Acides et bases

Exercice 1 — Vocabulaire et définitions
1. Définition d'un indicateur coloré et exemples :
Un indicateur coloré est une substance chimique qui change de couleur selon le caractère acide, neutre ou basique (selon le pH) de la solution dans laquelle elle est plongée.
Exemples (deux parmi) : le BBT (Bleu de Bromothymol), la phénolphtaléine, l'hélianthine, le jus de chou rouge, le papier pH universel.

2. Tableau des couleurs :

Solution	BBT	Phénolphtaléine
Acide (pH < 7)	Jaune	Incolore
Neutre (pH = 7)	Vert	Incolore
Basique (pH > 7)	Bleu	Rose (ou violet)

Justification : le BBT et la phénolphtaléine sont les deux indicateurs colorés les plus courants en 4e. La phénolphtaléine est incolore en milieu acide ET neutre ; elle devient rose/violette uniquement en milieu basique.

3. Le pH :
Le pH (potentiel Hydrogène) est un nombre sans unité, compris entre 0 et 14, qui indique si une solution est acide, neutre ou basique.
La valeur pH = 7 indique la neutralité (solution neutre). En dessous de 7, la solution est acide ; au-dessus de 7, elle est basique.

Exercice 2 — Classement de solutions
Données : eau gazeuse (pH=5,5) ; lait (pH=6,5) ; eau de mer (pH=8,3) ; lessive (pH=11,2) ; acide citrique (pH=2,2).

1. Classement de la plus acide à la plus basique :
Plus le pH est bas, plus la solution est acide ; plus le pH est élevé, plus elle est basique.
Acide citrique (pH=2,2) < Eau gazeuse (pH=5,5) < Lait (pH=6,5) < Eau de mer (pH=8,3) < Lessive (pH=11,2)

2. Caractère de chaque solution :

• Acide citrique (pH=2,2) : acide (pH < 7)
• Eau gazeuse (pH=5,5) : acide (pH < 7)
• Lait (pH=6,5) : acide (pH < 7 — légèrement acide)
• Eau de mer (pH=8,3) : basique (pH > 7)
• Lessive (pH=11,2) : basique (pH > 7)

Aucune de ces solutions n'est exactement neutre (pH=7).

3. Couleur de l'hélianthine dans la lessive (pH=11,2) :
La lessive a pH=11,2 > 7, donc c'est un milieu basique.
L'hélianthine est jaune en milieu basique.
Justification : l'hélianthine est rouge en milieu acide, orange en milieu neutre, et jaune en milieu basique.

Exercice 3 — Protocole expérimental
1. Protocole complet d'utilisation d'un pH-mètre :

1. Étalonner le pH-mètre : plonger l'électrode successivement dans des solutions tampons de pH connu (par exemple pH=4 puis pH=7), régler l'appareil sur chaque valeur de référence.
2. Rincer l'électrode à l'eau distillée après l'étalonnage, puis sécher délicatement avec du papier absorbant (ne pas frotter).
3. Plonger l'électrode dans la solution à mesurer (s'assurer que l'électrode est bien immergée).
4. Attendre la stabilisation de la valeur affichée sur l'écran.
5. Lire et noter la valeur du pH indiquée sur l'afficheur numérique.
6. Après la mesure, rincer à nouveau l b>l'électrode à l'eau distillée.

2. Précaution entre deux mesures :
Il faut rincer l'électrode à l'eau distillée entre chaque mesure (et sécher délicatement sans frotter).
Pourquoi : pour éviter de contaminer la solution suivante avec des résidus de la solution précédente, ce qui fausserait la mesure du pH.

3. Avantage du pH-mètre par rapport au papier pH :
Le pH-mètre donne une mesure précise du pH (au centième près), tandis que le papier pH universel ne donne qu'une valeur approximative avec une précision d'environ ±1. Le pH-mètre est donc bien plus fiable pour des mesures précises.

Exercice 4 — Ions et neutralisation
1. Ions responsables du caractère acide et basique :
Le caractère acide d'une solution est dû à la présence en excès des ions H⁺ (ions hydrogène, aussi appelés ions oxonium H₃O⁺).
Le caractère basique est dû à la présence en excès des ions OH⁻ (ions hydroxyde).

2. Équation bilan de la neutralisation :

Un ion hydrogène réagit avec un ion hydroxyde pour former une molécule d'eau. C'est l'équation simplifiée de toute neutralisation acido-basique.

3. Mélange de 200 mL d'HCl et 200 mL de NaOH de même concentration :
Raisonnement :
- Les deux solutions ont le même volume (200 mL chacune) et la même concentration molaire.
- Le nombre de moles d'ions H⁺ apportés par HCl est donc exactement égal au nombre de moles d'ions OH⁻ apportés par NaOH.
- Tous les ions H⁺ et OH⁻ se neutralisent mutuellement : H⁺ + OH⁻ → H₂O.
- Il ne reste ni excès d'ions H⁺ ni excès d'ions OH⁻.
Le pH de la solution finale est égal à 7 (solution neutre).
Justification : la neutralisation est complète et stoéchiométrique, donc le mélange est neutre.

Exercice 5 — Acides et bases dans la vie quotidienne
1. Deux produits acides de la vie quotidienne :
(Deux exemples parmi les suivants)

• Jus de citron : pH ≈ 2
• Vinaigre : pH ≈ 3
• Coca-Cola : pH ≈ 3
• Café : pH ≈ 5
• Eau gazeuse : pH ≈ 5–6

2. Deux produits basiques utilisés en cuisine ou ménage :
(Deux exemples parmi les suivants)

• Savon : pH ≈ 9–10
• Bicarbonate de sodium (levure chimique) : pH ≈ 9
• Lessive : pH ≈ 11
• Eau de Javel : pH ≈ 12–13
• Soude (déboucheur) : pH ≈ 14

3. Dangers des acides et bases concentrés — précautions :
Les acides et bases concentrés sont corrosifs : ils peuvent brûler la peau, les yeux et les muqueuses (attaque des tissus vivants). Ils peuvent aussi détruire les matériaux (vêtements, plans de travail).
Précautions à prendre :

• Porter des lunettes de protection pour protéger les yeux.
• Porter des gants pour protéger les mains.
• Travailler dans un endroit bien ventilé.
• En cas de contact avec la peau ou les yeux, rincer abondamment à l'eau pendant plusieurs minutes et prévenir le professeur.