO4-] = 10(6,8-7,2) = 10-0,4 = 0,40. Le pH étant inférieur à pKa2, c'est l'ion dihydrogénophosphate H2PO4- qui prédomine (environ 71 % du couple).

d) Non. Le domaine de prédominance de H3PO4 (pH < 2,1) et celui de HPO42- (pH > 7,2) sont disjoints : ils sont séparés par tout le domaine de H2PO4-, large de 5,1 unités de pH. Si l'on mélangeait ces deux espèces, elles réagiraient entre elles selon H3PO4 + HPO42- → 2 H2PO4-, réaction quasi totale car l'écart entre les pKa est grand.

Exercice 9 — Établir et utiliser la relation pH – pKa

Difficile

On considère un couple acide/base AH/A- de constante d'acidité Ka, en solution aqueuse à 25 °C.

  1. a) À partir de l'expression de Ka, montrer que pH = pKa + log([A-]/[AH]).
  2. b) En déduire la relation entre [AH] et [A-] lorsque pH = pKa.
  3. c) Dans une solution contenant le couple CH3NH3+/CH3NH2 (pKa = 10,7), on mesure [CH3NH2] = 3,0 × [CH3NH3+]. Calculer le pH de la solution.
  4. d) Justifier que cette relation ne permet pas de calculer le pH d'une solution d'acide chlorhydrique.

a) Par définition Ka = ([A-][H3O+])/([AH] c°). On prend le logarithme décimal des deux membres :
log Ka = log([H3O+]/c°) + log([A-]/[AH]).
Or log Ka = -pKa et log([H3O+]/c°) = -pH. Il vient -pKa = -pH + log([A-]/[AH]), soit, en isolant le pH :
pH = pKa + log([A-]/[AH]).

b) Si pH = pKa, alors log([A-]/[AH]) = 0, donc [A-]/[AH] = 1 : [AH] = [A-]. Les deux formes du couple sont en quantités égales, ce qui définit la frontière du diagramme de prédominance.

c) Ici la base est CH3NH2 et l'acide CH3NH3+, donc le rapport [A-]/[AH] vaut 3,0.
pH = 10,7 + log(3,0) = 10,7 + 0,48 = 11,2. La solution est nettement basique, ce qui est cohérent avec la prédominance de l'amine.

d) La relation suppose que l'acide et sa base conjuguée coexistent à l'équilibre, ce qui n'a de sens que pour un couple acide faible / base faible. L'acide chlorhydrique est un acide fort : sa réaction avec l'eau est totale, il ne reste plus de HCl en solution et le rapport [Cl-]/[HCl] n'est pas défini. Pour un acide fort, on utilise directement pH = -log(c/c°).

Exercice 10 — Expliquer l'erreur d'un élève

Difficile

Une solution d'un acide carboxylique noté AH a une concentration apportée c = 6,0×10-2 mol·L-1. Le pH mesuré au pH-mètre vaut 2,6. Un élève écrit : « pH = -log c = 1,2 ».

  1. a) Expliquer l'erreur de raisonnement de l'élève.
  2. b) Calculer le taux d'avancement final de la réaction de AH avec l'eau et conclure sur la force de l'acide.
  3. c) Déterminer les concentrations à l'équilibre en A- et en AH, puis en déduire Ka et pKa.
  4. d) Prévoir, sans calcul, le sens de variation du pH et du taux d'avancement final si on dilue dix fois cette solution.

a) La relation pH = -log(c/c°) suppose [H3O+] = c, donc une réaction totale avec l'eau : elle n'est valable que pour un acide fort. Ici le pH mesuré (2,6) est bien supérieur à 1,2 : la solution contient beaucoup moins d'ions oxonium que ce que prévoit une réaction totale. C'est donc la preuve expérimentale que la réaction est limitée et que la formule utilisée ne s'applique pas.

b) [H3O+]éq = 10-2,6 = 2,5×10-3 mol·L-1, donc τ = 2,5×10-3/6,0×10-2 = 0,042, soit 4,2 %. Comme τ ≪ 1, AH est un acide faible.

c) D'après l'équation AH + H2O ⇌ A- + H3O+, les ions A- et H3O+ se forment dans les mêmes proportions : [A-] = [H3O+] = 2,5×10-3 mol·L-1 (l'autoprotolyse de l'eau est négligeable en milieu acide). Par conservation de la matière, [AH] = c - [A-] = 6,0×10-2 - 2,5×10-3 = 5,75×10-2 mol·L-1.
Ka = (2,5×10-3 × 2,5×10-3)/5,75×10-2 = 1,1×10-4, donc pKa = -log(1,1×10-4) = 4,0.

d) La solution devient moins concentrée en acide : elle produit moins d'ions oxonium, donc le pH augmente (il se rapproche de 7,0). En revanche la dilution déplace l'équilibre dans le sens de la dissociation : la proportion d'acide ayant réagi, donc le taux d'avancement final, augmente. Le pKa, lui, reste inchangé : il ne dépend que du couple et de la température.

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