Réactions des acides : métaux, calcaire et neutralisation

1. a)Du dihydrogène H₂ : il produit une petite détonation à l’approche d’une flamme. (1)
2. b)Précipité vert : ions fer (II) Fe²⁺, le métal Z est du fer. Précipité blanc : ions Zn²⁺ ou Al³⁺, le métal X est du zinc ou de l’aluminium ; ce test ne permet pas de choisir entre les deux. (1)
3. c)Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂. Fe : 1 = 1 ; H : 2 = 2 ; charges : +2 = +2. Les ions chlorure sont spectateurs : présents avant et après, ils ne réagissent pas. (1)
4. d)Oui : le cuivre n’est pas attaqué par l’acide chlorhydrique (l’argent ou l’or non plus). Précaution : pas de flamme près des tubes, sauf pour le test, car le dihydrogène s’enflamme (ou : lunettes et gants, petites quantités d’acide). (1)

Méthode — Métal attaqué → dihydrogène (flamme) + ion du métal (soude) ; aucune bulle → métal non attaqué.

1. a)On fait barboter le gaz dans l’eau de chaux : elle se trouble s’il s’agit de dioxyde de carbone. La pierre est alors un carbonate : du calcaire. (1)
2. b)Ca : 1 = 1 ; C : 1 = 1 ; O : 3 = 1 + 2 ; H : 2 = 2 ; charges : +2 (2 H⁺) = +2 (Ca²⁺). (1)
3. c)$5,0\times 44÷100=2,2$ g de dioxyde de carbone. (1)
4. d)Il augmente : les ions H⁺ sont consommés par le calcaire. Le vinaigre est un acide : il dissoudrait peu à peu la pierre calcaire, qui perdrait son poli. (1)

Erreur fréquente — Croire que l’acide « devient plus fort » en attaquant la pierre : il perd ses ions H⁺, son pH monte.

1. a)H⁺ + HO⁻ → H₂O ; neutralisation exacte à 15 mL (pH 7,0, BBT vert). (1)
2. b)Au début, les ions HO⁻ versés sont consommés par un grand excès d’ions H⁺ : il en reste beaucoup, le pH bouge peu. Près de 15 mL, il ne reste presque plus d’ions H⁺ : les quelques gouttes suivantes apportent des ions HO⁻ en excès, d’où le saut. (1)
3. c)À 20 mL : les ions spectateurs Na⁺ et Cl⁻, et des ions HO⁻ en excès (pH 12,3, BBT bleu). Le mélange de 15 mL, évaporé, donne du chlorure de sodium. La réaction est exothermique. (1)
4. d)Il a fallu $15÷6=2,5$ fois moins de soude pour le même volume : le second acide est 2,5 fois moins concentré. (1)

Repère — Volume au virage proportionnel à la quantité d’acide : même volume, moins de soude → acide moins concentré.

1. a)Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂ : l’acide attaque le fer, le bidon s’amincit et peut fuir ; le dihydrogène formé s’accumule et peut s’enflammer. On garde l’acide dans son flacon d’origine, en plastique ou en verre. (1)
2. b)La sauce est acide : elle attaque l’aluminium, et des ions Al³⁺ passent dans l’aliment. On la conserve dans un récipient en verre ou en inox. (1)
3. c)Le vinaigre : c’est un acide doux qui suffit à dissoudre le tartre (CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂) ; l’acide chlorhydrique est corrosif et attaquerait les métaux de l’appareil. On rince ensuite à l’eau claire. (1)
4. d)H : 3 + 3 = 6 à gauche, 3 × 2 = 6 à droite. Il ne contient pas de carbonate : la réaction ne produit que de l’eau et des ions, pas de dioxyde de carbone. (1)

Le point clé — Un acide attaque les métaux et les carbonates : on le garde dans du verre ou du plastique, et on choisit le plus doux qui suffit.

1. a)Faux : il dégage du dihydrogène (par exemple Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂) ; les ions chlorure sont spectateurs. (1)
2. b)Faux : il n’est neutre que si les ions H⁺ et HO⁻ sont en quantités égales, ce qui dépend des concentrations et pas seulement des volumes. Une neutralisation peut laisser un mélange acide ou basique. (1)
3. c)Faux : un métal attaqué mousse aussi (Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂). On teste le gaz : eau de chaux troublée → dioxyde de carbone, c’est un carbonate ; petite détonation → dihydrogène, c’est un métal. (1)
4. d)Vrai : trois fois plus d’ions H⁺ demandent trois fois plus de soude : $10\times 3=30$ mL. (1)

Méthode — Je justifie par l’équation : ce qui réagit (H⁺, métal, carbonate, HO⁻) et ce qui reste (ions spectateurs).