Les effets des transformations acido-basiques

-1-CHAPITRE 4 Exercices

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CHAPITRE 4 Exercices

Les effets des transformations

acido-basiques QCM diagnostic

Cocher la bonne réponse.

1. Une transformation chimique se traduit par :

! un changement d’état des espèces chimiques ;

! un changement de la nature des espèces chimiques ;

! un changement d’éléments chimiques.

2. Une solution dont le pH est égal à 8 est une solution :

! acide ;

! basique ;

! neutre.

3. Une solution dont le pH est égal à 7 est une solution :

! acide ;

! basique ;

! neutre.

4. Le pH d’une solution aqueuse varie entre :

! 0 et 7 ;

! 0 et 14 ;

! 7 et 14.

5. Plus le pH d’une solution diminue, plus cette solution est :

! acide ;

! basique ;

! réductrice.

6. Le pH est directement relié à la concentration :

! en ions H3O+ ;

! en ions HO– .



7. Le nom de l’ion H3O+ est :

! l’ion oxonium ;

! l’ion hydroxyde ;

! l’ion hydroxyle.

8. Le nom de l’ion HO– est :

! l’ion oxonium ;


! l’ion hydroxyle.

9. Le nom de l’ion H+ est :

! l’ion oxonium ;


! l’ion hydrogène.

10. Pour mesurer avec précision le pH, on doit utiliser : ! du papier pH ; ! un indicateur coloré ; ! un pH-mètre.



Exercice n° 1

1. Recopier et compléter les couples acide/base suivants :

1.1. CH3CHOHCOOH/………………

1.2. ………………/CH3NH2

1.3. ………………/HSO4–

1.4. HSO4–/………………

2. Écrire les demi-équations relatives aux deux couples acide/base faisant intervenir l’eau.

3. Retrouver parmi les équations suivantes les équations acido-basiques. Indiquer dans ce cas

l’acide et la base qui réagissent ensemble.

3.1. CH3COOH (l) + CH3OH (l) → CH3COOCH3 (l) + H2O (l)

3.2. HCOOH (aq) + HO– (aq) → HCOO– (aq) + H2O (l)

3.3. CH3CH2OH (aq) + O2 (g) → CH3COOH (aq) + H2O (aq)

3.4. CH3CH2O– (aq) + HSO3– (aq)→ CH3CH2OH (aq) + SO3

2– (aq)

3.5. H3O+ (aq) + HO– (aq) → 2 H2O (l)

Exercice n° 2 (d’après le bac STAV 2011)

L’acide lactique est l’acide caractéristique du lait. Présent en faible quantité dans le lait, il est

produit lors de la fermentation lactique qui se déroule lors du processus de fabrication des yaourts.

DOCUMENT 1 - Formule de l’acide lactique

DOCUMENT 2 - Propriétés acido-basiques de l’acide lactique

C’est un acide organique. Sa base conjuguée est l’ion lactate.

Le pH d’une solution d’acide lactique de concentration en quantité de matière C = 1,5 × 10– 3 mol.L-1 a pour valeur : 3,4.

Le pKa du couple acide lactique/ion lactate a pour valeur : 3,9.

1. Écrire la formule semi-développée de l’acide lactique et entourer les groupes fonctionnels.

2. Nommer le groupe qui donne des propriétés d’acide à la molécule. Indiquer la famille de

composés organiques associée à ce groupe.



3. En s’appuyant sur les connaissances acquises et sur les informations données, montrer que

l’acide lactique est un acide faible.

4. Écrire l’équation de dissociation de l’acide lactique dans l’eau.

Le pH d’un yaourt liquide est de l’ordre de 4,5. Après consommation, le yaourt se retrouve dans

l’estomac où le pH est égal à 1.

5. Indiquer, en le justifiant, l'espèce prédominante du couple acide lactique/ion lactate dans

l’estomac.

Exercice n° 3 (d’après le bac STAV 2015)

Suite à un effort intense et court, un sprinter ressent des troubles physiques. Une analyse de sang

pendant la phase de récupération montre que la concentration en ions oxonium dans son sang a

pour valeur [H3O+] = 7,9 × 10– 8 mol.L– 1.

DOCUMENT 1 - Normes et définitions des troubles acido-basiques

valeurs normales

pH pH < 7,35 : acidose 7,35 -7,45 pH > 7,45 : alcalose

DOCUMENT 2 - La régulation du pH sanguin D’après : J.-R. Poortmans, Biochimie des activités physiques et sportives, De Boeck.

Tout ce qui constitue l’être vivant est extrêmement sensible à la moindre variation de pH.

La concentration des ions oxonium H3O+ est donc étroitement régulée dans les milieux biologiques afin de maintenir le pH sanguin constant. La concentration en ions oxonium dans le sang dépend de la concentration en ions hydrogénocarbonate HCO3

– et de celle de dioxyde de carbone CO2 dissous dans le sang selon la relation :

H!O! = CO! (aq) × 10! !,!

[HCO! – (aq)]

Ainsi, pour que le terme [H3O+] reste constant, il faut que le rapport !!! (!")

[!"!! – (!")]

reste également constant.

Par ailleurs, une augmentation de la concentration en dioxyde de carbone [CO2 (aq)] entraine

physiologiquement une augmentation du renouvèlement d’air dans les poumons et donc de la fréquence

respiratoire.



1. Calculer la valeur du pH du sang du sprinter.

2. Proposer une explication à la fatigue du sprinter, en s’aidant des documents.

3. La valeur anormale du pH du sprinter est due à une baisse de la concentration en ions

hydrogénocarbonate HCO3– dans le sang. À l’aide des documents, expliquer pourquoi la

concentration en dioxyde de carbone doit diminuer pour que le pH garde une valeur constante.

4. Le sang est souvent qualifié de milieu tamponné. Justifier cette qualification.

Exercice n° 4 - Acidification des océans (d’après le bac S Nouvelle-Calédonie 2013)

Les scientifiques s’inquiètent de l’évolution du pH des océans et de ses conséquences sur la faune

et la flore. Ils constatent en particulier une difficulté croissante de la calcification des coraux, oursins,

coquillages et certaines espèces de planctons, qui possèdent un squelette de calcaire.

DOCUMENT 1 - Évolution du pH et de la concentration en CO2 dans l’océan Pacifique

La pression en dioxyde de carbone pCO2 est proportionnelle à la concentration en CO2 dans l’eau. Elle

est exprimée ici en microatmosphère (µatm).

La concentration de CO2 dans l’atmosphère s’exprime souvent en ppmv (partie par million en volume).

1 ppmv de CO2 correspond à 1 µL de CO2 dans 1 L d’atmosphère.

Source : J.-P. Gattuso, Dossier

pédagogique récifs coralliens,

http://oceans.taraexpeditions.org

Données Mauna Loa :

Pieter Tans, NOAA/ESRL

(http://www.esrl.noaa.gov/gmd/

ccgg/trends)

Données Aloa :

David Karl University of Hawaii

(http://hahana.soest.hawaii.edu) ;

d’après Feely, 2008



Première partie : Propriétés acido-basiques de CO2

1.1. Écrire les deux couples acido-basiques auxquels participe H2CO3.

Les valeurs de pKa des deux couples acido-basiques sont 6,4 et 10,3.

1.2. Identifier parmi les courbes 1, 2 et 3 du document 2, celle qui correspond au % (H2CO3), au

% (HCO3–) et au % (CO3

2–).

1.3. Expliquer, en justifiant, comment il est possible de retrouver les valeurs des pKa à partir des

courbes du document 2.

1.4. Donner le diagramme de prédominance simplifié de H2CO3.

Deuxième partie : Le dioxyde de carbone dans les océans

2.1. Commenter en quelques mots les trois courbes du document 1.

En 2010, le pH de la mer au niveau de la station Aloha devrait être de 8,06 (valeur obtenue par

extrapolation de la courbe du document 1).

2.2. Montrer que la diminution du pH observée de 1990 à 2010 a fait passer la concentration des

ions oxonium de 7,94 × 10– 9 à 8,71 × 10– 9 mol.L– 1.

2.3. Montrer que cette variation de la concentration représente environ une augmentation de 10 %.

Commenter ce résultat.

2.4. Sous quelle forme H2CO3 se présente-il majoritairement dans les océans. Justifier la réponse.

Une des conséquences de l’acidification des océans est une diminution de l’épaisseur de la coquille

en carbonate de calcium (CaCO3) des organismes marins.

2.5. Proposer une explication.

2.6. Rechercher pourquoi l’impact d’une baisse du pH marin sur le plancton est particulièrement

préoccupant.

DOCUMENT 2 - Le dioxyde de carbone

Le dioxyde de carbone CO2 est un gaz très soluble dans l’eau. Sa forme dissoute est H2CO3 aussi noté

H2O,CO2 (aq). Il agit alors comme un diacide faible. Le diagramme « de distribution » ci-dessous représente

le pourcentage de chacune de ses formes acido-basiques en fonction du pH de la solution.

Ainsi %(H!CO!) =[!!!"!]

[!!!"!] ! !!!"!!! ! [!"!!!] × 100.



Exercice n° 5 - Sulfitage des vins

Pour protéger les vins sensibles à l’oxydation, le sulfitage est une pratique très courante. Les

viticulteurs peuvent utiliser H2SO3 (qu’on peut aussi noter SO2,H2O), forme aqueuse du dioxyde de

soufre SO2 (voir document 1). Si H2SO3 est un conservateur efficace, il peut avoir un impact négatif

sur la santé. Le viticulteur doit donc adapter la dose apportée lors du sulfitage : l’objectif est

d’ajouter la dose minimale pour s’assurer d’une bonne protection du vin.

Mme Régis, viticultrice reçoit un bulletin d’analyse de son vin (document 2).

! Question : Le vin de Mme Régis est-il bien protégé contre l’oxydation ?

Aide :

Pour un couple AH/A– : Ka = !! × [!!!!][!"]

Coup de pouce :

- Calculer la concentration en quantité de matière du SO2 libre dans le vin.

- Quelle forme peut-on négliger ?

- Exprimer [HSO3–] à partir de l’expression du Ka.

- Calculer la concentration en masse de H2SO3.

- Comparer avec les valeurs assurant une protection du vin.

DOCUMENT 1 - Le SO2 dans le vin

Le SO2 est couramment utilisé en œnologie. Il a en particulier des propriétés anti-oxydantes, antibactériennes.

En solution aqueuse, le dioxyde de soufre se présente sous forme d’un diacide faible H2SO3 de pKa1 = 1,8

et pKa2 = 7,1.

Une partie du SO2 se dissocie partiellement en ion hydrogénosulfite HSO3– et en ion sulfite SO3

2–.

Les trois espèces chimiques H2SO3, HSO3– et SO3

2– coexistent dans le vin dans des proportions qui dépendent de

plusieurs facteurs physico-chimiques. Les formes ioniques HSO3– et SO3

2– ont une efficacité limitée. Une autre

partie du SO2 se combine à des molécules présentes dans le vin. On l’appelle SO2 combiné.

Les trois espèces H2SO3, HSO3– et SO3

2– représentent le SO2 libre (non combiné). On a ainsi par définition :

[SO2]libre = [H2SO3] + [ HSO3–] + [ SO3

2–]. En œnologie, le SO2 libre est usuellement exprimé en mg.L– 1 de SO2.

On considère qu’un vin est correctement protégé lorsque la concentration en masse de H2SO3 (c’est-à-dire la

forme moléculaire nommée « forme active ») est comprise entre 0,35 mg.L– 1 de SO2 pour une protection

minimale et 0,60 mg.L– 1 de SO2 pour une protection maximale.

DOCUMENT 2 - Extrait du bulletin d’analyse du vin de Mme Régis

pH = 3,1

SO2 libre : 11,5 mg.L-1



QCM bilan

Cocher la (ou les) bonne(s) réponse(s).

1. La concentration en ions oxonium d’une solution de pH = 8,0 a pour valeur :

! H!O! = 1,0 × 10– 8 mol.L– 1 ; ! H!O! = 1,0 × 108 mol.L– 1 ; ! H!O! = 8,0.

2. Le pH d’une solution dont la concentration en ions oxonium est H!O! = 4,2 × 10– 3 mol.L– 1, a pour valeur :

! pH= 4,2 ; ! pH= – 3 ; ! pH= 2,4.

3. Un acide est une espèce chimique capable :

! de céder un ion H+ ; ! de céder un électron ; ! de capter un ion H+.

4. Une base est une espèce chimique capable :

! de céder un ion H+ ; ! de capter un électron ; ! de capter un ion H+.

5. Au cours d’une réaction acido-basique :

! un acide cède un électron à la base ; ! un acide cède un ion H+ à la base ; ! une base cède un ion H+ à l’acide.

6. Un acide faible est un acide :

! qui réagit totalement avec l’eau ; ! qui réagit partiellement avec l’eau ; ! qui réagit lentement avec une base.

7. Parmi deux acides, le plus fort est celui :

! qui est caractérisé par le plus grand pKa ; ! qui est caractérisé par le plus grand Ka ; ! qui à concentration égale se dissocie le plus dans l’eau.

8. Une solution tampon est :

! une solution dont le pH vaut 7 ; ! une solution dont le pH varie peu après un ajout modéré d’acide, de base ou d’eau. ! une solution qui contient un mélange d’acide AH et de base conjuguée A– tel que

[AH] ≈ [A–].



9. Dans le cas d’un couple AH/A– : ! la forme AH est majoritaire en solution si pH < pKa ; ! la forme A– est majoritaire en solution si pH < pKa ; ! la forme A– est majoritaire en solution si pH > pKa.

10. Dans une solution aqueuse dont le pH = 4, on a :

! [HO–] = 4 mol.L– 1 ; ! [HO–] = 10– 4 mol.L– 1 ; ! [HO–] = 10– 10 mol.L– 1.

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