Acides, bases et pH : exercices de sciences physiques en terminale – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Définis un acide et une base selon Brönsted.
2. Qu’appelle-t-on couple acide-base ? Écris la demi-équation générale.
3. Définis le pH et donne la relation inverse qui permet de retrouver [H₃O⁺].
4. Donne la valeur du produit ionique de l’eau à 25 °C.
5. Qu’est-ce qu’une espèce amphotère ?

Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.

a. Une base est une espèce capable de céder un proton.
b. L’eau est une espèce amphotère.
c. À 25 °C, une solution de pH égal à 7 est neutre.
d. Quand [H₃O⁺] est multipliée par 10, le pH augmente de 1.
e. Une solution de pH égal à 9 contient plus d’ions HO⁻ que d’ions H₃O⁺.
f. Une solution dont [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻³ mol/L a un pH de −3.

Écris la demi-équation acide-base de chacun des couples : a. CH₃COOH / CH₃COO⁻ ; b. NH₄⁺ / NH₃ ; c. HCO₃⁻ / CO₃²⁻ ; d. H₃O⁺ / H₂O ; e. H₂O / HO⁻. Indique l’acide et la base de chaque couple.

Écris l’équation de chaque réaction et identifie les deux couples mis en jeu.

a. L’acide éthanoïque réagit avec l’ammoniac.
b. Le chlorure d’hydrogène HCl réagit avec l’eau (réaction totale).
c. L’ammoniac réagit avec l’eau.
d. L’ion hydrogénocarbonate réagit avec l’ion hydroxyde.

1. Montre que l’eau est une espèce amphotère en écrivant les deux couples auxquels elle appartient.
2. Écris l’équation de l’autoprotolyse de l’eau.
3. Dans l’eau pure à 25 °C, [H₃O⁺] = [HO⁻]. Déduis-en leur valeur et le pH.

Complète (deux chiffres significatifs pour les concentrations, deux décimales pour les pH) : a. pH = 3,40 ; [H₃O⁺] = ? b. pH = 8,30 ; [H₃O⁺] = ? c. [H₃O⁺] = 2,5 × 10⁻⁵ mol/L ; pH = ? d. [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻¹¹ mol/L ; pH = ?

Le diagramme indique le pH de quelques liquides.

1. Quels liquides sont acides ? basiques ?
2. Calcule [H₃O⁺] pour le jus de citron et pour le lait, puis le rapport entre les deux.
3. Calcule [HO⁻] dans le sang.
4. Le savon liquide est-il plus basique que le sang ? Compare les concentrations en HO⁻.

Une solution a un pH de 8,30.

1. Calcule [H₃O⁺].
2. Calcule [HO⁻] à l’aide du produit ionique.
3. Calcule pOH = −log [HO⁻] et vérifie que pH + pOH = 14.
4. Cette solution est-elle acide, neutre ou basique ?

On prépare 250,0 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration c = 1,0 × 10⁻² mol/L en dissolvant du chlorure d’hydrogène gazeux dans l’eau (réaction totale).

1. Écris l’équation de la réaction de HCl avec l’eau.
2. Détermine [H₃O⁺] puis le pH.
3. Calcule la masse de HCl nécessaire.
4. Quel serait le pH pour c = 3,0 × 10⁻³ mol/L ?

Une solution d’hydroxyde de sodium (base forte) a une concentration c = 1,0 × 10⁻² mol/L.

1. Donne [HO⁻].
2. Calcule [H₃O⁺] puis le pH.
3. Même question pour c = 2,5 × 10⁻³ mol/L.
4. Pour quelle concentration c obtient-on pH = 10,70 ?

On mesure le pH de solutions d’acide chlorhydrique et d’acide éthanoïque de même concentration c, de 1,0 × 10⁻¹ à 1,0 × 10⁻⁴ mol/L. Les résultats sont portés en fonction de −log c.

1. Quel acide est l’acide chlorhydrique ? Justifie à l’aide du coefficient directeur et de la relation pH = −log c.
2. Calcule le coefficient directeur approximatif de la courbe de l’acide B.
3. Pour c = 1,0 × 10⁻² mol/L, déduis du graphique [H₃O⁺] de l’acide B, puis la proportion d’acide ayant réagi.
4. Même question pour c = 1,0 × 10⁻⁴ mol/L. Que remarques-tu quand on dilue ?

Un pH-mètre indique pH = 3,40 avec une incertitude de ± 0,05.

1. Encadre [H₃O⁺].
2. Calcule l’incertitude relative sur [H₃O⁺] (utiliser l’approximation Δc ÷ c ≈ 2,3 × ΔpH).
3. Combien de chiffres significatifs peut-on raisonnablement conserver pour [H₃O⁺] ?

On prépare V = 100,0 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration c = 1,0 × 10⁻² mol/L. Son pH mesuré est 3,4.

1. Écris l’équation de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
2. Calcule l’avancement final x_f (égal à la quantité d’ions H₃O⁺ formés) et l’avancement maximal x_max.
3. Calcule le taux d’avancement final τ = x_f ÷ x_max. La réaction est-elle totale ?
4. Une solution d’ammoniac de même concentration a un pH de 10,6. Calcule [H₃O⁺], [HO⁻] puis le taux d’avancement final de sa réaction avec l’eau.

On mélange V₁ = 50,0 mL d’acide chlorhydrique à 1,0 × 10⁻² mol/L avec un volume V₂ de soude à 1,0 × 10⁻² mol/L. La réaction est H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O (totale).

1. Calcule le pH du mélange pour V₂ = 40,0 mL.
2. Calcule le pH pour V₂ = 50,0 mL.
3. Calcule le pH pour V₂ = 60,0 mL.

Un pH-mètre mesure la tension E entre ses électrodes. On étalonne avec trois solutions tampons ; la courbe obtenue est donnée ci-dessous.

1. Quelle est la nature de la courbe ? Détermine son coefficient directeur en mV par unité de pH.
2. Détermine l’équation E = f(pH).
3. On plonge l’électrode dans un jus de fruit : E = +95 mV. Calcule le pH, puis [H₃O⁺].
4. Dans un savon, on mesure E = −60 mV. Calcule le pH.

Le diagramme donne le pH de six produits.

1. Classe les produits en acides, neutre et basiques.
2. Calcule [H₃O⁺] pour le soda et pour le suc gastrique ; combien de fois le second est-il plus concentré que le premier ?
3. Calcule [HO⁻] dans le déboucheur (pH = 13).
4. L’eau de pluie est-elle neutre ? Calcule sa concentration en H₃O⁺.

Un déboucheur est une solution de soude concentrée, de concentration c = 1,0 mol/L.

1. Calcule son pH.
2. On dilue 10,0 mL de ce produit pour obtenir une solution 1 000 fois moins concentrée. Quel volume final obtient-on ? Quel est le nouveau pH ?
3. Pourquoi faut-il verser la solution concentrée dans l’eau et non l’inverse, et porter lunettes et gants ?

On dispose d’une solution d’acide chlorhydrique de pH = 2,0 et on souhaite obtenir une solution de pH = 5,0 par dilutions successives.

1. Calcule les concentrations initiale et finale.
2. Quel est le facteur de dilution total ?
3. Propose un protocole en dilutions successives de facteur 10, avec une pipette jaugée de 10,0 mL et des fioles jaugées de 100,0 mL.
4. Pourquoi le pH mesuré de la solution finale risque-t-il d’être légèrement différent de 5,0 ?

Un élève mesure le pH d’un vinaigre dilué : pH = 2,9 pour la solution initiale. Il la dilue 10 fois et trouve pH = 3,4. Il pense s’être trompé car il attendait 3,9.

1. Pourquoi attendait-il 3,9 ? Dans quel cas cette valeur serait-elle correcte ?
2. Calcule le rapport des concentrations en H₃O⁺ entre les deux solutions.
3. Explique la valeur mesurée en considérant la nature de l’acide du vinaigre.

On dispose de deux solutions incolores d’acides inconnus A et B, de même concentration c = 1,0 × 10⁻² mol/L, d’un pH-mètre, de tampons de pH 4,00 et 7,00, de verrerie jaugée et d’eau distillée.

Rédige un protocole complet permettant de savoir lequel est l’acide fort et lequel est l’acide faible. Précise les mesures, ce que tu attends pour chacun, le critère de décision et une vérification par dilution.