Théories, couples conjugués & électrolytes

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Facile15 exercices

Exercice 1acide ou base selon Brønsted ?

Pour chaque espèce, dis si, en présence d'eau, elle joue le rôle d'un acide (elle cède un $\ce{H+}$ ) ou d'une base (elle capte un $\ce{H+}$ ).

a)
$\ce{HCl}$
On regarde si l'espèce peut céder un $\ce{H+}$ (acide) ou en capter un (base).
$\ce{HCl}$ : cède son $\ce{H+}$ $\Rightarrow$ acide. ( $\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}$ .)
b)
$\ce{NH3}$
$\ce{NH3}$ : capte un $\ce{H+}$ pour devenir $\ce{NH4+}$ $\Rightarrow$ base.
c)
$\ce{OH-}$
$\ce{OH-}$ : capte un $\ce{H+}$ pour devenir $\ce{H2O}$ $\Rightarrow$ base.
d)
$\ce{CH3COOH}$
$\ce{CH3COOH}$ : cède son $\ce{H+}$ du groupe $\ce{-COOH}$ $\Rightarrow$ acide.

Exercice 2trouver la base conjuguée

Donne la base conjuguée de chaque acide (on retire un $\ce{H+}$ ).

a)
$\ce{HF}$
On retire un $\ce{H}$ et une charge $+1$ (la charge diminue de un).
$\ce{HF}$ $\to$ $\ce{F-}$ .
b)
$\ce{NH4+}$
$\ce{NH4+}$ $\to$ $\ce{NH3}$ (la charge passe de $+1$ à $0$ ).
c)
$\ce{H2CO3}$
$\ce{H2CO3}$ $\to$ $\ce{HCO3-}$ .
d)
$\ce{H3O+}$
$\ce{H3O+}$ $\to$ $\ce{H2O}$ .

Exercice 3trouver l'acide conjugué

Donne l'acide conjugué de chaque base (on ajoute un $\ce{H+}$ ).

a)
$\ce{NH3}$
On ajoute un $\ce{H}$ et une charge $+1$ (la charge augmente de un).
$\ce{NH3}$ $\to$ $\ce{NH4+}$ .
b)
$\ce{CO3^{2-}}$
$\ce{CO3^{2-}}$ $\to$ $\ce{HCO3-}$ (la charge passe de $-2$ à $-1$ ).
c)
$\ce{H2O}$
$\ce{H2O}$ $\to$ $\ce{H3O+}$ .
d)
$\ce{NO2-}$
$\ce{NO2-}$ $\to$ $\ce{HNO2}$ .

Exercice 4écrire la demi-équation d'un couple

Écris la demi-équation acide-base en milieu aqueux (avec $\ce{H2O}$ et $\ce{H3O+}$ ) pour chaque couple.

a)
$\ce{HNO2/NO2-}$
L'acide cède son $\ce{H+}$ à l'eau, qui devient $\ce{H3O+}$ ; on écrit une flèche d'équilibre.
$\ce{HNO2 + H2O <=> NO2- + H3O+}$ .
b)
$\ce{HCOOH/HCOO-}$
$\ce{HCOOH + H2O <=> HCOO- + H3O+}$ .

Exercice 5électrolyte fort ou faible ?

Pour chaque espèce, indique si c'est un électrolyte fort (dissociation totale, flèche $\ce{->}$ ) ou faible (dissociation partielle, flèche $\ce{<=>}$ ), puis écris son équation de dissociation dans l'eau.

a)
$\ce{HCl}$
Fort = totalement dissocié ( $\ce{->}$ ) ; faible = partiellement dissocié ( $\ce{<=>}$ ).
$\ce{HCl}$ : acide fort $\Rightarrow$ $\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}$ .
b)
$\ce{CH3COOH}$
$\ce{CH3COOH}$ : acide faible $\Rightarrow$ $\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}$ .
c)
$\ce{NaOH}$
$\ce{NaOH}$ : base forte $\Rightarrow$ $\ce{NaOH -> Na+ + OH-}$ .
d)
$\ce{HF}$
$\ce{HF}$ : acide faible $\Rightarrow$ $\ce{HF + H2O <=> F- + H3O+}$ .

Exercice 6acide ou base de Brønsted ?

Pour chaque espèce, dis si, en présence d'eau, elle joue plutôt le rôle d'un acide (elle cède un $\ce{H+}$ ) ou d'une base (elle capte un $\ce{H+}$ ).

a)
$\ce{HI}$
On regarde si l'espèce peut céder un $\ce{H+}$ (acide) ou en capter un (base).
$\ce{HI}$ : cède son $\ce{H+}$ $\Rightarrow$ acide ( $\ce{HI + H2O -> H3O+ + I-}$ ).
b)
$\ce{CN-}$
$\ce{CN-}$ : capte un $\ce{H+}$ pour donner $\ce{HCN}$ $\Rightarrow$ base.
c)
$\ce{H2S}$
$\ce{H2S}$ : cède un $\ce{H+}$ pour donner $\ce{HS-}$ $\Rightarrow$ acide.
d)
$\ce{ClO-}$
$\ce{ClO-}$ : capte un $\ce{H+}$ pour donner $\ce{HClO}$ $\Rightarrow$ base.

Exercice 7trouver la base conjuguée

Donne la base conjuguée de chaque acide (on retire un $\ce{H+}$ ).

a)
$\ce{HClO}$
On retire un $\ce{H}$ et une charge $+1$ (la charge diminue de un).
$\ce{HClO}$ $\to$ $\ce{ClO-}$ .
b)
$\ce{HSO4-}$
$\ce{HSO4-}$ $\to$ $\ce{SO4^{2-}}$ .
c)
$\ce{H2S}$
$\ce{H2S}$ $\to$ $\ce{HS-}$ .
d)
$\ce{CH3NH3+}$
$\ce{CH3NH3+}$ $\to$ $\ce{CH3NH2}$ (la charge passe de $+1$ à $0$ ).

Exercice 8trouver l'acide conjugué

Donne l'acide conjugué de chaque base (on ajoute un $\ce{H+}$ ).

a)
$\ce{F-}$
On ajoute un $\ce{H}$ et une charge $+1$ (la charge augmente de un).
$\ce{F-}$ $\to$ $\ce{HF}$ .
b)
$\ce{HPO4^{2-}}$
$\ce{HPO4^{2-}}$ $\to$ $\ce{H2PO4-}$ (la charge passe de $-2$ à $-1$ ).
c)
$\ce{S^{2-}}$
$\ce{S^{2-}}$ $\to$ $\ce{HS-}$ .
d)
$\ce{CH3NH2}$
$\ce{CH3NH2}$ $\to$ $\ce{CH3NH3+}$ .

Exercice 9écrire la demi-équation d'un couple

Écris la demi-équation acide-base en milieu aqueux (avec $\ce{H2O}$ et $\ce{H3O+}$ ) pour chaque couple.

a)
$\ce{HClO/ClO-}$
L'acide cède son $\ce{H+}$ à l'eau (qui devient $\ce{H3O+}$ ) ; on met une flèche d'équilibre car ces acides sont faibles.
$\ce{HClO + H2O <=> ClO- + H3O+}$ .
b)
$\ce{NH4+/NH3}$
$\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$ .

Exercice 10électrolyte fort ou faible ?

Indique si l'espèce est un électrolyte fort ( $\ce{->}$ ) ou faible ( $\ce{<=>}$ ), puis écris son équation de dissociation (ou d'ionisation) dans l'eau.

a)
$\ce{HNO3}$
Fort = totalement dissocié ( $\ce{->}$ ) ; faible = partiellement dissocié ( $\ce{<=>}$ ).
$\ce{HNO3}$ : acide fort $\Rightarrow$ $\ce{HNO3 + H2O -> H3O+ + NO3-}$ .
b)
$\ce{HClO}$
$\ce{HClO}$ : acide faible $\Rightarrow$ $\ce{HClO + H2O <=> ClO- + H3O+}$ .
c)
$\ce{KOH}$
$\ce{KOH}$ : base forte $\Rightarrow$ $\ce{KOH -> K+ + OH-}$ .
d)
$\ce{NH3}$
$\ce{NH3}$ : base faible $\Rightarrow$ $\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}$ .

Exercice 11qui est l'acide, qui est la base ?

Dans chaque couple ci-dessous, désigne l'espèce qui est l'acide et celle qui est la base, en justifiant d'un mot (celle qui peut céder un $\ce{H+}$ est l'acide).

a)
$\ce{HF}$ / $\ce{F-}$
Par convention un couple se note acide/base ; l'acide est celui qui peut céder un $\ce{H+}$ .
$\ce{HF}$ acide, $\ce{F-}$ base ( $\ce{F-}$ n'a pas de $\ce{H}$ cédable).
b)
$\ce{H2O}$ / $\ce{OH-}$
$\ce{H2O}$ acide, $\ce{OH-}$ base.
c)
$\ce{NH4+}$ / $\ce{NH3}$
$\ce{NH4+}$ acide, $\ce{NH3}$ base.
d)
$\ce{HCO3-}$ / $\ce{CO3^{2-}}$
$\ce{HCO3-}$ acide, $\ce{CO3^{2-}}$ base.

Exercice 12reconnaître la théorie

À quelle théorie (Arrhenius, Brønsted-Lowry ou Lewis) correspond chacune de ces définitions ?

a)
« Une base libère des ions $\ce{OH-}$ dans l'eau. »
Libérer des $\ce{OH-}$ dans l'eau : c'est Arrhenius (base).
b)
« Un acide cède un proton $\ce{H+}$ (et la base le capte). »
Céder / capter un proton $\ce{H+}$ : c'est Brønsted-Lowry.
c)
« Un acide accepte un doublet d'électrons. »
Accepter un doublet d'électrons : c'est Lewis (acide).
d)
« Un acide libère des ions $\ce{H3O+}$ dans l'eau. »
Libérer des $\ce{H3O+}$ dans l'eau : c'est Arrhenius (acide).

Exercice 13premier calcul de degré d'ionisation

Pour chaque cas, calcule le degré d'ionisation $\alpha$ (en %) et conclus si l'électrolyte est fort ou faible.

a)
On dissout $0{,}40\,\mathrm{mol}$ d'un composé ; $0{,}40\,\mathrm{mol}$ se dissocient.
$\alpha = \dfrac{\text{quantité dissociée}}{\text{quantité dissoute}}$ .
$\alpha = \dfrac{0,40}{0,40} = 1 = 100\,\%$ : dissociation totale $\Rightarrow$ électrolyte fort.
b)
On dissout $0{,}40\,\mathrm{mol}$ d'un composé ; $0{,}020\,\mathrm{mol}$ se dissocient.
$\alpha = \dfrac{0,020}{0,40} = 0,050 = 5,0\,\%$ : dissociation partielle $\Rightarrow$ électrolyte faible.

Exercice 14électrolyte ou non ?

On dissout séparément, à même concentration, les quatre espèces suivantes. Lesquelles rendent l'eau conductrice du courant (ce sont des électrolytes) ?

a)
le saccharose $\ce{C12H22O11}$
Un électrolyte doit libérer des ions dans l'eau.
Saccharose : molécule qui se dissout sans s'ioniser $\Rightarrow$ non-électrolyte.
b)
le chlorure de sodium $\ce{NaCl}$
$\ce{NaCl}$ : sel qui se dissocie ( $\ce{NaCl -> Na+ + Cl-}$ ) $\Rightarrow$ électrolyte.
c)
l'éthanol $\ce{C2H5OH}$
Éthanol : molécule non ionisée $\Rightarrow$ non-électrolyte.
d)
le chlorure d'hydrogène $\ce{HCl}$
$\ce{HCl}$ : acide fort dissocié ( $\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}$ ) $\Rightarrow$ électrolyte.
Rendent l'eau conductrice : b) $\ce{NaCl}$ et d) $\ce{HCl}$ .

Exercice 15l'eau, un ampholyte

L'eau appartient à deux couples : $\ce{H3O+/H2O}$ et $\ce{H2O/OH-}$ .

a)
Écris la demi-équation où l'eau joue le rôle d'un acide (elle cède un $\ce{H+}$ ).
En acide (couple $\ce{H2O/OH-}$ ) : $\ce{H2O <=> OH- + H+}$ , soit $\ce{H2O + H2O <=> OH- + H3O+}$ .
b)
Écris la demi-équation où l'eau joue le rôle d'une base (elle capte un $\ce{H+}$ ).
En base (couple $\ce{H3O+/H2O}$ ) : $\ce{H2O + H+ <=> H3O+}$ .
L'eau peut céder un $\ce{H+}$ (a) ou en capter un (b) : c'est un ampholyte.

Moyen15 exercices

Exercice 1le regard de Lewis

On donne deux réactions sans transfert de proton :

\ce{NH3 + BF3 -> H3N-BF3} \qquad\text{et}\qquad \ce{Ag+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+}.

a)
Dans chaque réaction, identifie l'acide de Lewis (accepteur de doublet) et la base de Lewis (donneur de doublet).
Dans $\ce{NH3 + BF3}$ : l'azote de $\ce{NH3}$ possède un doublet libre qu'il donne $\Rightarrow$ $\ce{NH3}$ est la base de Lewis ; le bore de $\ce{BF3}$ a une lacune électronique et accepte ce doublet $\Rightarrow$ $\ce{BF3}$ est l'acide de Lewis.
Dans $\ce{Ag+ + 2 NH3}$ : $\ce{NH3}$ donne ses doublets $\Rightarrow$ base de Lewis ; $\ce{Ag+}$ les accepte $\Rightarrow$ acide de Lewis.
b)
Pourquoi ces deux réactions ne relèvent-elles pas de la théorie de Brønsted-Lowry ?
Aucune de ces réactions ne met en jeu un transfert de proton $\ce{H+}$ : $\ce{BF3}$ et $\ce{Ag+}$ ne cèdent ni ne captent d' $\ce{H+}$ . Elles échappent donc à Brønsted-Lowry, mais entrent dans le cadre plus général de Lewis (échange de doublet).

Exercice 2montrer qu'une espèce est un ampholyte

L'ion hydrogénocarbonate $\ce{HCO3-}$ appartient à deux couples : $\ce{H2CO3/HCO3-}$ et $\ce{HCO3-/CO3^{2-}}$ .

a)
Écris la demi-équation où $\ce{HCO3-}$ joue le rôle d'un acide (il cède un $\ce{H+}$ ).
En acide (couple $\ce{HCO3-/CO3^{2-}}$ ) : $\ce{HCO3- + H2O <=> CO3^{2-} + H3O+}$ .
b)
Écris la demi-équation où $\ce{HCO3-}$ joue le rôle d'une base (il capte un $\ce{H+}$ ).
En base (couple $\ce{H2CO3/HCO3-}$ ) : $\ce{HCO3- + H3O+ <=> H2CO3 + H2O}$
(ou, de façon équivalente, $\ce{HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-}$ ).
c)
Conclus : pourquoi $\ce{HCO3-}$ est-il un ampholyte ?
$\ce{HCO3-}$ peut à la fois céder un $\ce{H+}$ (a) et en capter un (b) : il se comporte tantôt en acide, tantôt en base. C'est la définition d'un ampholyte.

Exercice 3les couples successifs d'un polyacide

L'acide phosphorique $\ce{H3PO4}$ peut céder ses trois protons l'un après l'autre.

a)
Écris les trois couples acide/base successifs, du plus acide au moins acide.
On retire les $\ce{H+}$ un par un :
$\ce{H3PO4/H2PO4-},\qquad \ce{H2PO4-/HPO4^{2-}},\qquad \ce{HPO4^{2-}/PO4^{3-}}.$
b)
Parmi les espèces $\ce{H3PO4}$ , $\ce{H2PO4-}$ , $\ce{HPO4^{2-}}$ , $\ce{PO4^{3-}}$ , lesquelles sont des ampholytes ?
Une espèce est ampholyte si elle est à la fois acide d'un couple et base d'un autre. Ce sont les espèces intermédiaires : $\ce{H2PO4-}$ et $\ce{HPO4^{2-}}$ .
( $\ce{H3PO4}$ n'est qu'acide ; $\ce{PO4^{3-}}$ n'est que base.)

Exercice 4calculer un degré d'ionisation

a)
On dissout $0{,}50\,\mathrm{mol}$ d'un acide faible dans l'eau ; à l'équilibre, $0{,}015\,\mathrm{mol}$ se sont dissociées. Calcule le degré d'ionisation $\alpha$ (en %).
$\alpha = \dfrac{\text{quantité dissociée}}{\text{quantité dissoute}}$ .
$\alpha = \dfrac{0,015}{0,50} = 0,030 = 3{,}0\,\%$ .
b)
Un acide faible $\ce{HA}$ de concentration apportée $C_0 = 0{,}10\,$ a un degré d'ionisation $\alpha = 2{,}0\,\%$ . Calcule $[\ce{A-}]$ et $[\ce{HA}]$ restant à l'équilibre.
La fraction dissociée vaut $\alpha C_0$ :
$[\ce{A-}] = \alpha\,C_0 = 0,020 \times 0,10 = 2{,}0\times 10^{-3}\,.$
Le reste est non dissocié :
$[\ce{HA}] = C_0 - [\ce{A-}] = 0,10 - 0,002 = 0{,}098\,.$

Exercice 5repérer les deux couples d'une réaction

On considère la réaction acide-base :

\ce{CH3COOH + NH3 <=> CH3COO- + NH4+}.

a)
Identifie le couple auquel appartiennent $\ce{CH3COOH}$ et $\ce{CH3COO-}$ , et celui auquel appartiennent $\ce{NH3}$ et $\ce{NH4+}$ .
$\ce{CH3COOH}$ et $\ce{CH3COO-}$ forment le couple $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$ ; $\ce{NH4+}$ et $\ce{NH3}$ forment le couple $\ce{NH4+/NH3}$ .
b)
Quelle espèce a cédé le proton, quelle espèce l'a capté ?
$\ce{CH3COOH}$ (acide du 1^er couple) cède son $\ce{H+}$ ; $\ce{NH3}$ (base du 2^e couple) le capte. On obtient $\ce{CH3COO-}$ et $\ce{NH4+}$ .

Exercice 6les deux couples d'une réaction

On considère la réaction acide-base en solution aqueuse :

\ce{HF + CN- <=> F- + HCN}.

a)
Identifie les deux couples acide/base conjugués mis en jeu.
Couple $\ce{HF/F-}$ (l'acide $\ce{HF}$ donne sa base $\ce{F-}$ ) et couple $\ce{HCN/CN-}$ (la base $\ce{CN-}$ donne son acide $\ce{HCN}$ ).
b)
Quelle espèce a cédé le proton, quelle espèce l'a capté ?
$\ce{HF}$ cède son $\ce{H+}$ (c'est l'acide) ; $\ce{CN-}$ le capte (c'est la base). On obtient $\ce{F-}$ et $\ce{HCN}$ .

Exercice 7montrer qu'une espèce est un ampholyte

L'ion dihydrogénophosphate $\ce{H2PO4-}$ appartient à deux couples.

a)
Écris la demi-équation où $\ce{H2PO4-}$ joue le rôle d'un acide, et nomme le couple.
En acide (couple $\ce{H2PO4-/HPO4^{2-}}$ ) : $\ce{H2PO4- + H2O <=> HPO4^{2-} + H3O+}$ .
b)
Écris la demi-équation où $\ce{H2PO4-}$ joue le rôle d'une base, et nomme le couple.
En base (couple $\ce{H3PO4/H2PO4-}$ ) : $\ce{H2PO4- + H3O+ <=> H3PO4 + H2O}$
(ou, de façon équivalente, $\ce{H2PO4- + H2O <=> H3PO4 + OH-}$ ).
c)
Conclus : pourquoi $\ce{H2PO4-}$ est-il un ampholyte ?
$\ce{H2PO4-}$ peut à la fois céder un $\ce{H+}$ (a) et en capter un (b) : c'est un ampholyte.

Exercice 8les couples d'un diacide

L'acide oxalique $\ce{H2C2O4}$ peut céder ses deux protons l'un après l'autre.

a)
Écris les deux couples acide/base successifs, du plus acide au moins acide.
On retire les $\ce{H+}$ un par un :
$\ce{H2C2O4/HC2O4-} \qquad\text{puis}\qquad \ce{HC2O4-/C2O4^{2-}}.$
b)
Parmi $\ce{H2C2O4}$ , $\ce{HC2O4-}$ et $\ce{C2O4^{2-}}$ , laquelle est un ampholyte ? Laquelle ne peut être qu'un acide ? qu'une base ?
$\ce{HC2O4-}$ est l'espèce intermédiaire : acide d'un couple, base de l'autre $\Rightarrow$ ampholyte. $\ce{H2C2O4}$ ne peut être qu'un acide ; $\ce{C2O4^{2-}}$ ne peut être qu'une base.

Exercice 9le regard de Lewis et le lien avec Brønsted

On analyse deux réactions à l'aide de la théorie de Lewis :

\ce{BF3 + F- -> BF4-} \qquad\text{et}\qquad \ce{H+ + NH3 -> NH4+}.

a)
Pour chaque réaction, identifie l'acide de Lewis (accepteur de doublet) et la base de Lewis (donneur de doublet).
$\ce{BF3 + F-}$ : le bore de $\ce{BF3}$ a une lacune électronique et accepte le doublet de $\ce{F-}$ $\Rightarrow$ $\ce{BF3}$ acide de Lewis, $\ce{F-}$ base de Lewis.
$\ce{H+ + NH3}$ : $\ce{H+}$ possède une orbitale vide et accepte le doublet libre de l'azote $\Rightarrow$ $\ce{H+}$ acide de Lewis, $\ce{NH3}$ base de Lewis.
b)
À l'aide de la seconde réaction, explique pourquoi tout acide de Brønsted est aussi un acide de Lewis.
Un acide de Brønsted est un donneur de $\ce{H+}$ . Or le $\ce{H+}$ cédé est lui-même un accepteur de doublet, donc un acide de Lewis. Céder un $\ce{H+}$ , c'est donc fournir un acide de Lewis : tout acide de Brønsted est un acide de Lewis. (L'inverse est faux : $\ce{BF3}$ n'échange aucun $\ce{H+}$ .)

Exercice 10degré d'ionisation à partir de la forme non dissociée

Un acide faible $\ce{HA}$ est préparé à la concentration $C_0 = 0{,}20\,$ . À l'équilibre, on mesure $[\ce{HA}] = 0{,}196\,$ d'acide resté sous forme non dissociée.

a)
Déduis-en $[\ce{A-}]$ , la concentration de la forme dissociée.
La forme dissociée est ce qui manque à l'acide de départ :
$[\ce{A-}] = C_0 - [\ce{HA}] = 0,20 - 0,196 = 4,0\times10^{-3}\ .$
b)
Calcule le degré d'ionisation $\alpha$ (en %).
$\alpha = \dfrac{[\ce{A-}]}{C_0} = \dfrac{0,004}{0,20} = 0,020 = 2{,}0\,\%$ : électrolyte faible.

Exercice 11loi de dilution d'Ostwald

Une solution d'acide faible a un degré d'ionisation $\alpha_1 = 1{,}5\,\%$ . On la dilue en multipliant son volume par $9$ (sa concentration est donc divisée par $9$ ). On admet la loi d'Ostwald $\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a}$ .

a)
Dans quel sens varie $\alpha$ ?
$\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a}$ : $\alpha$ varie comme $1/\sqrt{C_a}$ .
On diminue $C_a$ (division par $9$ ), donc $\alpha$ augmente.
b)
De quel facteur ? Donne la nouvelle valeur $\alpha_2$ .
$\alpha_2 = \alpha_1\sqrt{9} = 3\,\alpha_1 = 3 \times 1{,}5\,\% = 4{,}5\,\%$ .

Exercice 12écrire une dissociation avec la bonne stœchiométrie

Écris l'équation de dissociation (ou d'ionisation) dans l'eau, en choisissant $\ce{->}$ ou $\ce{<=>}$ et en respectant les coefficients.

a)
l'hydroxyde de baryum $\ce{Ba(OH)2}$ (base forte)
Base forte, dissociation totale : $\ce{Ba(OH)2 -> Ba^{2+} + 2 OH-}$ (bien 2 $\ce{OH-}$ ).
b)
la première acidité de l'acide sulfurique $\ce{H2SO4}$ (forte)
Première acidité forte : $\ce{H2SO4 + H2O -> H3O+ + HSO4-}$ .
c)
la première acidité de l'acide phosphorique $\ce{H3PO4}$ (faible)
Acide faible, dissociation partielle : $\ce{H3PO4 + H2O <=> H2PO4- + H3O+}$ .

Exercice 13le rôle de l'eau dans une réaction

Dans les deux réactions suivantes, l'eau intervient comme réactif :

\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-} \qquad\text{et}\qquad \ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}.

a)
Pour chaque réaction, identifie les deux couples mis en jeu.
Réaction 1 : couples $\ce{NH4+/NH3}$ et $\ce{H2O/OH-}$ .
Réaction 2 : couples $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$ et $\ce{H2O/OH-}$ .
b)
Dans ces deux réactions, l'eau joue-t-elle le rôle d'un acide ou d'une base ? Justifie.
Dans les deux cas l'eau cède un $\ce{H+}$ et devient $\ce{OH-}$ : elle joue le rôle d'un acide (couple $\ce{H2O/OH-}$ ). Face à une base, l'eau se comporte en acide.

Exercice 14acides de Brønsted, acides de Lewis

On dispose des espèces : $\ce{HCl}$ , $\ce{Ag+}$ , $\ce{NH4+}$ , $\ce{BF3}$ , $\ce{AlCl3}$ .

a)
Lesquelles sont des acides de Brønsted (elles peuvent céder un $\ce{H+}$ ) ?
Acides de Brønsted (ils possèdent un $\ce{H+}$ cédable) : $\ce{HCl}$ et $\ce{NH4+}$ .
b)
Lesquelles ne sont des acides qu'au sens de Lewis (accepteur de doublet, sans $\ce{H+}$ à céder) ?
Acides de Lewis seulement (accepteurs de doublet, sans $\ce{H+}$ ) : $\ce{Ag+}$ , $\ce{BF3}$ et $\ce{AlCl3}$ .
Tout acide de Brønsted est aussi un acide de Lewis : Brønsted $\subset$ Lewis.

Exercice 15les deux visages de la glycine

La glycine est le plus simple des acides aminés ; sa formule semi-développée est $\ce{H2N-CH2-COOH}$ :

formule chimique développée

a)
Quel groupe se comporte comme un acide (il cède un $\ce{H+}$ ) ? En quoi se transforme-t-il ?
Le groupe acide carboxylique $\ce{-COOH}$ cède son $\ce{H+}$ : il devient le carboxylate $\ce{-COO-}$ .
b)
Quel groupe se comporte comme une base (il capte un $\ce{H+}$ ) ? En quoi se transforme-t-il ?
Le groupe amine $\ce{-NH2}$ capte un $\ce{H+}$ : il devient l'ammonium $\ce{-NH3+}$ .
c)
Pourquoi la glycine est-elle un ampholyte ?
La glycine possède à la fois un $\ce{H}$ cédable ( $\ce{-COOH}$ ) et un site capteur de $\ce{H+}$ ( $\ce{-NH2}$ ) : elle peut réagir tantôt en acide, tantôt en base $\Rightarrow$ ampholyte.

Difficile15 exercices

Exercice 1repérer la (les) paire(s) qui n'est (ne sont) pas un couple conjugué

Un couple acide/base conjugués relie deux espèces qui diffèrent d'exactement un $\ce{H+}$ . Parmi les paires suivantes, indique celle(s) qui ne forme(nt) pas un couple conjugué, et justifie.

a)
$\ce{HClO / ClO-}$
On vérifie que les deux membres diffèrent d'un seul $\ce{H}$ et d'une seule charge.
$\ce{HClO / ClO-}$ : diffèrent d'un $\ce{H+}$ $\Rightarrow$ couple.
b)
$\ce{H3O+ / OH-}$
$\ce{H3O+ / OH-}$ : pas un couple. Ils diffèrent de deux $\ce{H+}$ (et de deux charges). Les vrais couples de l'eau sont $\ce{H3O+/H2O}$ et $\ce{H2O/OH-}$ .
c)
$\ce{H2PO4- / HPO4^{2-}}$
$\ce{H2PO4- / HPO4^{2-}}$ : diffèrent d'un $\ce{H+}$ $\Rightarrow$ couple.
d)
$\ce{NH4+ / NH2-}$
$\ce{NH4+ / NH2-}$ : pas un couple. Ils diffèrent de deux $\ce{H+}$ ; le conjugué de $\ce{NH4+}$ est $\ce{NH3}$ , et celui de $\ce{NH3}$ (comme acide) est $\ce{NH2-}$ .
e)
$\ce{HSO4- / SO4^{2-}}$
$\ce{HSO4- / SO4^{2-}}$ : diffèrent d'un $\ce{H+}$ $\Rightarrow$ couple.
Réponse : b) et d) ne sont pas des couples conjugués.

Exercice 2quelles réactions sont des réactions acide-base ?

Parmi les réactions suivantes en milieu aqueux, indique lesquelles sont des réactions acide-base (transfert de proton $\ce{H+}$ ) et non des précipitations. Justifie brièvement.

a)
$\ce{HCN + NaOH -> NaCN + H2O}$
Une réaction acide-base est un transfert de $\ce{H+}$ ; une précipitation forme un solide insoluble sans échange de proton.
Acide-base : $\ce{HCN}$ cède son $\ce{H+}$ à $\ce{OH-}$ (formation d' $\ce{H2O}$ ).
b)
$\ce{AgNO3 + NaCl -> AgCl v + NaNO3}$
Précipitation : formation du solide $\ce{AgCl}$ ; aucun $\ce{H+}$ échangé.
c)
$\ce{NH4Cl + NaOH -> NH3 + NaCl + H2O}$
Acide-base : $\ce{NH4+}$ cède un $\ce{H+}$ à $\ce{OH-}$ (formation de $\ce{NH3}$ et $\ce{H2O}$ ).
d)
$\ce{CuSO4 + 2 NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$
Précipitation : formation du solide $\ce{Cu(OH)2}$ ; pas de transfert de proton.
e)
$\ce{NaHCO3 + HCl -> NaCl + H2O + CO2 ^}$
Acide-base : $\ce{HCl}$ cède son $\ce{H+}$ à $\ce{HCO3-}$ , qui donne $\ce{H2CO3 -> H2O + CO2}$ .
Réponse : les réactions acide-base sont 1, 3 et 5.

Exercice 3électrolyte fort, faible ou nul ?

On dissout séparément dans l'eau : le glucose $\ce{C6H12O6}$ , l'éthanol $\ce{C2H5OH}$ , le chlorure de potassium $\ce{KCl}$ , et l'acide fluorhydrique $\ce{HF}$ .

a)
Lequel est un électrolyte fort (totalement dissocié en ions) ?
$\ce{KCl}$ : c'est un sel ionique soluble, totalement dissocié ( $\ce{KCl -> K+ + Cl-}$ ) $\Rightarrow$ électrolyte fort. Le glucose et l'éthanol sont des molécules qui ne s'ionisent pas (non-électrolytes) ; $\ce{HF}$ est un électrolyte faible.
b)
Laquelle des quatre solutions, préparées à même concentration, conduit le moins le courant ? Pourquoi ?
La solution de glucose conduit le moins : c'est un non-électrolyte, elle ne contient pratiquement aucun ion. (Vient ensuite $\ce{HF}$ , faiblement dissocié ; $\ce{KCl}$ conduit le plus.)

Exercice 4mesurer un degré d'ionisation, puis le prévoir

On prépare $100\,\mathrm{mL}$ de solution d'acide acétique $\ce{CH3COOH}$ à $0{,}10\,$ . À l'équilibre, un dosage révèle $5{,}0\times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ d'ions acétate $\ce{CH3COO-}$ .

a)
Calcule le degré d'ionisation $\alpha$ .
Quantité d'acide apportée : $n_0 = C\,V = 0,10 \times 0,100 = 1{,}0\times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ . Quantité dissociée : $5{,}0\times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ . Donc
$\alpha = \frac{5,0\times10^{-4}}{1,0\times10^{-2}} = 0,050 = 5{,}0\,\%.$
b)
Cette solution est-elle un électrolyte fort ou faible ?
$\alpha \ll 1$ : l'acide n'est que très partiellement dissocié $\Rightarrow$ électrolyte faible.
c)
Si l'on diluait cette solution 4 fois, dans quel sens et de quel facteur (approché) varierait $\alpha$ ? (Loi de dilution d'Ostwald $\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a}$ .)
$\alpha \propto 1/\sqrt{C_a}$ : diviser $C_a$ par $4$ augmente $\alpha$ d'un facteur $\sqrt{4} = 2$ , soit $\alpha \approx 10\,\%$ .

Exercice 5vrai ou faux sur les définitions

Pour chaque affirmation, réponds par vrai ou faux et justifie en une ligne.

a)
L'acide conjugué de l'ion $\ce{HS-}$ est $\ce{H2S}$ .
Vrai. $\ce{HS- + H+ -> H2S}$ : $\ce{H2S}$ est l'acide conjugué de $\ce{HS-}$ .
b)
La base conjuguée de l'eau $\ce{H2O}$ est l'ion $\ce{H3O+}$ .
Faux. En retirant un $\ce{H+}$ à $\ce{H2O}$ on obtient $\ce{OH-}$ : la base conjuguée de l'eau est $\ce{OH-}$ . $\ce{H3O+}$ en est l'acide conjugué.
c)
L'ion $\ce{SO4^{2-}}$ est l'acide conjugué de $\ce{HSO4-}$ .
Faux. $\ce{SO4^{2-}}$ s'obtient en retirant un $\ce{H+}$ à $\ce{HSO4-}$ : c'est sa base conjuguée.
d)
Tout acide de Lewis est nécessairement un acide de Brønsted.
Faux. L'inverse est vrai : tout acide de Brønsted est un acide de Lewis, mais $\ce{BF3}$ , $\ce{Ag+}$ (acides de Lewis) n'échangent pas de $\ce{H+}$ .
e)
$\ce{H3O+}$ ne possède pas d'acide conjugué observable en solution aqueuse.
Vrai. Ajouter un $\ce{H+}$ à $\ce{H3O+}$ donnerait $\ce{H4O^{2+}}$ , inexistant en solution aqueuse.

Exercice 6dilution d'Ostwald : jusqu'où diluer ?

On dispose de $1\,\mathrm{L}$ d'une solution d'acide faible de concentration $C_0 = 0{,}10\,$ et de degré d'ionisation $\alpha_0$ . On veut, par simple ajout d'eau, tripler ce degré d'ionisation ( $\alpha = 3\,\alpha_0$ ). On admet la loi de dilution d'Ostwald $\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a}$ .

a)
Quelle relation lie $\alpha$ à la concentration $C_a$ ? Par quel facteur faut-il diviser $C_0$ pour que $\alpha$ soit triplé ?
$\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a} \propto 1/\sqrt{C_a}$ . Pour tripler $\alpha$ , il faut $\sqrt{C_0/C_a} = 3$ , soit $C_0/C_a = 9$ : on divise $C_0$ par 9.
b)
Déduis-en la concentration finale $C_a$ visée.
$C_a = \dfrac{C_0}{9} = \dfrac{0,10}{9} \approx 1,1\times10^{-2}\$ .
c)
Quel volume d'eau faut-il ajouter au litre de départ ?
À quantité d'acide constante, $C_a = C_0/9$ impose un volume total $V = 9\times1\,\mathrm{L} = 9\,\mathrm{L}$ . Il faut donc ajouter $9\,\mathrm{L} - 1\,\mathrm{L} = \boxed{8\,\mathrm{L}}$ d'eau.

Exercice 7un diacide et son ampholyte

L'acide sulfureux $\ce{H2SO3}$ est un diacide faible.

a)
Écris les deux couples acide/base successifs.
$\ce{H2SO3/HSO3-}$ puis $\ce{HSO3-/SO3^{2-}}$ .
b)
Identifie l'ampholyte du système.
L'ampholyte est $\ce{HSO3-}$ (acide du 2^e couple, base du 1^er).
c)
Parmi $\ce{H2SO3}$ , $\ce{HSO3-}$ et $\ce{SO3^{2-}}$ , laquelle ne peut être qu'un acide ? qu'une base ?
$\ce{H2SO3}$ ne peut être qu'un acide ; $\ce{SO3^{2-}}$ ne peut être qu'une base.
d)
Écris les deux demi-équations d'acidité (en milieu aqueux).
$\ce{H2SO3 + H2O <=> HSO3- + H3O+}$ puis $\ce{HSO3- + H2O <=> SO3^{2-} + H3O+}$ .

Exercice 8trier les types de réactions

Pour chaque réaction en solution aqueuse, indique s'il s'agit d'une réaction acide-base (transfert de $\ce{H+}$ ), d'une précipitation, d'une complexation (acide-base de Lewis) ou d'une réaction d'oxydoréduction.

a)
$\ce{HCOOH + NH3 <=> HCOO- + NH4+}$
Acide-base : $\ce{HCOOH}$ cède un $\ce{H+}$ à $\ce{NH3}$ . Couples $\ce{HCOOH/HCOO-}$ et $\ce{NH4+/NH3}$ .
b)
$\ce{BaCl2 + Na2SO4 -> BaSO4 v + 2 NaCl}$
Précipitation : formation du solide $\ce{BaSO4}$ , aucun $\ce{H+}$ échangé.
c)
$\ce{Ag+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+}$
Complexation (acide-base de Lewis) : $\ce{Ag+}$ accepte les doublets de $\ce{NH3}$ , sans $\ce{H+}$ .
d)
$\ce{Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2 ^}$
Oxydoréduction : $\ce{Zn}$ est oxydé ( $\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2 e-}$ ) et $\ce{H+}$ réduit en $\ce{H2}$ .
e)
$\ce{NH4+ + OH- -> NH3 + H2O}$
Pour les réactions acide-base, précise les deux couples mis en jeu.
Acide-base : $\ce{NH4+}$ cède un $\ce{H+}$ à $\ce{OH-}$ . Couples $\ce{NH4+/NH3}$ et $\ce{H2O/OH-}$ .
Réactions acide-base : 1) et 5).

Exercice 9du degré d'ionisation aux quantités

On prépare $250\,\mathrm{mL}$ d'une solution d'un acide faible monoprotique $\ce{HA}$ à $C_0 = 0{,}080\,$ . On mesure un degré d'ionisation $\alpha = 2{,}5\,\%$ .

a)
Calcule la quantité de matière $n_0$ d'acide apportée.
$n_0 = C_0\,V = 0,080 \times 0,250 = 0{,}020\,\mathrm{mol} = 2,0\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
b)
Calcule la quantité dissociée, puis $[\ce{A-}]$ .
Quantité dissociée : $\alpha\,n_0 = 0,025 \times 0,020 = 5,0\times10^{-4}\ \mathrm{mol}$ .
$[\ce{A-}] = \dfrac{5,0\times10^{-4}}{0,250} = 2,0\times10^{-3}\$ (soit $\alpha C_0$ ).
c)
Calcule $[\ce{HA}]$ resté à l'équilibre.
$[\ce{HA}] = C_0 - [\ce{A-}] = 0,080 - 0,002 = 0{,}078\,$ .
d)
Par quel facteur faut-il diluer cette solution pour doubler $\alpha$ (loi d'Ostwald) ?
$\alpha \propto 1/\sqrt{C_a}$ : doubler $\alpha$ demande $\sqrt{C_0/C_a} = 2$ , soit $C_a = C_0/4$ : il faut diluer 4 fois.

Exercice 10vrai ou faux : électrolytes et théories

Pour chaque affirmation, réponds par vrai ou faux et justifie en une ligne.

a)
Un électrolyte fort est nécessairement un acide fort.
Faux. $\ce{NaCl}$ et $\ce{KOH}$ sont des électrolytes forts sans être des acides : « électrolyte fort » veut dire totalement dissocié, pas acide.
b)
Le degré d'ionisation d'un acide fort vaut $1$ (soit $100\,\%$ ).
Vrai. Un acide fort est totalement dissocié : $\alpha = 1$ .
c)
L'ion $\ce{HSO4-}$ ne peut jouer que le rôle d'un acide.
Faux. $\ce{HSO4-}$ est un ampholyte : acide du couple $\ce{HSO4-/SO4^{2-}}$ , base du couple $\ce{H2SO4/HSO4-}$ .
d)
En diluant un acide faible, son degré d'ionisation $\alpha$ augmente.
Vrai. Loi d'Ostwald $\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a}$ : diluer (diminuer $C_a$ ) augmente $\alpha$ .
e)
Tout acide de Brønsted possède au moins un atome d'hydrogène.
Vrai. Un acide de Brønsted doit pouvoir céder un $\ce{H+}$ : il possède donc au moins un $\ce{H}$ .

Exercice 11un diacide organique

L'acide malonique (acide propanedioïque), de formule $\ce{HOOC-CH2-COOH}$ , est un diacide carboxylique faible ; on le note $\ce{H2A}$ .

formule chimique développée

a)
Écris ses deux couples acide/base successifs (en notation $\ce{H2A}$ , $\ce{HA-}$ , $\ce{A^{2-}}$ ).
$\ce{H2A/HA-}$ puis $\ce{HA-/A^{2-}}$ , c'est-à-dire $\ce{HOOC-CH2-COOH / HOOC-CH2-COO-}$ puis $\ce{HOOC-CH2-COO- / ^{-}OOC-CH2-COO-}$ .
b)
Quelle espèce intermédiaire est un ampholyte ?
L'ampholyte est le monoanion $\ce{HA-}$ ( $=\ce{HOOC-CH2-COO-}$ ) : acide d'un couple, base de l'autre.
c)
S'agit-il d'un électrolyte fort ou faible ? Justifie.
Électrolyte faible : les fonctions $\ce{-COOH}$ ne se dissocient que partiellement (flèche d'équilibre $\ce{<=>}$ ).

Exercice 12le tampon du sang : l'ion hydrogénocarbonate

Le sang régule son pH grâce au système de l'acide carbonique.

a)
Écris les deux couples du système : $\ce{H2CO3/HCO3-}$ et $\ce{HCO3-/CO3^{2-}}$ .
Couples $\ce{H2CO3/HCO3-}$ et $\ce{HCO3-/CO3^{2-}}$ .
b)
Pourquoi l'ion $\ce{HCO3-}$ est-il l'espèce centrale de ce système ?
$\ce{HCO3-}$ est un ampholyte : base du 1^er couple, acide du 2^e. Il peut donc réagir aussi bien avec un acide qu'avec une base : c'est le pivot du tampon.
c)
Écris la réaction par laquelle $\ce{HCO3-}$ neutralise un excès d'acide ( $\ce{H3O+}$ ), puis celle par laquelle il neutralise un excès de base ( $\ce{OH-}$ ). Dans chaque cas, $\ce{HCO3-}$ agit-il en acide ou en base ?
Contre un excès d'acide, $\ce{HCO3-}$ agit en base : $\ce{HCO3- + H3O+ -> H2CO3 + H2O}$ .
Contre un excès de base, $\ce{HCO3-}$ agit en acide : $\ce{HCO3- + OH- -> CO3^{2-} + H2O}$ .

Exercice 13conductivité, ionisation et dilution

On compare trois solutions préparées à la même concentration $0{,}10\,$ : l'acide chlorhydrique $\ce{HCl}$ , l'acide acétique $\ce{CH3COOH}$ et le glucose $\ce{C6H12O6}$ .

a)
Classe ces trois solutions par conductivité décroissante et justifie à l'aide du degré d'ionisation $\alpha$ .
$\ce{HCl}$ (fort, $\alpha = 1$ , beaucoup d'ions) $>$ $\ce{CH3COOH}$ (faible, $\alpha$ de quelques %) $>$ glucose (non-électrolyte, $\alpha \approx 0$ , quasi aucun ion).
b)
Laquelle contient le plus d'ions ?
$\ce{HCl}$ : totalement dissocié, il libère le plus d'ions.
c)
On dilue la solution d'acide acétique : son $\alpha$ augmente (Ostwald). Sa concentration en ions $[\ce{CH3COO-}] = \alpha\,C_a$ augmente-t-elle pour autant ? (On rappelle $\alpha \propto 1/\sqrt{C_a}$ .)
Non. $[\ce{CH3COO-}] = \alpha\,C_a \propto \dfrac{1}{\sqrt{C_a}}\times C_a = \sqrt{C_a}$ : en diluant, $\alpha$ augmente mais $[\ce{CH3COO-}]$ diminue (elle varie comme $\sqrt{C_a}$ ). La proportion dissociée croît, tandis que la concentration en ions décroît : la solution devient moins conductrice.

Exercice 14les trois théories, par contre-exemples

Les trois théories s'emboîtent : Arrhenius $\subset$ Brønsted-Lowry $\subset$ Lewis.

a)
Donne une base qui relève de Brønsted mais pas d'Arrhenius, et explique pourquoi.
$\ce{NH3}$ : base de Brønsted (elle capte un $\ce{H+}$ : $\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}$ ) mais elle ne contient pas de groupe $\ce{OH}$ à libérer : Arrhenius ne sait pas la classer.
b)
Donne un acide qui relève de Lewis mais pas de Brønsted, et explique pourquoi.
$\ce{BF3}$ (ou $\ce{Ag+}$ , $\ce{AlCl3}$ ) : il accepte un doublet d'électrons (acide de Lewis) mais ne possède aucun $\ce{H+}$ à céder : ce n'est pas un acide de Brønsted.
c)
Explique, à l'échelle électronique, pourquoi tout acide de Brønsted est un acide de Lewis.
Céder un $\ce{H+}$ , c'est fournir un proton dont l'orbitale $1s$ est vide ; ce $\ce{H+}$ accepte alors le doublet de la base. Fournir un $\ce{H+}$ , c'est donc fournir un accepteur de doublet : tout acide de Brønsted est un acide de Lewis.

Exercice 15tableau de synthèse : conjugués et ampholytes

On considère les espèces $\ce{HCO3-}$ , $\ce{H2O}$ , $\ce{Cl-}$ , $\ce{NH4+}$ et $\ce{HSO4-}$ .

a)
Donne l'acide conjugué de chacune (ou indique « n'existe pas »).
Acides conjugués (on ajoute un $\ce{H+}$ ) : $\ce{HCO3-}$ $\to$ $\ce{H2CO3}$ ; $\ce{H2O}$ $\to$ $\ce{H3O+}$ ; $\ce{Cl-}$ $\to$ $\ce{HCl}$ ; $\ce{NH4+}$ $\to$ n'existe pas ( $\ce{NH5^{2+}}$ inexistant) ; $\ce{HSO4-}$ $\to$ $\ce{H2SO4}$ .
b)
Donne la base conjuguée de chacune (ou indique « aucune »).
Bases conjuguées (on retire un $\ce{H+}$ ) : $\ce{HCO3-}$ $\to$ $\ce{CO3^{2-}}$ ; $\ce{H2O}$ $\to$ $\ce{OH-}$ ; $\ce{Cl-}$ $\to$ aucune ( $\ce{Cl-}$ n'a pas de $\ce{H}$ ) ; $\ce{NH4+}$ $\to$ $\ce{NH3}$ ; $\ce{HSO4-}$ $\to$ $\ce{SO4^{2-}}$ .
c)
Déduis-en lesquelles sont des ampholytes.
Sont ampholytes les espèces qui ont à la fois un acide et une base conjugués : $\ce{HCO3-}$ , $\ce{H2O}$ et $\ce{HSO4-}$ . $\ce{Cl-}$ (base seule) et $\ce{NH4+}$ (acide seul) n'en sont pas.

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