Exercices — Transformations acide-base — Terminale

Ce que ces exercices vérifient (programme officiel)

Chaque exercice cible une capacité exigible du BO pour la partie « Modéliser des transformations acide-base par des transferts d'ion hydrogène H⁺ », complétée par les capacités de la partie « pH » et « force des acides » mobilisées dans le cours. Les diagrammes de prédominance et la solution tampon relèvent du chapitre 9 (Équilibre acide-base) et ne sont pas traités ici.

Ex.1 · Ex.2 Identifier un transfert H⁺, les couples mis en jeu, établir l'équation d'une réaction acide-base
Ex.3 · Ex.4 Représenter le schéma de Lewis et la formule semi-développée d'un acide carboxylique / d'une amine et de leur espèce conjuguée
Ex.5 Identifier le caractère amphotère d'une espèce chimique
Ex.6 Déterminer le pH à partir de [H₃O⁺] et inversement
Ex.7 Estimer la constante d'acidité d'un couple à l'aide d'une mesure de pH
Ex.8 Associer le caractère fort d'un acide à sa transformation quasi-totale ; prévoir la composition finale d'une solution
Ex.9 ★ Exercice de synthèse difficile, peu guidé — combine plusieurs capacités ci-dessus sans en ajouter de nouvelle

Exercice 1 — Le détartrant et le bicarbonate

Identifier couples + équation

🧽 Entretien ménager

On verse du vinaigre blanc sur du bicarbonate de soude déposé au fond d'un évier entartré : une effervescence apparaît immédiatement (dégagement gazeux de CO₂).

Espèces en présence : acide acétique CH₃COOH (acide du vinaigre) et ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ (bicarbonate dissous). Couple de l'acide carbonique : H₂CO₃ / HCO₃⁻.

1) Écrire la demi-équation du couple CH₃COOH / CH₃COO⁻.

2) Écrire la demi-équation du couple H₂CO₃ / HCO₃⁻, sachant qu'ici HCO₃⁻ joue le rôle de base.

3) En déduire l'équation de la réaction acide-base entre le vinaigre et le bicarbonate. Le gaz observé (CO₂) provient de la décomposition rapide de H₂CO₃ formé ; justifier pourquoi cette observation confirme qu'un transfert de H⁺ a bien eu lieu.

1) CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ (CH₃COOH cède H⁺ : comportement acide).
2) HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃ (HCO₃⁻ capte H⁺ : comportement base — c'est bien la base du couple H₂CO₃/HCO₃⁻).
3) Bilan : CH₃COOH + HCO₃⁻ ⇌ CH₃COO⁻ + H₂CO₃. Il y a bien eu transfert d'un ion H⁺ de l'acide acétique vers l'ion hydrogénocarbonate. L'apparition du gaz CO₂ (issu de H₂CO₃ instable, qui se décompose en H₂O + CO₂) est la preuve expérimentale observable de ce transfert de proton, même si le CO₂ lui-même n'apparaît pas dans l'équation acide-base.

Exercice 2 — Attention au mélange des produits ménagers

Identifier couples + équation

⚠️ Sécurité domestique

Un détartrant WC contient de l'acide chlorhydrique HCl, un acide fort totalement dissocié dans l'eau. Un utilisateur y ajoute par erreur un nettoyant ammoniaqué contenant NH₃ dissous.

HCl étant un acide fort, l'espèce acide réellement présente en solution avant le mélange est l'ion oxonium H₃O⁺ (couple H₃O⁺ / H₂O). NH₃ appartient au couple NH₄⁺ / NH₃.

1) Écrire la demi-équation du couple H₃O⁺ / H₂O, en précisant qui, de H₃O⁺ ou H₂O, joue ici le rôle d'acide.

2) Écrire la demi-équation du couple NH₄⁺ / NH₃, sachant que NH₃ capte le proton.

3) Établir l'équation de la réaction acide-base entre les deux produits mélangés.

1) H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺ (H₃O⁺ cède H⁺ : c'est l'acide du couple).
2) NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺ (NH₃ capte H⁺ : c'est la base du couple).
3) Bilan : H₃O⁺ + NH₃ ⇌ H₂O + NH₄⁺. C'est cette réaction acide-base immédiate (et exothermique) entre les deux produits qui rend leur mélange dangereux : elle est à l'origine des recommandations de sécurité « ne jamais mélanger un détartrant acide et un nettoyant ammoniaqué ».

Exercice 3 — Un conservateur alimentaire, l'acide propanoïque

Lewis + formule semi-développée

🍞 Additif alimentaire E280

L'acide propanoïque CH₃CH₂COOH (E280) est utilisé comme conservateur antifongique dans le pain de mie industriel. Sa base conjuguée est l'ion propanoate CH₃CH₂COO⁻.

Formule brute de l'acide propanoïque : C₃H₆O₂. Couple : CH₃CH₂COOH / CH₃CH₂COO⁻, pKa ≈ 4,87.

1) Représenter le schéma de Lewis du groupe caractéristique carboxyle −COOH de l'acide propanoïque (doublets liants et non liants sur les deux atomes d'oxygène).

2) Donner la formule semi-développée complète de l'acide propanoïque CH₃CH₂COOH.

3) En déduire la formule semi-développée de l'ion propanoate CH₃CH₂COO⁻ (base conjuguée), et représenter le schéma de Lewis de son groupe carboxylate en indiquant la charge portée par l'atome d'oxygène qui a perdu H⁺.

1) Groupe carboxyle : un atome de carbone lié par une double liaison à un atome d'oxygène (2 doublets non liants sur cet O) et par une liaison simple à un second atome d'oxygène portant lui aussi 2 doublets non liants et lié à l'atome H (H−O−C(=O)−).
2) CH₃−CH₂−COOH, soit en détaillé : CH₃−CH₂−C(=O)−O−H.
3) En perdant H⁺, l'atome d'oxygène engagé dans la liaison O−H perd son hydrogène et porte une charge négative : CH₃−CH₂−C(=O)−O⁻, soit CH₃CH₂COO⁻. Le schéma de Lewis fait apparaître 3 doublets non liants sur cet oxygène chargé (au lieu de 2 + une liaison à H).

Exercice 4 — L'odeur du poisson pas frais, une amine

Lewis + formule semi-développée

🐟 Chimie du quotidien

La méthylamine CH₃NH₂ est l'une des amines responsables de l'odeur caractéristique du poisson en décomposition. En milieu acide (jus de citron sur le poisson), elle est protonée en ion méthylammonium CH₃NH₃⁺, une espèce inodore — ce qui explique pourquoi arroser le poisson de citron atténue l'odeur.

Couple : CH₃NH₃⁺ / CH₃NH₂, pKa ≈ 10,7.

1) Représenter le schéma de Lewis de l'atome d'azote de la méthylamine CH₃NH₂ (doublet non liant inclus).

2) Donner la formule semi-développée de la méthylamine CH₃NH₂ et justifier, à partir de son doublet non liant, pourquoi elle peut jouer le rôle de base de Brønsted.

3) Donner la formule semi-développée de l'ion méthylammonium CH₃NH₃⁺ formé, et représenter le schéma de Lewis de l'azote dans cet ion (charge comprise).

1) Atome d'azote lié à un atome de carbone (du groupe CH₃) et à deux atomes d'hydrogène par liaisons simples, portant un doublet non liant.
2) CH₃−NH₂. Le doublet non liant porté par l'azote peut capter un proton H⁺ venant d'un acide : c'est ce qui fait de la méthylamine une base de Brønsted (accepteur de proton).
3) CH₃−NH₃⁺. Une fois le doublet non liant engagé dans la nouvelle liaison N−H, l'azote est entouré de 4 liaisons simples (3 vers H, 1 vers CH₃) et ne porte plus de doublet non liant ; il porte la charge + de l'ion.

Exercice 5 — Qui est amphotère ?

Caractère amphotère

🧪 Analyse de solution

On considère les espèces chimiques suivantes, présentes dans une eau minérale gazeuse : H₂O, HCO₃⁻, NH₄⁺, CH₃COO⁻, H₃O⁺.

1) Rappeler la définition d'une espèce amphotère.

2) Parmi les cinq espèces listées, identifier celle(s) qui sont amphotères, en indiquant pour chacune les deux couples acide-base dans lesquels elle intervient.

3) Pour NH₄⁺ et CH₃COO⁻, expliquer pourquoi elles ne peuvent jouer qu'un seul rôle (acide ou base) et pas les deux.

1) Une espèce amphotère (ou ampholyte) est une espèce capable de céder un proton H⁺ (comportement acide) et d'en capter un (comportement base), selon le partenaire avec lequel elle réagit.
2) H₂O est amphotère : acide du couple H₂O/OH⁻ (H₂O ⇌ OH⁻ + H⁺) et base du couple H₃O⁺/H₂O (H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺). HCO₃⁻ est amphotère : acide du couple HCO₃⁻/CO₃²⁻ (HCO₃⁻ ⇌ CO₃²⁻ + H⁺) et base du couple H₂CO₃/HCO₃⁻ (HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃).
3) NH₄⁺ ne peut être que l'acide du couple NH₄⁺/NH₃ (il n'a pas de proton supplémentaire à céder pour jouer un rôle de base dans ce contexte) ; CH₃COO⁻ ne peut être que la base du couple CH₃COOH/CH₃COO⁻ (elle n'a pas de proton acide à céder).

Exercice 6 — pH dans les deux sens

pH ⇄ [H₃O⁺]

🌧️ Environnement

Une pluie polluée par des oxydes d'azote et de soufre présente une concentration en ion oxonium [H₃O⁺] = 5,0×10⁻⁵ mol·L⁻¹. Une eau minérale gazeuse, elle, présente un pH mesuré de 5,5 (dissolution de CO₂).

1) Calculer le pH de la pluie polluée. Commenter par rapport au pH d'une pluie « naturelle » non polluée (≈ 5,6, dû au CO₂ atmosphérique dissous).

2) Calculer la concentration [H₃O⁺] de l'eau minérale gazeuse à pH = 5,5.

3) Sans calcul, indiquer laquelle des deux solutions est la plus acide et justifier à partir de la relation entre pH et [H₃O⁺].

1) \(\text{pH} = -\log(5{,}0\times10^{-5}) \approx 4{,}3\). Ce pH est inférieur à 5,6 : la pluie est donc anormalement acide, signe d'une pollution acide (pluies acides).
2) \([H_3O^+] = 10^{-\text{pH}} = 10^{-5{,}5} \approx 3{,}2\times10^{-6}\ \text{mol·L}^{-1}\).
3) La pluie polluée (pH ≈ 4,3) est plus acide que l'eau gazeuse (pH = 5,5) : plus le pH est petit, plus [H₃O⁺] est grand, donc plus la solution est acide — cela se vérifie ici : [H₃O⁺]_pluie = 5,0×10⁻⁵ mol·L⁻¹ ≫ [H₃O⁺]_{eau gazeuse} ≈ 3,2×10⁻⁶ mol·L⁻¹.

Exercice 7 — Retrouver le Ka de l'acide lactique par une mesure de pH

Estimer Ka à partir du pH

🥛 Lait fermenté / yaourt

L'acide lactique CH₃CH(OH)COOH, présent dans les produits laitiers fermentés, est un acide faible. On prépare une solution de concentration apportée C = 1,0×10⁻² mol·L⁻¹ et on mesure son pH avec un pH-mètre : pH = 2,96.

Méthode exigible (bilan de matière) : \([H_3O^+]=10^{-\text{pH}}\) ; à l'équilibre \([A^-]\approx[H_3O^+]\) et \([AH]_{\text{éq}}=C-[H_3O^+]\) ; \(K_a = \dfrac{[H_3O^+]^2}{C-[H_3O^+]}\).

1) Calculer [H₃O⁺] à partir du pH mesuré.

2) Dresser le bilan de matière à l'équilibre et calculer [AH]_éq.

3) En déduire la valeur de K_a puis de pK_a du couple de l'acide lactique.

1) \([H_3O^+] = 10^{-2{,}96} \approx 1{,}1\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\).
2) \([A^-]\approx[H_3O^+]\approx1{,}1\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\) ; \([AH]_{\text{éq}} = C - [H_3O^+] = 1{,}0\times10^{-2} - 1{,}1\times10^{-3} \approx 8{,}9\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\).
3) \(K_a = \dfrac{(1{,}1\times10^{-3})^2}{8{,}9\times10^{-3}} \approx 1{,}4\times10^{-4}\), soit pK_a ≈ 3,87. Cette valeur est cohérente avec le K_a tabulé de l'acide lactique.

Exercice 8 — Composition finale d'un déboucheur acide dilué

Acide fort → composition finale

🚿 Produit d'entretien

Un déboucheur de canalisation contient de l'acide chlorhydrique HCl. On en dilue une petite quantité pour obtenir V = 250 mL d'une solution de concentration apportée C = 5,0×10⁻³ mol·L⁻¹. HCl est un acide fort : sa réaction avec l'eau est quasi-totale.

1) Écrire l'équation de la réaction (quasi-totale) entre HCl et l'eau.

2) En déduire la relation entre [H₃O⁺] et C à l'état final, puis calculer les quantités de matière n(H₃O⁺) et n(Cl⁻) dans les 250 mL.

3) Dresser un tableau donnant, à l'état final, les espèces présentes en solution et leur concentration (on précisera que l'eau reste très majoritairement sous forme H₂O). Calculer le pH de la solution.

1) HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ (flèche simple : transformation quasi-totale, acide fort).
2) La transformation étant quasi-totale, tout HCl introduit est converti : [H₃O⁺] = C = 5,0×10⁻³ mol·L⁻¹. n(H₃O⁺) = n(Cl⁻) = C×V = 5,0×10⁻³ × 0,250 = 1,25×10⁻³ mol.

Espèce	H₃O⁺	Cl⁻	HCl
Concentration (mol·L⁻¹)	5,0×10⁻³	5,0×10⁻³	≈ 0 (quasi-tot.)

3) \(\text{pH} = -\log(5{,}0\times10^{-3}) \approx 2{,}3\).

Exercice 9 (difficile) — Une eau gazeuse sous contrôle qualité

Synthèse — couples, amphotérisme, K_a, stœchiométrie

🧪 Exercice de synthèse — peu guidé

Une eau minérale gazeuse doit sa légère acidité au CO₂ dissous, présent sous forme d'acide carbonique H₂CO₃ (couple H₂CO₃ / HCO₃⁻). Dans un échantillon, la concentration apportée en H₂CO₃ est C = 2,0×10⁻³ mol·L⁻¹ et le pH mesuré est de 4,50.

1) L'ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻, susceptible de se former dans cette eau, est une espèce amphotère. Justifier cette affirmation en donnant les deux couples acide-base concernés.

2) À partir des données de l'énoncé, déterminer la valeur de la constante d'acidité K_a du couple H₂CO₃ / HCO₃⁻ (aucune formule n'est donnée : à vous de retrouver la bonne démarche).

3) La valeur tabulée est pK_a(H₂CO₃/HCO₃⁻) = 6,3. Votre résultat est-il cohérent ? Comparer le pH mesuré (4,50) à ce pK_a et en déduire, sans calcul supplémentaire, quelle espèce du couple (H₂CO₃ ou HCO₃⁻) est très largement majoritaire dans cette eau.

4) Par accident lors d'un contrôle qualité, on ajoute à V = 500 mL de cette eau une quantité n(HO⁻) = 1,0×10⁻⁴ mol d'ions hydroxyde (soude renversée). Sachant que H₂CO₃ est présent dans ces 500 mL en large excès par rapport à HO⁻ (on prendra appui sur la question 3 et sur C×V), écrire l'équation de la réaction qui se produit, identifier le réactif limitant, puis calculer les quantités de matière de H₂CO₃ restant et de HCO₃⁻ formé après cette réaction.

1) HCO₃⁻ est l'acide du couple HCO₃⁻ / CO₃²⁻ (HCO₃⁻ ⇌ CO₃²⁻ + H⁺) et la base du couple H₂CO₃ / HCO₃⁻ (H₂CO₃ ⇌ HCO₃⁻ + H⁺, lu dans le sens où H₂CO₃ cède H⁺, donc HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃ dans le sens base). Selon son partenaire de réaction, HCO₃⁻ peut donc céder ou capter un proton : il est amphotère.
2) [H₃O⁺] = 10⁻⁴,⁵⁰ ≈ 3,16×10⁻⁵ mol·L⁻¹. Bilan de matière à l'équilibre : [HCO₃⁻] ≈ [H₃O⁺] ≈ 3,16×10⁻⁵ mol·L⁻¹ ; [H₂CO₃]_éq = C − [H₃O⁺] = 2,0×10⁻³ − 3,16×10⁻⁵ ≈ 1,97×10⁻³ mol·L⁻¹. Donc K_a = [H₃O⁺]²/[H₂CO₃]_éq = (3,16×10⁻⁵)² / 1,97×10⁻³ ≈ 5,1×10⁻⁷, soit pK_a ≈ 6,30.
3) Le résultat (pK_a ≈ 6,30) est en excellent accord avec la valeur tabulée (6,3). Comme le pH mesuré (4,50) est très inférieur au pK_a (6,3), c'est l'espèce acide H₂CO₃ qui est très largement majoritaire dans cette eau (HCO₃⁻ n'y est présent qu'à l'état de trace, cohérent avec [HCO₃⁻] ≈ 3,16×10⁻⁵ mol·L⁻¹ ≪ C).
4) n(H₂CO₃) initial dans 500 mL = C×V = 2,0×10⁻³ × 0,500 = 1,0×10⁻³ mol, très supérieur à n(HO⁻) = 1,0×10⁻⁴ mol : HO⁻ est le réactif limitant. Équation : H₂CO₃ + HO⁻ → HCO₃⁻ + H₂O (réaction quasi-totale, un acide réagissant avec une base forte). HO⁻ étant limitant, il est entièrement consommé : n(HCO₃⁻) formé = 1,0×10⁻⁴ mol ; n(H₂CO₃) restant = 1,0×10⁻³ − 1,0×10⁻⁴ = 9,0×10⁻⁴ mol.

Bilan de compétences — Ces exercices, je sais faire ?

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