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Chapitre 1 – pH et solutions acido-basiques — Exercices

Terminale Bac Pro | Physique-Chimie | Groupement 5 (Chimie)

Exercices Socle

Socle Exercice 1 – L'échelle de pH

Pour chaque solution ci-dessous, indiquer si elle est acide, neutre ou basique :

SolutionpHCaractère (acide / neutre / basique)
Jus de citron2,5…
Eau distillée7,0…
Lait6,8…
Eau de Javel12,0…
Café5,0…

Rappel : pH < 7 → acide | pH = 7 → neutre | pH > 7 → basique

  • Jus de citron (pH 2,5) : acide
  • Eau distillée (pH 7,0) : neutre
  • Lait (pH 6,8) : acide (légèrement)
  • Eau de Javel (pH 12,0) : basique
  • Café (pH 5,0) : acide
Socle Exercice 2 – Mesure du pH

Un technicien qualité mesure le pH d'un produit cosmétique à l'aide d'un pH-mètre. Il obtient pH = 8,4.

  1. Ce produit est-il acide, neutre ou basique ?
  2. Est-il acide ou basique par rapport à l'eau pure ?
  3. Le technicien compare avec le papier pH qui donne une couleur correspondant à pH ≈ 8. Est-ce cohérent ?
  1. pH = 8,4 > 7 : le produit est basique.
  2. pH = 8,4 > 7 : il est plus basique que l'eau pure (pH = 7).
  3. Oui, c'est cohérent : papier pH ≈ 8 et pH-mètre = 8,4 sont proches (le papier pH est moins précis).
Socle Exercice 3 – Relation pH / [H₃O⁺]

On donne la relation : \(\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]\)

Compléter le tableau en utilisant la calculatrice :

\([\text{H}_3\text{O}^+]\) (mol/L)pH
\(10^{-3}\)…
\(10^{-7}\)…
\(10^{-11}\)…
  • \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-3}\) mol/L → pH = \(-\log(10^{-3})\) = 3
  • \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-7}\) mol/L → pH = 7
  • \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-11}\) mol/L → pH = 11
Socle Exercice 4 – Calculer la concentration à partir du pH

On donne : \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}}\)

Un vinaigre a un pH = 3. Calculer la concentration en ions hydronium \([\text{H}_3\text{O}^+]\).

Aide : remplacer pH par sa valeur dans la formule.

\([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-3} = \mathbf{1{,}0 \times 10^{-3}}\) mol/L

Socle Exercice 5 – Classer des solutions

Un laborantin dispose de cinq solutions dont les pH sont : 1 ; 4 ; 7 ; 9 ; 13.

  1. Classer ces solutions de la plus acide à la plus basique.
  2. Laquelle est neutre ?
  3. Laquelle est la plus dangereuse pour la peau ? Justifier.
  1. De la plus acide à la plus basique : pH 1 < pH 4 < pH 7 < pH 9 < pH 13.
  2. La solution de pH = 7 est neutre.
  3. La solution de pH = 1 (très acide) ou pH = 13 (très basique) sont toutes deux dangereuses. Les valeurs extrêmes (loin de 7) sont les plus corrosives.

Exercices Standard

Standard Exercice 6 – Contrôle d'un gel hydroalcoolique

Un technicien qualité reçoit une nouvelle formulation de gel hydroalcoolique. La norme impose un pH compris entre 6,5 et 7,5. Le technicien mesure : pH = 7,2.

  1. Le produit est-il conforme ? Justifier.
  2. Calculer \([\text{H}_3\text{O}^+]\) pour pH = 7,2. Donner le résultat en notation scientifique, arrondi à deux chiffres significatifs.
  3. Si le pH mesuré était 8,1, quelles seraient les conséquences pour l'utilisateur ?
  1. 6,5 ≤ 7,2 ≤ 7,5 : le produit est conforme.
  2. \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-7{,}2} \approx 6{,}3 \times 10^{-8}\) mol/L.
  3. Un pH = 8,1 est hors norme (basique). Le produit pourrait irriter la peau et ne serait pas mis en vente.
Standard Exercice 7 – Dilution d'un acide

Une solution d'acide chlorhydrique a une concentration \([\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}1\) mol/L.

  1. Calculer son pH.
  2. Si l'on dilue 10 fois cette solution (on ajoute 9 fois son volume en eau), la concentration en ions hydronium devient \([\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}01\) mol/L. Calculer le nouveau pH.
  3. Le pH augmente ou diminue lors d'une dilution ? Que cela signifie-t-il pour l'acidité ?
  1. \(\text{pH} = -\log(0{,}1) = -\log(10^{-1}) = \mathbf{1}\)
  2. \(\text{pH} = -\log(0{,}01) = -\log(10^{-2}) = \mathbf{2}\)
  3. Le pH augmente (de 1 à 2). Cela signifie que la solution est moins acide après dilution.
Standard Exercice 8 – Réaction acido-basique en laboratoire

Un analyste prépare une solution tampon en mélangeant une solution acide (pH = 4) et une solution basique (pH = 10). Le mélange atteint pH = 7.

  1. Expliquer ce qui s'est produit lors du mélange.
  2. À pH = 4, la solution est-elle acide ou basique ? Même question pour pH = 10.
  3. Une réaction acido-basique implique un transfert de quoi entre les deux solutions ?
  1. L'acide et la base ont réagi ensemble : c'est une réaction de neutralisation. Les ions H₃O⁺ de l'acide et les ions OH⁻ de la base se sont combinés pour former de l'eau.
  2. pH = 4 : acide ; pH = 10 : basique.
  3. Un transfert de proton H⁺ (ion hydrogène) de l'acide vers la base.
Standard Exercice 9 – Choix de l'indicateur coloré

Un technicien chimiste doit vérifier si une solution est neutre à l'aide d'indicateurs colorés. Il dispose de :

  1. Quel indicateur choisir pour distinguer une solution neutre d'une solution légèrement acide ou basique ? Justifier.
  2. Quelle couleur donne le BBT pour une solution de pH = 7 ?
  3. Une solution colore le BBT en bleu et l'hélianthine en jaune. Quelle valeur de pH proposer ?
  1. Le BBT est mieux adapté car sa zone de virage (6,0–7,6) encadre bien la neutralité (pH = 7).
  2. pH = 7 est dans la zone 6,0–7,6 → couleur verte.
  3. BBT bleu → pH > 7,6 ; hélianthine jaune → pH > 4,4. Ces deux informations sont cohérentes pour un pH supérieur à 7,6 (solution basique).
Standard Exercice 10 – Contrôle d'une piscine

L'eau d'une piscine doit avoir un pH compris entre 7,2 et 7,6 pour être conforme aux normes sanitaires. Le technicien en traitement de surface mesure pH = 6,8.

  1. La piscine est-elle conforme ? Justifier.
  2. Faut-il ajouter un acide ou une base pour corriger le pH ? Expliquer.
  3. Calculer \([\text{H}_3\text{O}^+]\) pour pH = 6,8 (résultat en notation scientifique, 2 chiffres significatifs).
  1. pH = 6,8 < 7,2 : la piscine est hors norme (trop acide).
  2. Il faut ajouter une base (ex : soude NaOH ou carbonate de soude) pour faire monter le pH vers 7,2–7,6.
  3. \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-6{,}8} \approx 1{,}6 \times 10^{-7}\) mol/L.
Standard Exercice 11 – Acide faible vs acide fort

Deux solutions ont la même concentration \(C = 0{,}1\) mol/L. L'une est de l'acide chlorhydrique HCl (acide fort, totalement dissocié), l'autre est de l'acide acétique CH₃COOH (acide faible, partiellement dissocié). Le pH de l'acide acétique est mesuré à 2,9.

  1. Calculer le pH de la solution de HCl (acide fort : \([\text{H}_3\text{O}^+] = C = 0{,}1\) mol/L).
  2. Comparer les deux pH. Lequel est le plus acide ?
  3. Que peut-on conclure sur la relation entre « acide fort » et « pH bas » ?
  1. pH(HCl) = \(-\log(0{,}1) = 1\).
  2. pH(HCl) = 1 < pH(acide acétique) = 2,9 → l'acide chlorhydrique est plus acide.
  3. À concentration égale, un acide fort donne un pH plus bas (plus acide) qu'un acide faible, car il libère davantage d'ions H₃O⁺.
Standard Exercice 12 – Shampooing et pH

Un technicien chimiste formule un shampooing. La chevelure a un pH naturel d'environ 4,5 à 5,5. Le cahier des charges impose que le shampooing ait un pH entre 5,0 et 6,0 pour respecter la chevelure.

  1. Donner la valeur de \([\text{H}_3\text{O}^+]\) pour pH = 5,5 (valeur cible).
  2. Si le pH du shampooing est 8,5, quel effet peut-on craindre sur la chevelure ?
  3. Pourquoi utilise-t-on un pH-mètre plutôt que du papier pH pour ce contrôle ?
  1. \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-5{,}5} \approx 3{,}2 \times 10^{-6}\) mol/L.
  2. Un pH = 8,5 est basique : trop alcalin pour la chevelure. Le shampooing pourrait abîmer les cheveux (fragilisation de la kératine, perte de brillance).
  3. Le pH-mètre est beaucoup plus précis (±0,01) que le papier pH (précision ±0,5 à 1). Pour un contrôle qualité industriel, la précision est indispensable.

Exercices Approfondissement

Approfondissement Exercice 13 – Titrage acido-basique : point d'équivalence

Un analyste titre 20 mL d'une solution de soude (NaOH) inconnue par une solution d'acide chlorhydrique (HCl) de concentration \(C_a = 0{,}10\) mol/L. Il observe un saut de pH brutal au volume \(V_e = 18{,}0\) mL.

  1. À l'équivalence, les quantités de matière d'acide et de base sont égales. Écrire la relation : \(n_a = n_b\).
  2. Calculer la concentration de la solution de soude \(C_b\).
  3. Si l'analyste avait ajouté un volume trop grand d'HCl (bien au-delà du point d'équivalence), quel serait le pH de la solution finale : inférieur, égal ou supérieur à 7 ?
  4. Quel indicateur coloré conviendrait pour repérer le point d'équivalence si pH_e ≈ 7 ? Justifier.
  1. À l'équivalence : \(C_a \times V_e = C_b \times V_b\), soit \(n_a = n_b\).
  2. \(C_b = \dfrac{C_a \times V_e}{V_b} = \dfrac{0{,}10 \times 18{,}0}{20{,}0} = \mathbf{9{,}0 \times 10^{-2}}\) mol/L = 0,090 mol/L.
  3. En excès d'HCl, la solution est dominée par les ions H₃O⁺ → pH inférieur à 7.
  4. Le BBT (zone de virage 6,0–7,6) est adapté pour un pH d'équivalence ≈ 7 : il change de couleur (jaune → vert → bleu) autour de la neutralité.
Approfondissement Exercice 14 – Calcul de pH et pOH

On rappelle que, à 25 °C : \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\) et \(\text{pOH} = -\log[\text{OH}^-]\).

  1. Une solution de soude a \([\text{OH}^-] = 2{,}0 \times 10^{-3}\) mol/L. Calculer son pOH puis son pH.
  2. Vérifier que la solution est bien basique.
  3. Calculer \([\text{H}_3\text{O}^+]\) de cette solution. Commenter l'ordre de grandeur.
  4. En quoi la relation pH + pOH = 14 est-elle utile pour les techniciens en contrôle qualité ?
  1. \(\text{pOH} = -\log(2{,}0 \times 10^{-3}) \approx 2{,}70\) → \(\text{pH} = 14 - 2{,}70 = \mathbf{11{,}30}\).
  2. pH = 11,30 > 7 : la solution est bien basique.
  3. \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-11{,}30} \approx 5{,}0 \times 10^{-12}\) mol/L. C'est très faible : les ions H₃O⁺ sont minoritaires dans cette solution basique.
  4. Cette relation permet de calculer rapidement le pH d'une solution basique à partir de la concentration en OH⁻, ce qui est pratique lors de la vérification de produits alcalins (lessives, détergents, solutions de dégraissage).
Approfondissement Exercice 15 – Étude d'un produit industriel

Un technicien en traitement de surface doit préparer un bain de décapage acide pour enlever les oxydes d'un métal. Le bain contient de l'acide sulfurique H₂SO₄ à une concentration de \(5{,}0 \times 10^{-2}\) mol/L. H₂SO₄ est un acide fort diprotique : il libère 2 ions H⁺ par molécule.

  1. Écrire l'équation de dissociation de H₂SO₄ dans l'eau (2 ions H₃O⁺ produits par molécule).
  2. Calculer \([\text{H}_3\text{O}^+]\) dans ce bain.
  3. Calculer le pH du bain.
  4. Quelles précautions de sécurité doit prendre le technicien pour manipuler ce bain ? (Donner au moins 3 précautions.)
  5. Après utilisation, le bain est neutralisé avec de la soude. Quelle est la réaction chimique mise en jeu ? Écrire l'équation ionique simplifiée.
  1. \(\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O} \longrightarrow 2\,\text{H}_3\text{O}^+ + \text{SO}_4^{2-}\)
  2. Chaque molécule libère 2 H₃O⁺ : \([\text{H}_3\text{O}^+] = 2 \times 5{,}0 \times 10^{-2} = \mathbf{0{,}10}\) mol/L.
  3. \(\text{pH} = -\log(0{,}10) = \mathbf{1}\).
  4. Précautions : port de lunettes de protection, gants résistants aux acides, blouse de laboratoire, travail sous hotte aspirante, connaître l'emplacement du bac de rétention et de la douche de sécurité.
  5. Neutralisation acido-basique : \(\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\)