Identifier un transfert d’ion hydrogène :

Les espèces chimiques suivantes sont des acides ou des bases selon la théorie de Bronsted :

HCO₃^– (aq) ; CH₃COOH (aq) ; CO₂, H₂O ; NH₃ (aq) ;

HO^– (aq) ; H₃O⁺ (aq) ; CH₃COO^– (aq) ; NH₄⁺ (aq) ; H₂O (ℓ).

1.  Définir un acide et une base selon la théorie de Bronsted.

2.  Former les couples acide -base à partir des formules chimiques données ci-dessus.

3.  Écrire les demi-équations acide-base associées aux couples formés.

4.  Justifier que l’eau est une espèce amphotère.

5.  Représenter le schéma de Lewis et la formule semi-développée de l’acide éthanoïque en

entourant l’hydrogène acide.

Identifier un transfert d’ion hydrogène :

Les espèces chimiques suivantes sont des acides ou des bases selon la théorie de Bronsted :

HCO₃^– (aq) ; CH₃COOH (aq) ; (CO₂, H₂O) (aq) ; NH₃ (aq) ;

HO^– (aq) ; H₃O⁺ (aq) ; CH₃COO^– (aq) ; NH₄⁺ (aq) ; H₂O (ℓ).

1.  Définir un acide et une base selon la théorie de Bronsted.

-  Pour le chimiste danois Joannes Nicolaus Bronsted un transfert d’ion hydrogène H⁺

a lieu entre un acide et une base.

-  Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un ion hydrogène H⁺.

-  L’acide AH se transforme alors en sa base conjuguée A^–.

-  Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un hydrogène H⁺.

-  La base A^– se transforme alors en son acide conjugué AH.

2.  Les différents couples acide -base à partir des formules chimiques données ci-dessus.

-  Tableau :

3.  Demi-équations acide-base associées aux couples formés.

4.  Espèce amphotère :

-  Une espèce amphotère est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

-  Cas de l’eau :

-  L’eau appartient à deux couples acido-basiques.

-  L’ion H₃O⁺ (aq) est l’acide du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ)

-  L’ion HO^– (aq) est la base du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

-  L’eau est la base du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ) et l’acide du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

-  On dit que l’eau est un ampholyte ou une espèce amphotère.

5.  Schéma de Lewis et la formule semi-développée de l’acide éthanoïque.

-  Schéma de Lewis :

-  Formule semi-développée :

Les couples :

MnO₄^– (aq) / Mn²⁺ (aq) ; NH₃ (aq) / NH₄⁺ (aq)

SO₄^2– (aq) / HSO₃^– (aq) ; O₂ (g) / H₂O₂ (aq) ;

HCOOH (aq) / HCOO^– (aq)

1.  Parmi les couples ci-dessus, identifier les couples acide-base.

2.  Écrire les demi-équation des couples acide-base.

3.  L’ion hydrogénosulfate :

a.  L’ion hydrogénosulfate HSO₄^– (aq)  est une espèce amphotère. Définir ce terme.

b.  Écrire les deux couples acide-base formés par l’ion hydrogénosulfate.

4.  Justifier le caractère basique de l’ammoniac à partir du schéma de Lewis de sa molécule.

Identifier les couples acide-base :

Les couples :

MnO₄^– (aq) / Mn²⁺ (aq) ; NH₃ (aq) / NH₄⁺ (aq)

SO₄^2– (aq) / HSO₃ (aq) ; O₂ (g) / H₂O₂ (aq) ;

HCOOH (aq) / HCOO^– (aq)

1.  Identification les couples acide-base.

-  Les couples acide-base :

-  Couples oxydant-réducteur :

- Demi-équation électronique :

-  Le couple suivant ne représente pas un couple acide-base :

-  SO₄^2– (aq) / HSO₃^– (aq) ?

-  L’ion hydrogénosulfite n’est pas la base conjuguée de l’ion sulfate SO₄^2– (aq).

-  L’ion hydrogénosulfite HSO₃^– (aq) est l’acide conjugué de l’ion sulfite :

-  HSO₃^– (aq) / SO₃^2– (aq)

-  Ou, l’acide sulfureux (SO₂, H₂O) (aq) est l’acide conjuguée de l’ion hydrogénosulfite.

-  (SO₂, H₂O) (aq) / HSO₃^– (aq)

- ou l’ion hydrogénosulfite HSO₃^– (aq) est la base conjuguée de l'acide sulfureux (SO₂, H₂O) (aq) .

2.  Demi-équation des couples acide-base.

3.  L’ion hydrogénosulfate :

a.  L’ion hydrogénosulfate HSO₄^– (aq) :

-  Une espèce amphotère est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

-  L’ion hydrogénosulfate est la base du couple H₂SO₄ (ℓ) / HSO₄^– (aq)

-  L’ion hydrogénosulfate est l’acide du couple HSO₄^– (aq) / SO₄^2– (aq) 

b.  Les couples acide-base formés par l’ion hydrogénosulfate.

4.  Caractère basique de l’ammoniac à partir du schéma de Lewis de sa molécule.

-  La molécule d’ammoniac NH₃ est une base de Lewis.

-  L’atome d’azote porte un doublet non liant.

-  Une base de Lewis est une entité chimique dont l’un des atomes possède un doublet non liant.

-  Un acide de Lewis est une entité chimique dont l’un des atomes possède une lacune électronique.

-  Le proton H⁺ joue le rôle d’un acide de Lewis, il porte une lacune électronique.

Équation d’une réaction acide-base :

En mélangeant une solution d’hydrogénocarbonate de sodium [Na⁺ (aq) + HCO₃^– (aq)]

avec du vinaigre (solution contenant de l’acide éthanoïque), une réaction se produit.

On observe une effervescence.

1.  Donner la formule chimique de l’acide éthanoïque.

2.  Écrire les couples acide-base mis en jeu au cours de la transformation.

3.  Deux réactions opposées ont lieu. Écrire l’équation sachant que la transformation est non totale.

4.  Justifier l’effervescence observée.

Calculer le pH d’une solution :

Pour ne pas irriter la peau, l’eau d’une piscine doit avoir un pH compris entre 7,2 et 7,4.

La détermination de la concentration en ions oxonium d’une eau d’une piscine donne :

[H₃O⁺] = 3,2 × 10^–7 mol . L^–1.

1.  L’eau de la piscine peut-elle provoquer des irritations ?

2.  Calculer les concentrations en ions oxonium correspondantes à l’intervalle de pH préconisé.

3.  Préciser la nature acide ou basique de l’espèce à ajouter pour retrouver une eau de piscine acceptable.

Il en voit de toutes les couleurs :

Le bleu de bromophénol se présente  sous deux formes différentes : l’une colore la solution

en jaune lorsque le pH est inférieur à 3,0, l’autre la colore

en bleu lorsque le pH est supérieur à 4,6.

Une solution S est obtenue en versant de l’acide nitrique HNO₃ (ℓ) et quelques gouttes

de bleu de bromophénol pur dans un volume d’eau

La solution obtenue est verte.

1.  Écrire l’équation de la réaction acide-base entre l’acide nitrique et l’au sachant que la transformation est totale.

2.  Donner un encadrement de la concentration en quantité de matière d’ions oxonium présents dans la solution S.

3.  Préciser la démarche à suivre pour que la couleur de la solution vire au jaune.

4.  Solution d’hydroxyde de sodium :

a.  On ajoute de l’hydroxyde de sodium dans la solution S. Écrire l’équation de la réaction entre les ions hydroxyde

et les ions oxonium présents dans la solution S. La transformation est totale.

b.  Justifier que les ions sodium Na⁺ (aq) sont spectateurs.

c.  Indiquer la couleur de la solution si l’on continue d’ajouter de l’hydroxyde de sodium à la solution S.

-  Données :

-  Formule topologique du bleu de bromophénol :

-  Formule brute : : C₁₉H₁₀Br₄O₅S

Il en voit de toutes les couleurs :

1.  Équation de la réaction acide-base entre l’acide nitrique et l’eau :

-  Les couples acide-base mis en jeu :

-  HNO₃ (ℓ) / NO₃^– (aq) et H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ)

-  La réaction chimique :

2.  Encadrement de la concentration en quantité de matière d’ions oxonium présents dans la solution S :

-  La solution obtenue est verte.

-  Le bleu de bromophénol est un indicateur coloré qui est l’acide d’un couple acide-base.

-  Notation simplifiée :

-  La forme acide est notée InH et la forme basique In^–

-  Couple acide-base : InH (aq) / In^– (aq)

-  Teinte de la forme acide du bleu de bromophénol InH (aq)  : jaune.

- Teinte de la forme basique du bleu de bromophénol  In^– (aq) : bleu.

-  Teinte de la zone de virage : vert.

-  Dans ce cas : [InH] ≈ [In^–]

-  Schéma :

-  On utilise la relation équivalente :

-  Pour pH = 3,0

-  [H₃O⁺] = C⁰ ×10^{– pH} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{– 3} mol . L^–1

-  Pour pH = 4,6

-  [H₃O⁺] = C⁰ ×10^{– pH} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{– 4,6} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 2,51 × 10^{– 5} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 2,5 × 10^{– 5} mol . L^–

-   Encadrement de la valeur de la concentration en ions oxonium de l’eau d’un piscine  :

2,5 × 10^{– 5} mol . L^–1 ≤  [H₃O⁺] ≤ 1,0 × 10^{– 3} mol . L^–1

3.  La solution vire au jaune :

-  Schéma :

-  Dans ce cas, le pH de la solution doit diminuer.

-  Il faut augmenter la concentration en ions oxonium [H₃O⁺]

-  [H₃O⁺] > 1,0 × 10^{– 3} mol . L^–1

-  Il faut ajouter de l’acide nitrique HNO₃ (ℓ) dans la solution S.

4.  Solution d’hydroxyde de sodium :

a.  Équation de la réaction entre les ions hydroxyde et les ions oxonium présents dans la solution S :

-  La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium : Na⁺ (aq) + HO^– (aq)

-  Cette réaction met en jeu les couples suivants :

-   H₂O (ℓ) / HO ^– (aq) : H₂O (ℓ)   HO ^– (aq) + H⁺

-  H₃O ⁺ (aq) / H₂O (ℓ) :   H₃O ⁺ (aq)   H₂O (ℓ) + H⁺

b.  Les ions sodium Na⁺ (aq) sont spectateurs.

-  Dans l’état actuel d’avancement du programme :

-  Les ions Na⁺(aq) n’ont aucun caractère acide ou basique.

-  Les ions Na⁺(aq) sont des ions spectateurs pour les réactions acide-base.

c.  Couleur de la solution si l’on continue d’ajouter de l’hydroxyde de sodium à la solution S.

-  Si on ajoute la solution  aqueuse d’hydroxyde de sodium à la solution S, la concentration

en ions oxonium diminue et le pH de la solution obtenue augmente.

-  Car il se produit la réaction suivante :

H₃O ⁺ (aq) + HO ^– (aq)  →  2 H₂O (ℓ)

-  Lorsque [H₃O⁺] < 2,5 × 10^{– 5} mol . L^–1

-  Le pH > 4,6

-  La solution prend une teinte bleue.

-  Additif :

-   Domaines de prédominance (2000).

-  Domaines de prédominance (2004).

-  Domaine de prédominance (2010).

- -  Le bleu de bromophénol (BBP) existe sous trois formes :

-  Forme 1 que l’on note BBPH₂ qui est de teinte jaune.

-  La forme 2 que l’on note BBPH^– qui est de teinte bleue.

-  La forme 3 que l’on note BBP^2– qui est incolore.

-  pK_A des couples acide-base mis en jeu.

-  pK_A (BBPH₂ / BBPH^–) = 4,1 et pK_A (BBPH^– / BBP^2–) = 7,3

-  Si le pH < 3, la forme jaune est prédominante.

-  Si le pH > 5 c’est la forme bleue qui est prédominante.

-  Le passage d’une forme à l’autre et quasi-instantanée et renversable.

-  Le passage de la forme bleue à la forme incolore est en revanche particulièrement lente.

-  On ne l’observe avec une vitesse notable qu’en milieu vraiment basique.

-  Cette réaction de décoloration peut être utilisée pour l’étude cinétique d’une réaction chimique.

Le pH moyen des eaux de mers et des océans était  de 8,15 avant l’ère industrielle,

et se situe désormais autour de 8,05. Les coquilles ou les exosquelettes des crustacé

et des coraux formés essentiellement de carbonate de calcium CaCO₃ (s) ont plus de

difficultés à se former dans les eaux acides.

1.  Le dioxyde de carbone dissout {CO₂, H₂O }(aq) réagit avec l’eau selon une réaction non totale.

Écrire l’équation de la réaction.

2.  Pourquoi le pH des eaux de mers et des océans diminue-t-il depuis l’ère industrielle ?

3.  Montrer que la diminution constatée du pH depuis le début de l’ère industrielle correspond

à une augmentation de 30 % des ions oxonium dans les océans.

4.  Soient les réactions opposées dont l’équation est donnée ci-dessous.

CaCO₃ (s) + H₃O⁺ (aq)  Ca²⁺ (aq) + HCO₃^– (aq) + H₂O (ℓ)

-  En déduire pourquoi les coraux sont menacés par les activités humaines.

-  Donnée :

-

Les coraux face à l’acidification des océans :

1.   Équation de la réaction.

{CO₂, H₂O }(aq) + H₂O (ℓ)  HCO₃^– (aq) + H₃O⁺ (aq) (1)

-  D’autre part :

HCO₃^– (aq) + H₂O (ℓ)  CO₃^2– (aq) + H₃O⁺ (aq)  (2)

-  L’ion hydrogénocarbonate est une espèce amphotère.

-  Couples  acide-base :

{CO₂, H₂O }(aq) / HCO₃^– (aq) et HCO₃^– (aq) / CO₃^2– (aq)

2.  Le pH des eaux de mers et des océans diminue depuis l’ère industrielle :

-  L’activité industrielle produit du dioxyde de carbone CO₂ (g).

-  C’est un gaz à effet de serre important.

-  Ce dioxyde de carbone est partiellement soluble dans l’eau (solubilité du dioxyde de carbone dans l’eau  à 20 ° C : 1,688 g . L^–1)

-  La dissolution du dioxyde de carbone atmosphérique entraîne l’acidification de l’eau de mer

et des océans du fait de la formation des ions oxonium H₃O⁺ (aq) lors de la réaction (1)

3.  Diminution constatée du pH depuis le début de l’ère industrielle.

-  Le pH moyen des eaux de mers et des océans était  de 8,15 avant l’ère industrielle, et se situe désormais autour de 8,05.

-  On peut calculer la concentration en ions oxonium H₃O⁺ (aq) pour chaque valeur du pH :

-  Pour pH₁ = 8,15

-  [H₃O⁺]₁ = C⁰ ×10^{– pH1} mol . L^–1

-  [H₃O⁺]₁ = 1,0 × 10^{– 8,15} mol . L^–1

-  [H₃O⁺]₁ = 7,07 × 10^{– 9} mol . L^–1

-  [H₃O⁺]₁ = 7,1 × 10^{– 9} mol . L^–1

-  Pour pH₂ = 8,05

-  [H₃O⁺]₂ = C⁰ ×10^{– pH2} mol . L^–1

-  [H₃O⁺]₂ = 1,0 × 10^{– 8,05} mol . L^–1

-  [H₃O⁺]₂ = 8,91 × 10^{– 9} mol . L^–1

-  [H₃O⁺]₂ = 8,9 × 10^{– 9} mol . L^–1

-  Diagramme :

-  On peut calculer la variation relative de la concentration en ions oxonium :

-   

-  L’augmentation de la concentration des ions oxonium dans les mers et océans est proche de 30 %.

-  Autre méthode :

-   

-  [H₃O⁺]₂ ≈ 1,26 [H₃O⁺]₁

-  Cela correspond à une augmentation d’environ 26 % (proche de 30 %).

4.  Les coraux sont menacés par les activités humaines.

CaCO₃ (s) + H₃O⁺ (aq)  Ca²⁺ (aq) + HCO₃^– (aq) + H₂O (ℓ)

-  La présence d’un excès de dioxyde de carbone, entraîne la formation d’ions oxonium.

-  Ceci entraîne la dissolution du carbonate de calcium CaCO₃ (s).

-  La réaction entre le carbonate de calcium CaCO₃ (s) et déplacé dans le sens de la formationdes ions calcium Ca²⁺ (aq) et des ions hydrogénocarbonate HCO₃^– (aq).

-  L’acidification des mers et océans réduit la concentration des carbonates dans l’eau de mer tout en augmentant celle des ions hydrogénocarbonates.

-  La coquille des organismes marins va devenir plus fine, et les coraux risquent de disparaître.

Nettoyer à l’ammoniaque :

Une solution aqueuse commerciale S₁ contenant de l’ammoniac NH₃ (aq) peut être utilisée,

après dilution, comme produit nettoyant (éviers, lavabos, etc.) ou comme produit détachant (moquette, tapis).

Une solution aqueuse S₂ est obtenue après dilution de la solution S₁.

-  Présentation :

1.  Lister la verrerie nécessaire pour réaliser une dilution, ainsi que les consignes de sécurité.

2.  Réaction chimique :

a.  L’ammoniac NH₃ (aq) réagit avec l’eau selon une transformation non totale. Écrire l’équation.

b.  Écrire les couples acide-base mis en jeu.

3.  Le pH de la solution S₂ est égal à 10,5. Préciser la nature (basique, neutre, acide) de la solution.

4.  Déterminer la concentration en ions oxonium [H₃O⁺] de la solution S₂.

5.  Justifier le caractère acide ou basique d’une solution d’ammoniac à partir du schéma de Lewis de la molécule.

6.  À partir du schéma de Lewis de l’ion ammonium, justifier que l’ion ammonium ne peut pas être une espèce amphotère.

Nettoyer à l’ammoniaque :

1.  Verrerie nécessaire pour réaliser une dilution, ainsi que les consignes de sécurité.

-  Verrerie de précision : Fiole jaugée avec son bouchon, pipette jaugée munie de sa propipette

-  Verrerie : béchers

-  Pissette d’eau distillée

-  Éléments de sécurité : Blouse, gants, lunette, hotte aspirante.

2.  Réaction chimique :

a.  Équation de la réaction entre l’ammoniac NH₃ (aq) et l’eau

b.  Couples acide-base mis en jeu.

3.  Nature (basique, neutre, acide) de la solution.

-  Le pH de la solution S₂ est égal à 10,5.

-  Le pH de la solution est supérieur à 7 : la solution est basique.

4.  Concentration en ions oxonium [H₃O⁺] de la solution S₂.

-  pH = 10,5

-  [H₃O⁺] = C⁰ ×10^{– pH} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{– 10,5} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 3,16 × 10^{– 11} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 3,2 × 10^{– 11} mol . L^–1

5.  Caractère acide ou basique d’une solution d’ammoniac à partir du schéma de Lewis de la molécule.

-  La molécule d’ammoniac NH₃ est une base de Lewis.

-  L’atome d’azote porte un doublet non liant.

-  Le doublet non liant situé sur l’atome d’azote est un site donneur de doublet d’électrons.

-  Il permet de se lier à l’ion hydrogène qui présente une lacune en électron.

-  On obtient ainsi l’ion ammonium :

6.  L’ion ammonium ne peut pas être une espèce amphotère.

-  Schéma de Lewis de l’ion ammonium :

-  L’ion ammonium NH₄⁺ (aq) est l’acide conjugué de l’ammoniac NH₃ (aq).

-  Pour être une espèce amphotère, l’ion ammonium doit être une base d'un autre couple.

-  L’ion ammonium ne possède pas de doublet non liant et ne peut pas se lier avec un ion hydrogène H⁺.

-  De plus il est chargé positivement comme l’ion hydrogène H⁺.

Discuter un modèle :

Partie I : Étude de solutions fortement concentrées en ions oxonium.

On mesure le pH de trois solutions aqueuses de différentes concentration en ion oxonium.

Tableau :

1.  Commenter le nombre de chiffres significatifs affichés par le pH-mètre.

 2.  Relation :

 a.  Donner la relation entre le pH d’une solution et sa concentration en ions oxonium.

b.  Calculer le pH de chaque solution à l’aide de cette relation.

3.  Comparer avec les valeurs expérimentales et expliquer les écarts observés.

Partie II : Étude de solutions faiblement concentrées en ions oxonium.

Dans un deuxième temps, on mesure le pH de solutions aqueuses diluées d’acide chlorhydrique

de différentes concentrations C en soluté apporté.

-  Graphe :

-  Complément scientifique :

-  Outre les molécules d’eau, l’eau distillée contient des ions oxonium H₃O⁺ (aq) et

des ions HO^– (aq) en très faibles quantités :

-  [H₃O⁺]  = [HO^–] = 1,0 × 10^–7 mol . L^–1

4.  Écrire la formule des espèces présentes dans une solution d’acide chlorhydrique.

5.  Justifier que les ions chlorure sont spectateurs.

6.  Sachant que la relation  reste valable pour les solutions diluées,

proposer une explication au fait que la relation n’est plus valable

pour une concentration C inférieure à 1,0 × 10^–6 mol . L^–1