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Interrogation — Ch03 : Transformations acide-base

Terminale générale | Physique-Chimie | Durée : 15 min | /20

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026, 11:05

Nom : Prénom : Classe : Date : Note : / 20

Exercice 1 — Couples acide/base de Brønsted (5 pts)

L'ammoniac \(NH_3\) est utilisé dans certains produits d'entretien.

  1. Définis une base au sens de Brønsted. (1,5 pt)
  2. Écris le couple acide/base auquel appartient \(NH_3\) en tant que base. (1,5 pt)
  3. Écris l'équation de la réaction acide-base entre l'ammoniac et l'eau (couple \(H_3O^+/H_2O\)). (2 pts)

a) Une base de Brønsted est une espèce capable de capter un proton \(H^+\). (1,5 pt)

b) En captant \(H^+\), \(NH_3\) devient \(NH_4^+\) : le couple est \(NH_4^+/NH_3\). (1,5 pt)

c) L'eau joue le rôle d'acide (couple \(H_2O/HO^-\)) : \(NH_3 + H_2O \rightleftarrows NH_4^+ + HO^-\). (2 pts)

Exercice 2 — pH et produit ionique de l'eau (7 pts)

Un jus de citron a un pH de 2,4 à 25 °C. Donnée : \(K_e = 10^{-14}\) à 25 °C.

  1. Rappelle la relation entre le pH et la concentration en ions oxonium \([H_3O^+]\). (1,5 pt)
  2. Calcule \([H_3O^+]\) dans le jus de citron. (2,5 pts)
  3. En utilisant le produit ionique de l'eau, calcule \([HO^-]\). Ce résultat est-il cohérent avec le caractère acide de la solution ? (3 pts)

a) \(pH = -\log[H_3O^+]\), soit \([H_3O^+] = 10^{-pH}\) (en mol·L\(^{-1}\)). (1,5 pt)

b) \([H_3O^+] = 10^{-2{,}4} \approx 4{,}0\times10^{-3}\) mol·L\(^{-1}\). (2,5 pts)

c) \(K_e = [H_3O^+][HO^-]\) donc \([HO^-] = \dfrac{10^{-14}}{4{,}0\times10^{-3}} \approx 2{,}5\times10^{-12}\) mol·L\(^{-1}\). On a bien \([H_3O^+] \gg [HO^-]\) : la solution est acide, résultat cohérent avec pH < 7. (3 pts)

Exercice 3 — pKa et diagramme de prédominance (8 pts)

L'acide éthanoïque \(CH_3COOH\), présent dans le vinaigre, appartient au couple \(CH_3COOH/CH_3COO^-\) de \(pK_A = 4{,}8\).

  1. Trace le diagramme de prédominance du couple en fonction du pH. (2,5 pts)
  2. Dans une eau minérale de pH = 7,0 contenant des traces de ce couple, quelle espèce prédomine ? (1,5 pt)
  3. À l'aide de la relation \(pH = pK_A + \log\dfrac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}\), calcule le rapport \(\dfrac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}\) dans une solution de pH = 5,8. (3 pts)
  4. Que peut-on dire des concentrations des deux espèces lorsque \(pH = pK_A\) ? (1 pt)

a) Sur un axe de pH gradué, on place \(pK_A = 4{,}8\) : pour \(pH < 4{,}8\), l'acide \(CH_3COOH\) prédomine ; pour \(pH > 4{,}8\), la base \(CH_3COO^-\) prédomine. (2,5 pts)

b) \(7{,}0 > pK_A = 4{,}8\) : c'est l'ion éthanoate \(CH_3COO^-\) (la base) qui prédomine. (1,5 pt)

c) \(\log\dfrac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]} = pH - pK_A = 5{,}8 - 4{,}8 = 1{,}0\), donc \(\dfrac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]} = 10^{1{,}0} = 10\) : il y a 10 fois plus de base que d'acide. (3 pts)

d) Lorsque \(pH = pK_A\), \(\log\) du rapport vaut 0 : \([CH_3COO^-] = [CH_3COOH]\) (aucune espèce ne prédomine). (1 pt)

Total : 5 + 7 + 8 = 20 points.