Transformations acide-base : couples, pH et ion H⁺

A. capter un ion hydrogène H⁺ — Une base capte un ion H⁺ ; c’est l’acide qui le cède. Capter des électrons caractérise un oxydant, et beaucoup de bases (NH₃, CO₃²⁻) ne contiennent pas d’ion hydroxyde.

B. l’acide d’abord, puis sa base conjuguée — Un couple se note acide/base : CH₃COOH/CH₃COO⁻, NH₄⁺/NH₃. La charge ne décide de rien : NH₄⁺ chargé est écrit en premier, CH₃COO⁻ chargé en second.

C. l’ion oxonium — H₃O⁺ est l’ion oxonium, acide du couple H₃O⁺/H₂O. L’ion hydroxyde est HO⁻, l’ion ammonium NH₄⁺.

D. C₄H₉COO⁻ — On retire l’ion H⁺ du groupe –COOH : il reste l’ion carboxylate C₄H₉COO⁻, avec un H de moins et une charge −1.

A. est l’acide d’un couple et la base d’un autre — Amphotère : acide dans un couple, base dans un autre, comme l’eau ou HCO₃⁻. Céder deux H⁺ successivement ne suffit pas : c’est l’espèce intermédiaire qui est amphotère.

B. est lié à quatre atomes, sans doublet non liant — En captant H⁺, l’azote a transformé son doublet non liant en liaison N–H : quatre liaisons, aucun doublet non liant, charge + sur l’azote.

C. pH = −log([H₃O⁺]/c°) — pH = −log([H₃O⁺]/c°) avec c° = 1 mol·L⁻¹ ; la relation réciproque est [H₃O⁺] = c° × 10 puissance (−pH).

D. augmente d’une unité — log(10) = 1 : diviser [H₃O⁺] par 10 ajoute 1 au pH. La solution est moins acide.

A. 1,0 × 10⁻¹⁴ — Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] / c°² = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C ; 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹ est la concentration de chacun des deux ions dans l’eau pure.

B. [HO⁻] est supérieure à [H₃O⁺] — Basique : plus d’ions hydroxyde que d’ions oxonium, pH supérieur à 7,0 à 25 °C. Toute solution aqueuse contient des ions H₃O⁺, puisque Ke n’est jamais nul.

D. 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻ — Une molécule d’eau cède un ion H⁺ à une autre : 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻. Avec une seule molécule d’eau, l’hydrogène n’est pas conservé (2 H à gauche, 4 à droite) ; H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺ n’est qu’une demi-équation, et l’eau ne se décompose pas en H₂ et O₂.

B. l’acide d’un couple et la base d’un autre couple — L’ion H⁺ passe de l’acide d’un couple à la base d’un autre couple. Entre l’acide et la base d’un même couple, les produits seraient les réactifs eux-mêmes : rien ne se transforme. Un oxydant et un réducteur échangent des électrons.

B. 1,6 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹ — [H₃O⁺] = 10 puissance (−3,8) ≈ 1,6 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹, entre 10⁻⁴ et 10⁻³ comme prévu. 6,3 × 10⁻⁵ correspond à un pH de 4,2.

C. 8,7 — pH = −log(2,0 × 10⁻⁹) = 9 − log 2,0 ≈ 9 − 0,3 = 8,7. Le pH est entre 8 et 9 puisque la concentration est entre 10⁻⁹ et 10⁻⁸.

D. 2,1 — HCl réagit totalement avec l’eau : [H₃O⁺] = 8,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹ et pH = −log(8,0 × 10⁻³) ≈ 2,1, entre 2 et 3.

A. 12,0 — [HO⁻] = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹, donc [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻¹⁴ ÷ 1,0 × 10⁻² = 1,0 × 10⁻¹² mol·L⁻¹ et pH = 12,0. Le pH 2,0 est celui d’un acide de même concentration.

B. 2,5 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹ — [H₃O⁺] = 10 puissance (−10,4) ≈ 4,0 × 10⁻¹¹ mol·L⁻¹, puis [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ ÷ 4,0 × 10⁻¹¹ = 2,5 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹. 4,0 × 10⁻¹¹ est [H₃O⁺], pas [HO⁻].

C. ClCH₂COOH + HO⁻ → ClCH₂COO⁻ + H₂O — L’acide cède H⁺ à l’ion hydroxyde, qui devient H₂O. Aucun électron n’intervient, et H⁺ ne reste pas dans l’équation : charges −1 de chaque côté.

D. H₂AsO₄⁻ et HAsO₄²⁻ — Les deux espèces d’un couple ne diffèrent que d’un seul ion H⁺ : H₂AsO₄⁻ = HAsO₄²⁻ + H⁺. Les autres paires diffèrent de deux ou trois H⁺.

C. l’eau cède un ion H⁺ à l’ammoniac, et la réaction s’arrête avant l’épuisement de l’ammoniac — NH₃ devient NH₄⁺ : il capte un ion H⁺, que l’eau lui cède en devenant HO⁻ ; l’eau joue ici le rôle d’acide. La double flèche ⇌ signale une réaction qui s’arrête alors qu’il reste de l’ammoniac. Aucun électron n’est échangé.

B. 8 — 6 (O) + 1 (H) + 1 électron pour la charge négative = 8, soit 4 doublets : la liaison O–H et trois doublets non liants sur l’oxygène.

C. CO₂,H₂O — CO₂,H₂O devient HCO₃⁻ : il perd un H⁺, c’est l’acide. NH₃ le capte et devient NH₄⁺. HCO₃⁻ et NH₄⁺ sont des produits.

D. 4,5 — [H₃O⁺] est divisée par 1 000 = 10³ : le pH augmente de 3 unités, 1,5 + 3 = 4,5, la solution restant nettement acide.

A. 7,3 — Eau pure neutre : [H₃O⁺] = racine de 2,9 × 10⁻¹⁵ ≈ 5,4 × 10⁻⁸ mol·L⁻¹, pH ≈ 7,3. Le pH de neutralité vaut 7,0 seulement à 25 °C.

C. seul l’hydrogène lié à un oxygène peut partir — Seul le H du groupe –OH est cédé ; les trois H du groupe CH₃ sont liés au carbone et restent en place. Le C = O ne porte aucun hydrogène.

D. reste voisin de 7, l’eau fournissant plus de H₃O⁺ — L’autoprotolyse de l’eau fournit déjà environ 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹ d’ions oxonium, dix fois plus que l’acide : on ne peut plus l’ignorer. Une solution d’acide ne devient jamais basique par dilution.

A. d’acide, du couple H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ — H₂PO₄⁻ devient HPO₄²⁻ : il cède un H⁺, c’est l’acide du couple H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻. Face à un acide, il jouerait l’autre rôle, dans le couple H₃PO₄/H₂PO₄⁻ : il est amphotère.

B. 1,3 — Les quantités d’ions H₃O⁺ s’ajoutent : (1,0 × 10⁻¹ + 1,0 × 10⁻³) ÷ 2 ≈ 5,05 × 10⁻² mol·L⁻¹, soit pH ≈ 1,3. On ne fait pas la moyenne des pH.

C. 6,0 — [H₃O⁺] × [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ donne [H₃O⁺]² = 100 × 1,0 × 10⁻¹⁴ = 1,0 × 10⁻¹², donc [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻⁶ mol·L⁻¹ et pH = 6,0.

D. il n’a aucun atome d’hydrogène à céder — Un acide cède un ion H⁺ : il faut donc un atome d’hydrogène. Une charge positive ne suffit pas, et NH₄⁺, chargé, est bien un acide parce qu’il a des H.

A. HX est amphotère — HX est la base du couple H₂X⁺/HX et l’acide du couple HX/X⁻ : il appartient à deux couples avec les deux rôles. X⁻ n’est que base, H₂X⁺ que acide.

B. divisée par 10 — Le pH baisse d’une unité : [H₃O⁺] est multipliée par 10, donc [HO⁻] = Ke ÷ [H₃O⁺] est divisée par 10. C’est l’effet d’une dilution d’un facteur 10.

C. 7 — 1 + 4 + 3 × 6 + 1 = 24 électrons, 12 doublets ; liaisons : C = O (2 doublets), deux C–O et O–H, soit 5 doublets liants. 12 − 5 = 7 : 2 sur O double, 3 sur O chargé, 2 sur O–H.

D. diminue, car [H₃O⁺] × [HO⁻] reste égal à Ke — Le produit [H₃O⁺] × [HO⁻] reste égal à 1,0 × 10⁻¹⁴ : si [H₃O⁺] augmente, [HO⁻] diminue, sans jamais s’annuler.

A. 1 mol·L⁻¹ — [H₃O⁺] = 10 puissance 0 = 1 mol·L⁻¹ : une solution très acide. Un pH nul ne veut pas dire « pas d’ions oxonium ».

B. HF + CH₃COO⁻ → F⁻ + CH₃COOH — Le fluorure d’hydrogène cède un ion H⁺ à l’ion éthanoate : deux couples, HF/F⁻ et CH₃COOH/CH₃COO⁻. Le zinc et le cuivre échangent des électrons, Ag⁺ et Cl⁻ précipitent, et Fe³⁺ + e⁻ est une demi-équation électronique.