Réactions des acides : métaux, calcaire et neutralisation

Complète avec le mot ou la formule qui convient.

1. Quand un acide attaque le fer, le gaz qui se dégage est le .
   Le dihydrogène H₂, formé à partir des ions H⁺ de l’acide.
2. On reconnaît ce gaz : à l’approche d’une flamme, il produit une petite .
   Une petite détonation (un « aboiement »).
3. Les ions de l’acide qui réagissent avec le métal sont les ions .
   Les ions hydrogène H⁺ : ils sont consommés.
4. Le zinc attaqué par l’acide devient des ions de formule .
   L’atome de zinc devient l’ion Zn²⁺, qui reste dissous.
5. Pendant l’attaque d’un métal par un acide, le tube (tiédit ou se refroidit).
   Il tiédit : la réaction dégage de la chaleur.

Lis l’équation, puis complète.

1. Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂ : nombre d’ions H⁺ consommés par atome de fer :
   2 ions H⁺ pour 1 atome de fer, d’après les nombres devant les formules.
2. Dans cette même équation, nombre d’atomes d’hydrogène de chaque côté :
   2 à gauche (2 H⁺) et 2 à droite (H₂).
3. 2 Al + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 3 H₂ : nombre de molécules de dihydrogène formées pour 2 atomes d’aluminium :
   3 molécules H₂, soit 6 atomes H, autant que dans les 6 ions H⁺.
4. Dans cette équation, charge totale des ions du côté des produits (2 ions Al³⁺) : +
   $2\times 3=6$ : +6, comme les 6 charges des ions H⁺ à gauche.
5. Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂ : nombre de charges + de chaque côté :
   2 à gauche (2 ions H⁺) et 2 à droite (1 ion Zn²⁺) : la charge se conserve.

Raisonne, puis complète.

1. Un métal gris attaqué par l’acide donne une solution vert pâle ; avec la soude, elle donne un précipité vert. Ce métal est le .
   Précipité vert : ions fer (II) Fe²⁺. Le métal est le fer.
2. Après l’attaque d’une poudre de zinc par l’acide chlorhydrique, le nitrate d’argent donne un précipité blanc dans la solution : il révèle les ions , qui n’ont pas réagi.
   Les ions chlorure Cl⁻ sont spectateurs : présents avant et après.
3. Pendant qu’un acide attaque un métal, le pH de la solution (augmente ou diminue).
   Il augmente : les ions H⁺ sont consommés, la solution devient moins acide.
4. Des copeaux d’aluminium restent au fond d’un tube alors que les bulles se sont arrêtées : le réactif entièrement consommé est formé des ions .
   Il reste du métal : ce sont les ions H⁺ de l’acide qui ont été entièrement consommés (réactif limitant).

Complète avec le mot ou la formule qui convient.

1. Le calcaire est surtout formé de carbonate de .
   De carbonate de calcium, CaCO₃.
2. Le gaz dégagé par un acide sur le calcaire est le de carbone.
   Le dioxyde de carbone, CO₂.
3. Ce gaz se reconnaît : il trouble l’ de chaux.
   L’eau de chaux, limpide, se trouble.
4. Quand le calcaire disparaît, le calcium reste dans la solution sous forme d’ions de formule .
   Des ions calcium Ca²⁺, dissous.
5. Un produit qui dissout le tartre grâce à un acide s’appelle un .
   Un détartrant : vinaigre, acide citrique, acide sulfamique…

On verse de l’acide chlorhydrique sur chaque solide. Écris le nom du gaz qui se dégage, ou « aucun ».

1. Des coquilles de moules broyées :
   Des coquilles en carbonate de calcium : dioxyde de carbone.
2. Des copeaux de zinc :
   Un métal attaqué : dihydrogène.
3. Des éclats de verre :
   Le verre n’est ni un métal ni un carbonate : aucun gaz. C’est pour cela qu’on y garde les acides.
4. Des cristaux de soude (carbonate de sodium) :
   Un carbonate : dioxyde de carbone.
5. Des grains de sel de cuisine :
   Le sel (chlorure de sodium) n’est ni un métal ni un carbonate : aucun gaz.

Raisonne, puis complète.

1. La sidérite est un carbonate de fer : FeCO₃ + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂O + CO₂. Gaz dégagé (formule) :
   D’après l’équation : CO₂, comme pour tout carbonate.
2. Avec la soude, la solution obtenue donne un précipité de couleur .
   Elle contient des ions fer (II) Fe²⁺ : précipité vert.
3. Na₂CO₃ + 2 H⁺ → 2 Na⁺ + H₂O + CO₂ : nombre d’atomes d’oxygène du côté des produits :
   1 dans H₂O et 2 dans CO₂ : 3, comme dans CO₃ à gauche.
4. Une roche blanche ne mousse pas sous une goutte d’acide dilué ; réduite en poudre, elle mousse faiblement. Ce n’est pas du calcaire pur, mais de la .
   La dolomie, un carbonate de calcium et de magnésium, réagit beaucoup plus lentement que le calcaire à froid.

Complète avec le mot qui convient.

1. Les ions H⁺ et HO⁻ réagissent ensemble pour former de l’.
   De l’eau : H⁺ + HO⁻ → H₂O.
2. La réaction entre une solution acide et une solution basique s’appelle une .
   Une neutralisation.
3. Pendant cette réaction, la température du mélange (augmente ou diminue).
   Elle augmente : la neutralisation est exothermique.
4. Les ions qui ne réagissent pas sont appelés des ions .
   Des ions spectateurs : ils restent dissous.
5. Après évaporation d’un mélange d’acide chlorhydrique et de soude, il reste du chlorure de .
   Du chlorure de sodium, formé par les ions spectateurs Na⁺ et Cl⁻.

Pour chaque neutralisation, complète.

1. Acide nitrique (H⁺ + NO₃⁻) + soude (Na⁺ + HO⁻) : le sel obtenu par évaporation est le nitrate de .
   Les ions spectateurs Na⁺ et NO₃⁻ donnent du nitrate de sodium.
2. Acide chlorhydrique (H⁺ + Cl⁻) + potasse (K⁺ + HO⁻) : le sel obtenu est le chlorure de .
   Ions spectateurs K⁺ et Cl⁻ : chlorure de potassium.
3. Acide sulfurique (2 H⁺ + SO₄²⁻) + soude : les ions spectateurs sont Na⁺ et .
   Les ions sulfate SO₄²⁻ (et Na⁺) ne réagissent pas.
4. Acide chlorhydrique (H⁺ + Cl⁻) + hydroxyde de lithium (Li⁺ + HO⁻) : le sel obtenu est le chlorure de .
   Ions spectateurs Li⁺ et Cl⁻ : chlorure de lithium.

10 mL d’une soude neutralisent exactement 10 mL d’un acide chlorhydrique. On fait plusieurs mélanges de ces deux solutions. Écris « acide », « neutre » ou « basique », ou la couleur demandée.

1. 10 mL d’acide et 15 mL de soude : le mélange est .
   15 mL de soude, c’est plus que les 10 mL nécessaires : ions HO⁻ en excès, mélange basique.
2. 20 mL d’acide et 10 mL de soude : le mélange est .
   20 mL d’acide demanderaient 20 mL de soude : il reste des ions H⁺, mélange acide.
3. Dans ce dernier mélange, on ajoute du BBT : il prend la couleur .
   Ions H⁺ en excès : jaune.
4. 30 mL d’acide et 30 mL de soude : le mélange est .
   30 mL d’acide demandent exactement 30 mL de soude : mélange neutre (pH 7), qui contient encore les ions spectateurs.

On verse de la soude dans un bécher d’acide chlorhydrique additionné de BBT.

1. Volume de soude versé à la neutralisation exacte : mL
   Le BBT est vert pour 11 mL.
2. Couleur du BBT après 6 mL de soude :
   Avant 11 mL, il reste des ions H⁺ : jaune.
3. Couleur du BBT après 13 mL de soude :
   Au-delà de 11 mL, la base est en excès : bleu.
4. Après 14 mL, l’espèce en excès dans le bécher est l’ion de formule .
   Les ions hydroxyde HO⁻ de la soude sont en excès.

20 mL d’un acide font virer le BBT au vert pour 14 mL d’une soude. Calcule le volume de soude au virage dans chaque cas.

1. Avec 5 mL du même acide et la même soude : mL
   4 fois moins d’acide : $14÷4=3,5$ mL.
2. Avec 30 mL du même acide : mL
   1,5 fois plus d’acide : $14\times 1,5=21$ mL.
3. Avec 20 mL d’un acide deux fois plus concentré : mL
   Deux fois plus d’ions H⁺ : $14\times 2=28$ mL.
4. Avec 20 mL du premier acide et une soude deux fois plus concentrée : mL
   Chaque millilitre de soude apporte deux fois plus d’ions HO⁻ : $14÷2=7$ mL.

On verse de la soude dans 10 mL d’acide chlorhydrique et on mesure le pH au pH-mètre.

1. Volume de soude à la neutralisation exacte : mL
   Le pH vaut 7,0 pour 10 mL.
2. Entre 0 et 9 mL, le pH a augmenté de unité(s) seulement.
   $3,0-1,7=1,3$ : le pH monte lentement tant que l’acide est en grand excès.
3. Entre 9,8 mL et 10,2 mL (moins d’une dizaine de gouttes), le pH augmente de unités.
   $10,3-3,7=6,6$ : c’est le saut de pH.
4. Couleur du BBT à 9,8 mL :
   pH 3,7, inférieur à 6,0 : encore jaune, tout près du virage.

Complète avec le mot qui convient.

1. Pour dissoudre le calcaire d’une robinetterie, on utilise un produit (acide ou basique).
   Un produit acide : ses ions H⁺ réagissent avec le carbonate de calcium.
2. Un acier recouvert d’une couche de zinc est dit : on n’y garde pas de boisson acide.
   Acier galvanisé : l’acide attaquerait le zinc, dont les ions passeraient dans la boisson.
3. Pour détartrer, on choisit l’acide le plus qui suffit, puis on rince.
   Le plus doux (vinaigre, acide citrique) : un acide fort attaquerait aussi les métaux et les joints.
4. Avant d’épandre du calcaire sur un champ, l’agriculteur mesure le de son sol.
   Le pH : le chaulage ne sert que si le sol est trop acide (pH inférieur à 6 environ).
5. Répandre du calcaire broyé sur un sol trop acide s’appelle le .
   Le chaulage : le calcaire consomme les ions H⁺ du sol.

Raisonne, puis complète.

1. Un peu d’acide a coulé sur la paillasse. Le professeur le recouvre de bicarbonate de sodium : le gaz qui fait mousser est le .
   Le bicarbonate est un carbonate : l’acide le transforme en dioxyde de carbone.
2. Quand la mousse s’arrête, même si l’on ajoute du bicarbonate, c’est que les ions ont été consommés.
   Les ions H⁺ de l’acide renversé ont tous réagi.
3. Après un antiacide, le pH de l’estomac passe de 1,5 à 3 : l’estomac est encore .
   pH 3 < 7 : il reste acide, et c’est nécessaire à la digestion.
4. On n’avale jamais de soude contre l’acidité de l’estomac, car elle est .
   La soude est corrosive : elle brûlerait l’œsophage et l’estomac.