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CHAPITRE 5
ACIDES ET BASES
QUESTIONS
16. Pour qu’une substance dans l’eau soit un acide, il faut qu’elle donne un proton à l’eau pour
former H3O+.
HA + H2O → A– + H3O+
Pour qu’elle soit une base, il faut qu’elle reçoive un proton provenant de l’eau et forme
OH–.
B + H2O → BH+ + OH–
Les acides et les bases qui réagissent avec l’eau ne pourront former que H3O+ et OH–
respectivement. Ces deux espèces représentent donc l’acide le plus fort et la base la plus
forte qui puissent exister dans l’eau.
17. 10,78 = 4 CS, 6,78 = 3 CS, 0,78 = 2 CS. Une valeur de pH étant un logarithme, cela signifie
que les chiffres à gauche de la virgule identifient l’exposant de 10 de la notation
scientifique de [H+]. Exemple : si [H+] = 10–7, pH = 7 ; si [H+] = 10–13, pH = 13. On en
conclut donc que si les valeurs 10,78, 6,78 et 0,78 sont des pH, elles ne comportent toutes
que 2 CS, soit les chiffres à droite de la virgule. Les [H+] calculées à partir de ces valeurs ne
devraient avoir que 2 CS.
18. a) Ce sont les acides forts comme HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 ou HClO4.
b) Ce sont les sels des acides conjugués des bases du tableau 5.3. Ces acides conjugués sont
tous des acides faibles. NH4Cl, CH3NH3NO3 et C2H5NH3Br sont trois exemples. On
remarque que les anions utilisés pour former ces sels (Cl−, NO3− et Br−) sont les bases
conjuguées d’acides forts; c’est parce qu’ils n’ont aucune propriété acide ou basique
dans l’eau (à l’exception de HSO4−, qui a les propriétés d’un acide faible).
c) Ce sont des bases fortes comme LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2
et Ba(OH)2.
d) Ce sont des sels des bases conjuguées des acides faibles de charge neutre du tableau 5.2.
Les bases conjuguées des acides faibles sont elles-mêmes des bases faibles. NaClO2,
KCH3COO et CaF2 sont trois exemples. Les cations utilisés pour former ces sels sont
Li+, Na+, K+, Rb, Cs+, Ca2+, Sr2+ et Ba2+ étant donné que ces cations n’ont ni propriétés
acides, ni propriétés basiques dans l’eau. Il faut mémoriser les cations des bases fortes.
e) Il y a deux façons de faire un sel neutre. La façon la plus simple consiste à combiner une
base conjuguée d’un acide fort (excepté pour HSO4−) avec un des cations d’une base
forte. Ces ions n’ont ni propriétés acides, ni propriétés basiques dans l’eau de sorte que
les sels de ces ions sont neutres. NaCl, KNO3 et SrI2 sont trois exemples. Un autre type
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d’électrolyte fort qui peut produire des solutions neutres sont les sels qui contiennent un
ion ayant des propriétés d’acide faible combiné avec un ion de charge opposée ayant des
propriétés de base faible. Si Ka pour l’ion acide faible est égal au Kb pour l’ion base
faible, le sel produira une solution neutre. L’exemple de ce type le plus courant est
l’acétate d’ammonium, NH4CH3COO. Pour ce sel, Ka pour NH4+ = Kb pour CH3COO− =
5.6 × . Ce sel produit une solution neutre, quelle que soit sa concentration.
10
10−
19. Ka × Kb = Keau ; -log(Ka × Kb) = -logKeau ; pKa + pKb = 14,00 (à 25 °C).
20. L’énoncé a seulement est vrai (en supposant que l’espèce n’est pas amphotère). On ne peut
pas ajouter une base à l’eau et obtenir un pH acide (pH < 7.0). Pour l’énoncé b, on peut
avoir des valeurs de pH négatives. Elles indiquent que [H+] > 1,0 mol/L. Pour l’énoncé c,
une solution d’un acide fort peut avoir un pH plus élevé qu’une solution plus concentrée
d’un acide faible. Pour l’énoncé d, la [OH−] de la solution de Ba(OH)2 sera le double de la
solution de KOH de même concentration, mais sa valeur de pOH n’est pas le double de
celle de la solution de KOH de même concentration (faites-en la preuve pour vous-mêmes).
21. H2CO3 est un acide faible dont Ka1 = 4,3 × 10-7 et Ka2 = 5,6 × 10-11. Étant donné que Ka1 <<
1, [H+] < 0,10 mol/L ; seulement un petit pourcentage de H2CO3 se dissocie en HCO3- et
H+. C’est donc l’énoncé a qui décrit le mieux la solution H2CO3 0,10 mol/L. H2SO4 est un
acide fort et un très bon acide faible (Ka1 >> 1 et Ka2 = 1,2 × 10-2). Toute la solution de
H2SO4 0,10 mol/L se dissocie en H+ 0,10 mol/L et en HSO4- 0,10 mol/L. Toutefois, comme
HSO4- est un bon acide faible à cause de sa valeur de Ka relativement élevée, une partie de
HSO4- 0,10 mol/L se dissocie en davantage de H+ et en SO42-. Par conséquent [H+] sera plus
élevée que 0,10 mol/L, mais n’atteindra pas 0,20 étant donné que seulement une partie du
HSO4- se dissocie. L’énoncé c décrit le mieux la solution de H2SO4 0,10 mol/L.
22. Une raison pour laquelle HF est un acide faible c’est que la liaison H-F est
exceptionnellement forte et qu’elle est difficile à rompre. Cela contribue de façon
importante à la résistance des molécules HF à se dissocier dans l’eau.
23. a) Le soufre réagit avec l’oxygène pour produire SO2 et SO3. Ces oxydes de soufre
réagissent tous les deux avec l’eau pour produire H2SO3 et H2SO4, respectivement. La
pluie acide résulte des émissions de soufre qui ne sont pas contrôlées ;
b) CaO réagit avec l’eau pour produire Ca(OH)2, une base forte. Un jardinier mélange de la
chaux (CaO) dans le sol afin d’élever le pH du sol. En fait, ajouter de la chaux vive a
pour effet d’additionner Ca(OH)2.
EXERCICES
Nature des acides et des bases
24. a) HNO2(aq) ⇌H+(aq) + NO2–(aq) Ka = +-
2
2
[][ ]
NO
H
[]
HNO
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b) Ti(H2O)64+(aq) ⇌ H+(aq) + Ti(OH)(H2O)53+(aq) Ka = 3+
+25
4+
26
[ ][Ti(OH)(H O ]
)
H[Ti(H O ]
)
c) HCN(aq) ⇌ H+(aq) + CN–(aq) Ka = +
[][ ]
HCN
[HCN]
−
25. Un acide est un donneur de H+ et une base, un accepteur de H+. L’espèce conjuguée ne
diffère de son parent que par H+.
Base conjuguée Acide conjugué
Acide Base de l’acide de la base
a) HF H2O F- H3O+
b) H2SO4 H
2O H
-
4
HSO 3O+
c) H
-
4
HSO 2O SO42- H3O+
26. Les acides forts ont une Ka >> 1 et les acides faibles ont une Ka < 1. Le tableau 5.2 dans le
manuel donne la liste des valeurs de quelques Ka pour les acides faibles. Les valeurs de Ka
pour les acides forts sont diffiles à déterminer de sorte qu’elles ne sont pas données dans le
manuel. Cependant, il n’y a que quelques acides forts courants et si vous les mémorisez,
tous les autres acides seront des acides faibles. Les acides forts qu’il faut mémoriser sont:
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 et H2SO4.
a) HClO4 est un acide fort.
b) HOCl est un acide faible (Ka = 3,5 × ).
8
10−
c) H 2SO4 est un acide fort.
d) H2SO3 est un acide faible dont les valeurs de Ka1 et de Ka2 sont inférieures à l’unité.
27. Le bécher à gauche représente un acide fort en solution ; l’acide, HA, est dissocié à 100 %
en ions H+ et A-. Le bécher à droite représente un acide faible en solution ; seulement une
petite partie de l’acide, HB, se dissocie en ions, de sorte que l’acide existe surtout sous
forme de molécules non dissociées HB dans l’eau.
a) HNO2, bécher acide faible ;
b) HNO3, bécher acide fort ;
c) HCl, bécher acide fort ;
d) HF, bécher acide faible ; CH3COOH, bécher acide faible.
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28. L’acidité est directement proportionnelle à la valeur de Ka.
HNO3 > HOCl > NH4+ > H2O
↑ ↑
plus grande
Ka plus faible Ka
29. Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. Ainsi, la base conjuguée NO3– de
l’acide fort HNO3 est tellement faible qu’elle n’est pas basique dans l’eau.
NH3 > OCl- > H2O > NO3-.
30. a) HClO4 > H2O
b) HClO2 > H2O
c) HF > HCN
31. a) H2O > ClO4–
b) ClO2– > H2O
c) CN– > F–
Auto-ionisation de l’eau et échelle de pH
32. Si [H+] = [OH–] = 1,0 × 10–7 mol/L, la solution est neutre.
Si [H+] > 1,0 × 10–7 mol/L et [OH–] < 1,0 × 10–7 mol/L, la solution est acide.
Si [H+] < 1,0 × 10–7 mol/L et [OH–] > 1,0 × 10–7 mol/L, la solution est basique.
a) Neutre.
b) Acide.
c) Basique.
d) Acide.
33. a) Basique; pOH = 1,08; pH = 12,9
b) acide; pOH = 10,09; pH = 3,9
c) Neutre; pOH = 7; pH = 7
d) Basique.
34. a) Puisque la valeur de la constante d’équilibre augmente lorsque la température augmente,
c’est donc qu’une augmentation de la température favorise la réaction vers la droite et
que la réaction est endothermique.
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b) [H+][OH–] = 5,47 × 10–14 et [H+] = [OH–]
[H+]2 = 5,47 × 10–14 → [H+] = 2,34 × 10–7 mol/L
35. a) H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH− (aq) Ke = 2.92 × = [H
14
10−+][OH−]
Dans l’eau pure [H+] = [OH−], donc 2,92 × = [H
14
10−+]2, [H+] = 1,71 × mol/L =
7
10−
[OH−]
b) pH = -log [H+] = -log (1,71 × ) = 6,767
7
10−
c) [H+] = Ke/[OH−] = 2,92 × /0,10 = 2,9 × mol/L; pH = -log (2,9 × ) =12,54
14
10−13 10−13 10−
36. pH = –log [H] ; pOH = –log [OH–] ; à 25 °C, pH + pOH = 14,00
a) pH = –log [H+] = –log (1,0 × 10–7) = 7,00 ; pOH = 14,00 – pH = 14,00 – 7,00 = 7,00
b) pH = –log (1,4 × 10–3) = 2,85 ; pOH = 14,00 – 2,85 = 11,15
c) pH = –log (2,5 × 10–10) = 9,60 ; pOH = 14,00 – 9,60 = 4,40
d) pH = –log (6,1) = –0,79 ; pOH = 14,00 – (–0,79) = 14,79
On remarque que le pH est inférieur à zéro dans des solutions très acides.
37. a) [H+] = 3,9 × 10-8 mol/L; [OH-] = 2,6 × 10-7 mol/L;
b) [H+] = 5 × 10-16 mol/L; [OH-] = 20 mol/L;
c) [H+] = 10 mol/L; [OH-] = 1 × 10-15 mol/L;
d) [H+] = 6 × 10-4 mol/L; [OH-] = 1,7 × 10-11 mol/L;
e) [H+] = 1 × 10-9 mol/L; [OH-] = 1 × 10-5 mol/L;
f) [OH-] = 2,5 × 10-10 mol/L; [H+] = 4 × 10-5 mol/L.
38. a) pOH = 14,00 – 6,88 = 7,12; [H+] = = 1,3 × mol/L
6,88
10−7 10−
[OH−] = = 7,6 × mol/L; acide
7,12
10−8 10−
b) [H+] = 14
14
1, 0 10
8,4 10
−
−
×
× = 0,12 mol/L; pH = -log(0,12) = 0,92
pOH = 14,00 – 0,92 = 13,08; acide
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