Exercice 1 — Acides et bases
1. Définition d'un acide au sens d'Arrhenius :
Un acide est une espèce chimique capable de libérer des ions H⁺ (ions hydronium) en solution aqueuse.
Justification : C'est la définition d'Arrhenius vue en 3e. On dit qu'un acide « donne » des protons H⁺ à l'eau.
2. Deux exemples d'acides courants :
- Acide chlorhydrique : HCl (présent dans le suc gastrique, les détartrants)
- Acide sulfurique : H₂SO₄ (batteries de voiture, industrie)
Autres exemples acceptés : acide acétique CH₃COOH (vinaigre), acide nitrique HNO₃, acide citrique.
3. Ion responsable du caractère basique :L'ion
OH⁻ (ion hydroxyde) est responsable du caractère basique d'une solution.
Exemple de base :
NaOH (hydroxyde de sodium, soude), ou NH₃ (ammoniaque).
4. Classement par pH croissant :Jus de citron (pH = 3) < Eau distillée (pH = 7) < Solution d'ammoniaque (pH = 12)
Justification : Le pH croissant va du plus acide au plus basique. pH 3 (acide) → pH 7 (neutre) → pH 12 (basique).
Exercice 2 — pH et indicateurs colorés
1. Classement des solutions X, Y, Z :
- Solution X (pH = 2) : acide car pH < 7
- Solution Z (pH = 7) : neutre car pH = 7
- Solution Y (pH = 8) : basique car pH > 7
Justification : On compare le pH à 7 (valeur de référence de la neutralité).
2. Couleur du BBT dans la solution X (pH = 2) :Le BBT prend la couleur
jaune dans la solution X.
Justification : Le BBT (bleu de bromothymol) est jaune en milieu acide (pH < 7). Or pH = 2 correspond à un milieu nettement acide.
3. Couleur de la phénolphtaléine dans la solution Y (pH = 8) :La phénolphtaléine prend la couleur
rose (ou rose-fuchsia).
Justification : La phénolphtaléine est incolore en milieu acide et neutre, mais rose-fuchsia en milieu basique. pH = 8 > 7 → milieu basique.
4. Différence entre indicateur coloré et pH-mètre :• L'
indicateur coloré (comme le BBT ou la phénolphtaléine) permet d'identifier
qualitativement le caractère acide, neutre ou basique d'une solution en fonction d'un changement de couleur. Il ne donne pas la valeur exacte du pH.
• Le
pH-mètre est un appareil électronique qui mesure le pH de manière
quantitative et précise (à l'unité ou au dixième près). Il est plus fiable pour obtenir une valeur numérique du pH.
En résumé : l'indicateur coloré = outil qualitatif (acide/base/neutre) ; le pH-mètre = outil quantitatif (valeur exacte).
Exercice 3 — Réaction de neutralisation
1. Équation de la réaction HCl + NaOH :
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Produits formés :
- NaCl : chlorure de sodium (sel de table) — c'est le sel
- H₂O : eau — produit toujours formé lors d'une neutralisation
Justification : L'acide (HCl) réagit avec la base (NaOH) ; les ions H⁺ et OH⁻ forment l'eau, les ions Na⁺ et Cl⁻ forment le sel NaCl.
2. Équation ionique nette :H⁺ + OH⁻ → H₂OJustification : Les ions Na⁺ et Cl⁻ sont des ions spectateurs (ils ne participent pas à la réaction). Seuls les ions H⁺ et OH⁻ réagissent pour former l'eau.
3. pH du mélange (50 mL HCl + 50 mL NaOH, même concentration) :Le pH est égal à
7.
Justification : Volumes égaux et même concentration → mêmes quantités de matière de HCl et NaOH → neutralisation exacte → tous les ions H⁺ et OH⁻ réagissent → solution neutre (pH = 7).
4. Ajout de 20 mL supplémentaires de NaOH :La solution devient
basique (pH > 7).
Justification : Après la neutralisation exacte, on ajoute un excès de NaOH. La base est en excès → des ions OH⁻ ne sont plus consommés et restent libres en solution → pH > 7.
5. Outil expérimental pour suivre l'évolution du pH :On utilise un
pH-mètre (qui enregistre le pH en continu au cours de l'ajout de NaOH). On peut aussi utiliser un
indicateur coloré (comme le BBT) pour repérer le changement de couleur au point de neutralisation.
Exercice 4 — Équations et calculs
1. Équation équilibrée de H₂SO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O :
H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O
Justification : H₂SO₄ libère 2 ions H⁺. Pour les neutraliser, il faut 2 ions OH⁻, donc 2 molécules de NaOH. On produit alors 2 molécules d'eau. Vérification : Na : 2 = 2 ✓ ; S : 1 = 1 ✓ ; O : 4 + 2 = 1×4 + 2 ✓ ; H : 2 + 2 = 4 → 2×2 = 4 ✓.
2. Sel formé par HCl + Ca(OH)₂ :
Le sel formé est le chlorure de calcium, de formule CaCl₂.
Équation :
2 HCl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2 H₂O
Justification : Ca(OH)₂ libère 2 ions OH⁻ ; il faut donc 2 molécules de HCl (qui apportent chacune 1 ion H⁺). Les ions Ca²⁺ et 2 Cl⁻ forment le sel CaCl₂.
3. Nombre de moles de NaOH pour neutraliser 0,1 mol de H₂SO₄ :
D'après l'équation équilibrée : H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O
Le rapport stœchiométrique est 1 mol de H₂SO₄ pour 2 mol de NaOH.
n(NaOH) = 2 × n(H₂SO₄) = 2 × 0,1 = 0,2 mol
Justification : H₂SO₄ est un acide diprotique (libère 2 H⁺) ; il faut donc 2 fois plus de NaOH que de H₂SO₄.
Exercice 5 — Sécurité et applications
1. Deux précautions de sécurité lors de la manipulation d'acides ou de bases concentrés :
- Porter des lunettes de protection (pour protéger les yeux des projections corrosives).
- Porter des gants (pour protéger la peau du contact avec des solutions corrosives).
Autres réponses acceptées :- En cas de contact cutané, rincer abondamment et immédiatement à l'eau pendant au moins 15 minutes.
- Ne jamais verser de l'eau dans un acide concentré : toujours verser l'acide dans l'eau (pour éviter les projections dues à la chaleur dégagée).
2. Les pluies acides — phénomène et impact :Les pluies acides se forment lorsque des gaz polluants — principalement le dioxyde de soufre (SO₂) et les oxydes d'azote (NO₂) — émis par l'industrie, les centrales thermiques et les véhicules, se dissolvent dans les gouttes d'eau de l'atmosphère pour former des acides (acide sulfureux, acide nitrique). Ces pluies ont un pH inférieur à 5,6.
Impact sur l'environnement : elles dégradent les forêts (mort des arbres), détériorent les monuments en calcaire (cathédrales, statues) par dissolution progressive de la roche, et acidifient les sols et les cours d'eau, nuisant à la biodiversité.