Exercices: Réactions de neutralisation

Compléter le schéma général d'une réaction de neutralisation avec les mots manquants : « Un $\dots$ réagit avec une $\dots$ et il se forme un $\dots$ et $\dots$ ». Donner ensuite un exemple avec la réaction entre l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium.

Au laboratoire, on mélange de l'acide chlorhydrique ($HCl$) avec de l'hydroxyde de sodium ($NaOH$) et il se forme du chlorure de sodium ($NaCl$), le sel de cuisine, et de l'eau. Écrire l'équation de la réaction et vérifier en comptant les atomes qu'elle est équilibrée.

Classer chacune de ces espèces chimiques comme acide, base ou sel :

1. a) $HNO_3$ (acide nitrique)
2. b) $KOH$ (hydroxyde de potassium)
3. c) $NaCl$ (chlorure de sodium)
4. d) $H_2SO_4$ (acide sulfurique)
5. e) $Ca(OH)_2$ (hydroxyde de calcium)

Le pH mesure le caractère acide ou basique d'une solution. Voici les positions de quatre solutions sur l'échelle de pH :

Indiquer si chacune de ces solutions est acide, neutre ou basique :

1. a) jus de citron, $pH = 2,5$
2. b) eau pure, $pH = 7$
3. c) savon pour les mains, $pH = 10$
4. d) tomate écrasée, $pH = 4,5$

On dispose d'un verre contenant du vinaigre dilué de $pH = 3$ et on y ajoute peu à peu une solution de bicarbonate de sodium, qui est une base.

1. a) Le pH du verre augmente-t-il ou diminue-t-il quand on ajoute le bicarbonate ?
2. b) Si l'on ajoute exactement la quantité qui neutralise tout l'acide, autour de quelle valeur se situera le pH ?

Justifier les réponses.

Le suc gastrique de l'estomac contient de l'acide chlorhydrique. En cas de brûlures d'estomac, les antiacides vendus en pharmacie, qui contiennent des bases comme l'hydroxyde de magnésium, les soulagent. Expliquer, à l'aide du schéma de la neutralisation, comment agit un antiacide dans l'estomac.

Le papier tournesol devient rouge en milieu acide et bleu en milieu basique.

1. a) De quelle couleur deviendra-t-il dans une solution de $HCl$ ?
2. b) Et dans une solution de $NaOH$ ?
3. c) On mélange les deux solutions dans les proportions exactes pour que la neutralisation soit complète : justifier pourquoi le papier tournesol n'indique plus ni acide ni base dans le mélange obtenu.

Écrire la formule et le nom du sel formé dans chaque neutralisation :

1. a) Acide chlorhydrique ($HCl$) avec hydroxyde de potassium ($KOH$).
2. b) Acide nitrique ($HNO_3$) avec hydroxyde de sodium ($NaOH$).

L'acide sulfurique ($H_2SO_4$) réagit avec l'hydroxyde de calcium ($Ca(OH)_2$) et il se forme du sulfate de calcium ($CaSO_4$) et de l'eau. Écrire l'équation et l'équilibrer ; bien observer combien de molécules d'eau se forment pour chaque sulfate de calcium.

Écrire et équilibrer l'équation de la neutralisation entre l'acide chlorhydrique ($HCl$) et l'hydroxyde de calcium ($Ca(OH)_2$), au cours de laquelle il se forme du chlorure de calcium ($CaCl_2$) et de l'eau.

Écrire et équilibrer l'équation de la neutralisation de l'acide sulfurique ($H_2SO_4$) par l'hydroxyde de sodium ($NaOH$), au cours de laquelle il se forme du sulfate de sodium ($Na_2SO_4$) et de l'eau.

Le lait de magnésie est une suspension d'hydroxyde de magnésium ($Mg(OH)_2$) que l'on prend contre l'acidité gastrique. Sa réaction avec l'acide de l'estomac est $Mg(OH)_2 + 2\ HCl \rightarrow MgCl_2 + 2\ H_2O$.

1. a) Combien de moles de $HCl$ neutralise $1\ \text{mol}$ de $Mg(OH)_2$ ?
2. b) Si l'estomac contient un excès de $0,1\ \text{mol}$ de $HCl$, combien de moles de $Mg(OH)_2$ faut-il pour le neutraliser ?

Un antiacide effervescent contient du bicarbonate de sodium ($NaHCO_3$), qui réagit avec l'acide chlorhydrique ainsi : $NaHCO_3 + HCl \rightarrow NaCl + H_2O + CO_2$.

1. a) Vérifier, en comptant les atomes, que l'équation est équilibrée.
2. b) Pourquoi des bulles se forment-elles quand on met le comprimé dans un verre contenant de l'acide ?
3. c) En quoi cette réaction se différencie-t-elle d'une neutralisation « classique » comme celle du $NaOH$ avec le $HCl$ ?

Le cœur de toute neutralisation est l'union de l'ion $H^+$ de l'acide avec l'ion $OH^-$ de la base pour former de l'eau : $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$, comme le montre le schéma.

1. a) Vérifier que cette équation ionique est équilibrée en atomes et aussi en charge électrique.
2. b) À l'aide de cette idée, expliquer ce que ces deux réactions ont en commun : $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$ et $HNO_3 + KOH \rightarrow KNO_3 + H_2O$.

Le sol d'un potager a un pH de $pH = 5$ et les tomates poussent mieux avec un pH compris entre $6$ et $7$.

1. a) Ce sol est-il acide ou basique ?
2. b) Les agriculteurs épandent de la « chaux » (hydroxyde de calcium) sur les sols acides. En supposant que l'acidité du sol soit due à de l'acide chlorhydrique, écrire l'équation équilibrée de l'action de la chaux dans le sol.
3. c) Que arriverait-il au pH du sol si l'on épandait trop de chaux ? Serait-ce bon pour les tomates ?

Dans trois béchers sont dissous les sels restant après trois neutralisations complètes : chlorure de potassium ($KCl$), nitrate de sodium ($NaNO_3$) et sulfate de calcium ($CaSO_4$). Déduire quel acide et quelle base ont été neutralisés dans chaque bécher et écrire l'équation équilibrée de chaque réaction.

Quel antiacide utilise le mieux chaque gramme ? Voici les réactions de trois antiacides avec l'acide de l'estomac :

1. a) hydroxyde de magnésium ($58\ \text{g/mol}$) : $Mg(OH)_2 + 2\ HCl \rightarrow MgCl_2 + 2\ H_2O$
2. b) carbonate de calcium ($100\ \text{g/mol}$) : $CaCO_3 + 2\ HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2$
3. c) hydrogénocarbonate de sodium ($84\ \text{g/mol}$) : $NaHCO_3 + HCl \rightarrow NaCl + H_2O + CO_2$

Calculer la quantité de matière de $HCl$ que neutralise $1\ \text{g}$ de chaque antiacide (on peut la donner sous forme de fraction ou arrondie à trois décimales), les classer de la plus grande à la plus petite capacité par gramme, et expliquer pourquoi le carbonate de calcium neutralise moins d'acide par gramme que l'hydroxyde de magnésium, si tous deux neutralisent la même quantité d'acide par mole.

Dans un erlenmeyer du laboratoire se trouvent $0,2\ \text{mol}$ d'acide sulfurique ($H_2SO_4$).

1. a) Écrire l'équation équilibrée de sa neutralisation par l'hydroxyde de sodium ($NaOH$), qui donne du sulfate de sodium ($Na_2SO_4$) et de l'eau.
2. b) Calculer la quantité de matière de $NaOH$ nécessaire pour neutraliser tout l'acide.
3. c) Si l'on n'ajoutait que $0,2\ \text{mol}$ de $NaOH$, la solution serait-elle acide, neutre ou basique ? Justifier à l'aide de la stœchiométrie.

Les façades et les statues en marbre (carbonate de calcium, $CaCO_3$) se dégradent sous l'effet des pluies acides, qui contiennent de l'acide sulfurique ($H_2SO_4$).

1. a) Écrire et équilibrer la réaction entre l'acide sulfurique et le carbonate de calcium, qui forme du sulfate de calcium ($CaSO_4$), de l'eau et du dioxyde de carbone.
2. b) Expliquer pourquoi cette réaction « ronge » peu à peu les statues.
3. c) Le granit ne contient pas de carbonates : justifier pourquoi les bâtiments en granit résistent mieux aux pluies acides que ceux en marbre.

Au laboratoire, on ajoute peu à peu une solution de $NaOH$ à $25\ \text{mL}$ d'une solution de $HCl$ tout en mesurant le pH, comme le montre la figure.

Voici ce que l'on observe : au début, le pH vaut $1$ et augmente à peine pendant les premiers $20\ \text{mL}$ ajoutés ; entre $24$ et $26\ \text{mL}$, le pH saute de $3$ à $11$ ; ensuite, il augmente lentement jusqu'à approcher $13$.

1. a) Tracer dans le cahier la courbe du pH en fonction du volume de $NaOH$ ajouté, en repérant ces trois parties.
2. b) Pour quel volume ajouté la neutralisation est-elle exactement complète ? Quel est le pH de la solution en ce point ?
3. c) Expliquer, à l'aide de la réaction $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$, pourquoi le pH change si vite précisément autour de ce point.

Vous pouvez le faire sur papier et envoyer une photo avec votre réponse.

On mélange $0,1\ \text{mol}$ d'acide sulfurique ($H_2SO_4$) avec $0,1\ \text{mol}$ d'hydroxyde de sodium ($NaOH$).

1. a) Écrire l'équation équilibrée de la neutralisation, qui donne du sulfate de sodium ($Na_2SO_4$) et de l'eau.
2. b) Justifier lequel des deux réactifs est entièrement consommé en premier et quelle quantité de matière de l'autre reste sans réagir.
3. c) Le pH final sera-t-il acide, basique ou neutre ? Et si l'on mélange $0,1\ \text{mol}$ de $H_2SO_4$ avec $0,2\ \text{mol}$ de $NaOH$ ? Justifier les deux réponses.

L'ammoniac ($NH_3$) des produits d'entretien n'est pas un hydroxyde, mais il réagit avec l'acide chlorhydrique ainsi : $NH_3 + HCl \rightarrow NH_4Cl$.

1. a) Vérifier que l'équation est équilibrée.
2. b) Pourquoi n'y a-t-il pas d'eau parmi les produits, contrairement à ce qui se passe dans les neutralisations avec des hydroxydes ?
3. c) La définition moderne dit qu'une base est toute espèce capable de capter des ions $H^+$. À l'aide de cette définition, expliquer pourquoi l'ammoniac est bien une base et ce qui est arrivé à son atome d'azote lors de la formation de $NH_4Cl$.

La piqûre d'une abeille injecte un acide (acide méthanoïque) et celle d'une guêpe, une substance basique. Dans la pharmacie familiale, il y a du vinaigre (acide acétique dilué) et une pâte d'hydrogénocarbonate de sodium.

1. a) Lequel des deux remèdes mettriez-vous sur chaque piqûre ? Justifier à l'aide du schéma de la neutralisation.
2. b) Un ami affirme que « le vinaigre convient pour toutes les piqûres ». Lui expliquer pourquoi il a tort et ce qui se passerait s'il mettait du vinaigre sur une piqûre d'abeille.

L'acide phosphorique ($H_3PO_4$), présent dans certains sodas au cola, réagit avec l'hydroxyde de calcium et forme du phosphate de calcium ($Ca_3(PO_4)_2$) et de l'eau.

1. a) Écrire et équilibrer l'équation (il faudra déterminer les coefficients $2$, $3$ et $6$).
2. b) Quelle quantité de matière d'eau se forme par mole d'acide phosphorique ?
3. c) Expliquer pourquoi, pour cet équilibrage, il ne suffit pas de regarder un seul élément et pourquoi il vaut mieux commencer par équilibrer le calcium et le phosphore avant l'hydrogène et l'oxygène.