Les pluies acides. Bac Métropole 09 /2025.

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1. Origine des pluies acides
Cette acidité est due à la dissolution dans l'eau du dioxyde de carbone. Dans une eau de pluie non polluée  à 25°C, [CO2] = 1,3 10-5 mol / L.
Q1. Écrire l’équation de la réaction acide-base modélisant la transformation chimique entre le dioxyde de carbone dissous et l’eau. Justifier le fait que le dioxyde de carbone puisse rendre acides les pluies.
CO2 aq + H2O(l) --> HCO3-aq + H+aq.
Il se forme des ion H+aq, le pH de l'eau va donc décroître.
Q2. En utilisant la figure, vérifier que la valeur du pKA du couple CO2(aq) / HCO3–(aq) est voisine de 6,4 à 25 °C.

On suppose que seule la réaction entre le dioxyde de carbone dissous CO2(aq) et l’eau a lieu et que la
concentration en CO2(aq) à l’équilibre, imposée par le dioxyde de carbone présent dans l’atmosphère, est
toujours égale à 1,3×10–5 mol·L–1.
Q3. Donner la relation entre les concentrations des espèces HCO3– et H3O+ à l’équilibre,  puis montrer que la constante d’acidité KA a pour expression : KA =[H3O+]2 / ( [CO2] · c°)
KA =[H3O+] [HCO3-aq] / ([CO2] · c°)
La solution est électriquement neutre : [H3O+]= [HCO3-aq]
KA =[H3O+]2 / ( [CO2] · c°)
Q4. Retrouver que la valeur du pH de l’eau de pluie non polluée à 25 °C est de 5,6.
10-6,4 = [H3O+]2 / ( 1,3 10-5)
 [H3O+]2=5,17 10-12 ; [H3O+]= 2,27 10-6 ; pH = -log(2,27 10-6)=5,6.
Une eau de pluie est dite acide lorsque son pH est inférieur à 5,6 à 25 °C. L’acidification de l’eau de pluie est
due, entre autres, au rejet dans l’atmosphère d’oxydes d’azote NO et NO2 qui conduisent à la formation d’acide
nitrique HNO3.
Afin d’étudier les propriétés acido-basiques de l’acide nitrique, on prépare un volume de 2,00 L d’une solution
aqueuse S d’acide nitrique diluée 400 fois à partir d’une solution commerciale S0 de concentration c0 = 15,2 mol·L–1.
Q5. Indiquer, en précisant les volumes, la verrerie à utiliser pour préparer 2,00 L de solution aqueuse S d’acide
nitrique à partir de la solution commerciale S0.
Facteur de dilution F = 400.
Fiole jaugée de 2,00 L ; pipette jaugée de 2,00 /400 =0,005L = 5,00 mL.
On plonge une sonde pH-métrique dans la solution S : le pH-mètre affiche une valeur de 1,42 à 25 °C.
Q6. Déterminer, en justifiant, si la mesure du pH est cohérente avec le fait que l’acide nitrique est un acide fort dans l’eau.
c=15,2 / 400 = 0,038 mol / L ; - log c =1,42.
pH = -log(c) : l'acide nitriquee est un acide fort dans l'eau.

2. Conséquences des pluies acides
Dans cette partie on se propose d’expliquer la dégradation, par les pluies acides, des bâtiments et des statues construits avec des roches calcaires composées principalement de carbonate de calcium CaCO3(s).
Afin de simuler l’effet des pluies acides sur les roches calcaires, on fait réagir du carbonate de calcium avec une solution d’acide chlorhydrique. Le protocole décrit ci-dessous est réalisé à une température de 295 K :
- dans une fiole à vide de volume total 330 mL, on verse 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique.
On considère que le volume restant disponible pour du gaz dans la fiole est ainsi de 280 mL ;
- on relie, par un tuyau, la fiole à vide à un manomètre ;
- à la date t = 0, on introduit rapidement dans la fiole à vide 2,0 g de carbonate de calcium solide, on bouche la fiole à vide puis on relève les valeurs de pression indiquées par le manomètre au cours du temps. On considère que l’introduction du carbonate de calcium ne modifie pas le volume disponible pour le gaz.
Les résultats ci-dessous sont donnés pour trois conditions expérimentales différentes :

 Concentration de la solution d'acide chlorhydrique (mol / L)
 Etat de division du carbonate de calcium
 Temps de demi-réaction t½
expérience 1
 0,10
 poudre
expérience 2
 0,20
 poudre
 80 s
expérience 3
 0,20
 en morceaux
 1,6 103 s.
La transformation chimique ayant lieu lors de chacune des expériences peut être modélisée par la réaction, supposée totale, d’équation :
CaCO3(s) + 2 H3O+(aq) --> CO2(g) + Ca2+(aq) + 3 H2O(ℓ)
Les résultats obtenus permettent de tracer la courbe d’évolution de la pression PCO2 de dioxyde de carbone gazeux formé en fonction du temps t pour l’expérience n°1.  Cette pression tient compte de l’estimation des pertes liées à la manipulation.
Dans les différentes conditions expérimentales, le dioxyde de carbone gazeux est assimilé à un gaz parfait dont l’expression de la pression s’écrit :
PCO2 =nCO2 · R · T / V.
où PCO2 s’exprime en Pa, nCO2 s’exprime en mol, T s’exprime en K et V s’exprime en m3.
Q7. Montrer que la quantité de matière théorique maximale de dioxyde de carbone gazeux pouvant être obtenue dans les conditions de l’expérience n°1 est nCO2,max = 2,5×10–3 mol.
n(H3O+) = 0,10 x0,050=5,0 10-3 mol.
n(CO2) =0,5 n(H3O+) =2,5 10-3 mol.
Q8. Estimer la quantité de matière de dioxyde de carbone gazeux réellement présente dans la fiole à vide dans l’état final lors de l’expérience n°1. Commenter le résultat obtenu.

nCO2,max =PCO2 V / (RT)=2,18 104 x280 10-6 /(8,31 x295)=2,49 10-3 mol.
nCO2,max =nCO2,réel  ; la réaction est totale.
Q9. Estimer, en expliquant la démarche, le temps de demi-réaction de la transformation chimique mise en
oeuvre dans l’expérience n°1.
A t½, nCO2 = 0,5 nCO2max.
Le graphe indique t½ = 250 s.
Q10. En exploitant les résultats des trois expériences réalisées, indiquer un facteur qui influence la cinétique de la détérioration des bâtiments et des statues.
Expériences 1 et 2 : le carbonate de calcium est dans le même état , en poudre.
Expérience 1 : c = 0,10 mol/ L et t½ = 250 s.
Expérience 2 : c = 0,20 mol /L et t½ = 80 s. La réaction est plus rapide.
La concentration d'un réactif est un facteur cinétique.

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 3. Prévention des pluies acides : contrôle de la qualité de l’air
Afin de réduire les émissions d’oxydes d’azote et de dioxyde de soufre SO2, espèces également responsables de l’acidité des pluies, plusieurs dispositions règlementaires ont été prises dans de nombreux pays. Des normes de qualité de l’air ont été fixées pour le dioxyde de soufre SO2, et un contrôle régulier de sa concentration dans l’air est réalisé.
Afin de déterminer la concentration du dioxyde de soufre SO2 dans l’air, on réalise l’expérience suivante :
- étape 1 : avec une pompe, on fait barboter de l’air, en continu pendant 7 jours, dans une solution aqueuse de peroxyde d’hydrogène H2O2(aq). Le volume total d’air ainsi utilisé est de 18,5 m3. On obtient une solution aqueuse notée Sa ; on suppose que toute la quantité de dioxyde de soufre apporté par l’air au cours de son barbotage se dissout dans la solution de peroxyde d’hydrogène et que c’est la seule espèce acide ;
- étape 2 : on titre les ions oxonium H3O+ de la solution Sa par une solution aqueuse Sb d’hydroxyde de sodium de concentration égale à cb = 1,0×10–2 mol·L–1. Le volume de solution Sb versé à l’équivalence du titrage est VE = 4,0 mL..
Q11. La transformation chimique ayant lieu lors de l’étape 1 est totale et peut être modélisée par la réaction d’équation :
H2O2(aq) + SO2(aq) + 2 H2O(ℓ) → 2 H3O+(aq) + SO42–(aq)
Sachant que le peroxyde d’hydrogène a été introduit en excès, déterminer la relation entre la quantité de matière n(SO2) de dioxyde de soufre présent dans l’air analysé et la quantité de matière n(H3O+) d’ions oxonium contenus dans la solution Sa.
n(H3O+) =2 n(SO2)
Q12. En considérant que la concentration en masse du dioxyde du soufre dans l’air n’a pas varié pendant toute la durée de l’étape 1, déterminer si les 18,5 m3 d’air analysé respectent les normes de qualité concernant le dioxyde de soufre. Commenter le protocole et les hypothèses du raisonnement.
n(H3O+) =VE cb =4,0 x 0,010=0,040 mmol.
n(SO2) =0,020 mmol.
0,020 / 18,5=1,08 10-3 mmol m-3 = 1,08 10-6 mol / m3.
M(SO2) = 64,1 g / mol.
1,08 10-6 x 64,1=6,9 10-5 g / m3 = 69 µg m-3.
Valeur inférieure à 125 µg m-3.
Le protocole suppose que tout le dioxyde de soufre présent dans l'air est totalement dissout et réagit avec H2O2. Une partie du SO2 peut rester dans l'air. De plus la mesure repose sur un unique titrage. Il faudrait répéter plusieurs fois le protocole pour une estimation plus précise.



  
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