Quelle est l'équation de la réaction entre l'acide chlorhydrique (\ce{H3O^{+}_{(aq)}}+\ce{Cl^{-}_{(aq)}}) et la soude (\ce{Na^{+}_{(aq)}}+\ce{HO^{-}_{(aq)}}) ?
Données :
Demi-équations mises en jeu :
\ce{H3O^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2O_{(l)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2O_{(l)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HO^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On identifie les espèces qui réagissent entre elles : dans l'acide chlorhydrique, c'est \ce{H3O^{+}_{(aq)}} et dans la soude, c'est \ce{HO^{-}_{(aq)}}.
On écrit les demi-équations avec le réactif à gauche de la demi-équation :
\ce{H3O^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2O_{(l)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{HO^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2O_{(l)}}
On ajoute les deux demi-équations et on simplifie les ions \ce{H^{+}_{(aq)}} des deux côtés de l'équation :
\ce{H3O^{+}_{(aq)}}+\ce{HO^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }2\ \ce{H2O_{(l)}}
L'équation de la réaction est :
\ce{H3O^{+}_{(aq)}}+\ce{HO^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }2\ \ce{H2O_{(l)}}
Quelle est l'équation de la réaction entre une solution d'ammoniaque \ce{NH3_{(aq)}} et de l'acide acétique \ce{CH3COOH_{(aq)}} ?
Données :
Demi-équations mises en jeu :
\ce{NH4^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{NH3_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{CH3COOH_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3COO^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On identifie les espèces qui réagissent entre elles : \ce{NH3_{(aq)}} et \ce{CH3COOH_{(aq)}}.
On écrit les demi-équations avec le réactif à gauche de la demi-équation :
\ce{NH3_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{NH4^{+}_{(aq)}}
\ce{CH3COOH_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3COO^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On ajoute les deux demi-équations et on simplifie les ions \ce{H^{+}_{(aq)}} des deux côtés de l'équation :
\ce{NH3_{(aq)}} + \ce{CH3COOH_{(aq)}} \ce{ \lt = \gt }\ \ce{NH4^{+}_{(aq)}}+\ce{CH3COO^{-}_{(aq)}}
L'équation de la réaction est :
\ce{NH3_{(aq)}} + \ce{CH3COOH_{(aq)}} \ce{ \lt = \gt }\ \ce{NH4^{+}_{(aq)}}+\ce{CH3COO^{-}_{(aq)}}
Quelle est l'équation de la réaction entre la méthylamine \ce{CH3NH2_{(aq)}} et l'hydrogénocarbonate \ce{HCO3^{-}_{(aq)}} ?
Données :
Demi-équations acidobasiques mises en jeu :
\ce{CH3NH3^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3NH2_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2CO3_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HCO3^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{HCO3^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CO3^{2-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On identifie les espèces qui réagissent entre elles : \ce{CH3NH2_{(aq)}} et \ce{HCO3^{-}_{(aq)}}.
La méthylamine apparaît dans la demi-équation suivante :
\ce{CH3NH3^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3NH2_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
Or, une demi-équation est toujours de la forme \text{Acide} \ce{ \lt = \gt } \text{Base} + \ce{H^{+}}.
La méthylamine est donc une base.
Comme la méthylamine est une base, l'hydrogénocarbonate aura le rôle d'un acide.
La demi-équation pour laquelle l'hydrogénocarbonate est un acide est :
\ce{HCO3^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CO3^{2-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On écrit ensuite les demi-équations avec le réactif à gauche de la demi-équation :
\ce{CH3NH2_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3NH3^{+}_{(aq)}}
\ce{HCO3^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CO3^{2-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On ajoute les deux demi-équations et on simplifie les ions \ce{H^{+}_{(aq)}} des deux côtés de l'équation :
\ce{CH3NH2_{(aq)}}+\ce{HCO3^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3NH3^{+}_{(aq)}}+\ce{CO3^{2-}_{(aq)}}
L'équation de la réaction est :
\ce{CH3NH2_{(aq)}}+\ce{HCO3^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{CH3NH3^{+}_{(aq)}}+\ce{CO3^{2-}_{(aq)}}
Quelle est l'équation de la réaction entre l'acide phosphorique \ce{H3PO4_{(aq)}} et l'ion hydroxyde \ce{HO^{-}_{(aq)}} ?
Données :
Demi-équations acidobasiques mises en jeu :
\ce{H3PO4_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HPO4^{2-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2O_{(l)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HO^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On identifie les espèces qui réagissent entre elles : \ce{H3PO4_{(aq)}} et \ce{HO^{-}_{(aq)}}.
On écrit ensuite les demi-équations en jeu avec le réactif à gauche de la demi-équation :
\ce{H3PO4_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{HO^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2O_{(l)}}
On ajoute les deux demi-équations et on simplifie les ions \ce{H^{+}_{(aq)}} des deux côtés de l'équation :
\ce{H3PO4_{(aq)}}+\ce{HO^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H2O_{(l)}}
L'équation de la réaction est :
\ce{H3PO4_{(aq)}}+\ce{HO^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H2O_{(l)}}
Quelle est l'équation de la réaction entre l'ion hydrogénophosphate \ce{H2PO4^{-}} et l'acide sulfureux \ce{H2SO3} ?
Données :
Demi-équations acidobasiques mises en jeu :
\ce{H3PO4_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HPO4^{2-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2SO3_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HSO3^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On identifie les espèces qui réagissent entre elles : \ce{H2PO4^{-}} et \ce{H2SO3}.
L'acide sulfureux apparaît dans la demi-équation suivante :
\ce{H2SO3_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HSO3^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
Or, une demi-équation est toujours de la forme \text{Acide} \ce{ \lt = \gt } \text{Base} + \ce{H^{+}}.
L'acide sulfureux est donc un acide.
Comme l'acide sulfureux est un acide, l'ion hydrogénophosphate aura le rôle d'une base.
La demi-équation pour laquelle l'hydrogénophosphate est une base est :
\ce{H3PO4_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
On écrit ensuite les demi-équations avec le réactif à gauche de la demi-équation :
\ce{H2SO3_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HSO3^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}
\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}+\ce{H^{+}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{H3PO4_{(aq)}}
On ajoute les deux demi-équations et on simplifie les ions \ce{H^{+}_{(aq)}} des deux côtés de l'équation :
\ce{H2SO3_{(aq)}}+\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HSO3^{-}_{(aq)}}+\ce{H3PO4_{(aq)}}
L'équation de la réaction est :
\ce{H2SO3_{(aq)}}+\ce{H2PO4^{-}_{(aq)}}\ce{ \lt = \gt }\ce{HSO3^{-}_{(aq)}}+\ce{H3PO4_{(aq)}}