Partie 1. Le carbone dans les océans

▶ 1. Définir un acide et une base de Brönsted

Une espèce amphotère est une espèce qui peut avoir un rôle d'acide et un rôle de base. Cette espèce appartient à deux couples acide-base.

Quand l'ion HCO₃^– joue le rôle d'acide, il cède un ion H⁺ :

HCO₃^– ⇆ CO₃^2– + H⁺

CO₃^2– est alors sa base conjuguée et on a le couple HCO₃^– / CO₃^2–.

Quand l'ion HCO₃^– est une base, il est capable de capter un ion H⁺ :

HCO₃^– + H⁺ ⇆ H₂CO₃ ou (CO₂, H₂O)

(CO₂, H₂O) est alors son acide conjugué et on a le couple (CO₂, H₂O) / HCO₃^–.

▶ 2. Définir la constante d'acidité d'un couple

On considère la réaction HA + H₂O ⇆ A^– + H₃O⁺.

Pour le couple HA / A^–, on a : $K_{\text{A}}=\frac{{\left[{\text{A}}^{-}\right]}_{\text{eq}}\times {\left[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right]}_{\text{eq}}}{{\left[\text{HA }\right]}_{\text{eq}}}$ et pK_A = – log K_A

donc $-\text{log}{K}_{\text{A}}=-\text{log}\left(\frac{{[{\text{A}}^{-}]}_{\text{eq}}\times {[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{eq}}}{{\text{[HA]}}_{\text{eq}}}\right)=-\text{log }\left(\frac{{[{\text{A}}^{-}]}_{\text{eq}}}{{\text{[HA]}}_{\text{eq}}}\right)-\text{log}({[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{eq}})$

On sait aussi que pH = $-\text{log}\frac{{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{eq}}}{c^0}=\text{log}({[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{eq}})$

car c⁰ = 1,0 mol · L^–1.

Ainsi, $\text{pH}=-\text{log}({[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{eq}})=-\text{log}{K}_{\text{A}}+\text{log }\left(\frac{{[{\text{A}}^{-}]}_{\text{eq}}}{{\text{[HA]}}_{\text{eq}}}\right)$

et donc : $\text{pH}=\text{p}{K}_{\text{A}}+\text{log }\left(\frac{{[{\text{A}}^{-}]}_{\text{eq}}}{{\text{[HA]}}_{\text{eq}}}\right)$.

▶ 3. Associer une espèce à une courbe sur un diagramme de distribution

Le diagramme correspond à l'évolution du pourcentage des espèces des deux couples (CO₂, H₂O) / HCO₃^– et HCO₃^– / CO₃^2– en fonction du pH. L'espèce la plus acide est (CO₂, H₂O) et l'espèce la plus basique est CO₃^2– Ainsi, la courbe 1 correspond au pourcentage de CO_2(aq), la courbe 2 à celui de l'ion hydrogénocarbonate HCO₃^– et la courbe 3 à l'ion carbonate CO₃^2–.

▶ 4. Exploiter un diagramme de distribution

Pour un couple acide / base, $\text{pH}=\text{p}{K}_{\text{A}}+\text{log }\left(\frac{{[{\text{A}}^{-}]}_{\text{eq}}}{{\text{[HA]}}_{\text{eq}}}\right)$.

Ainsi, si ${[{\text{A}}^{-}]}_{\text{eq}}={\text{[HA]}}_{\text{eq}}$ alors $\text{pH}=\text{p}{K}_{\text{A}}$.

Sur le diagramme de distribution, pour 50 % d'acide et 50 % de base conjuguée, on retrouve la valeur du pK_A.

Couple (CO₂, H₂O) / HCO₃^– : lorsque [CO₂, H₂O] = [HCO₃^–] alors pH = pK_A1.

Couple HCO₃^– / CO₃^2– : lorsque [HCO₃^–] = [CO₃^2–] alors pH = pK_A2.

Remarque. Plus l'acide d'un couple est fort plus sa constante d'acidité est grande et son pK_A petit. Ici l'acide le plus fort est (CO₂, H₂O) qui correspond bien à la courbe 1.

▶ 5. Tracer un diagramme de prédominance

Le diagramme de prédominance est :

Partie 2. Acidification des océans

▶ 1. Établir l'équation entre un acide et une base et connaître la relation entre pH et pK_A d'un couple

Une réaction acide-base met en jeu un acide d'un couple avec une base d'un autre couple. (CO₂, H₂O) est un acide.

Il réagit avec l'eau qui, elle, joue le rôle de base :

(CO_2(aq), H₂O) + H₂O ⇆ HCO₃^–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

et $\text{pH}=\text{p}{K}_{\text{A}1}+\text{log }\left(\frac{{[{\text{HCO}}_3^{-}]}_{\text{eq}}}{{{\text{[CO}}_2,{\text{H}}_2\text{O]}}_{\text{eq}}}\right)$.

▶ 2. Établir l'équation entre un acide et une base et connaître la relation entre pH et pK_A d'un couple

HCO₃^– est un acide. Il réagit avec l'eau en tant que base :

HCO₃^–_(aq) + H₂O ⇆ CO₃^2–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

et $\text{pH}=\text{p}{K}_{\text{A}2}+\text{log}\left(\frac{{[{\text{CO}}_3^{2-}]}_{\text{eq}}}{{{\text{[HCO}}_3^{-}\text{]}}_{\text{eq}}}\right)$.

▶ 3. Extraire une information d'un document

Le document 2 montre qu'à Mauna Loa, la concentration en dioxyde de carbone dans l'atmosphère augmente depuis 1958, ce qui entraîne une hausse de la pression de CO₂ et une baisse du pH de l'océan.

▶ 4. Exploiter des informations et argumenter

a) Le document 3 permet de comprendre que, si la concentration en dioxyde de carbone gazeux dans l'air augmente, alors la concentration en CO₂ aqueux dans l'océan augmente aussi.

CO₂ est un acide : (CO_2(aq), H₂O) + H₂O_(l) ⇆ HCO₃^–_(aq) + H₃O⁺_(aq).

HCO₃^– étant une espèce amphotère, elle réagit aussi en tant qu'acide avec l'eau : HCO₃^–_(aq) + H₂O_(l) ⇆ CO₃^2–_(aq) + H₃O⁺_(aq).

Ceci montre que l'apparition de CO₂ aqueux dans l'océan provoque la formation d'ions oxonium H₃O⁺. Or si la concentration en ions oxonium [H₃O⁺] augmente alors le pH diminue.

b) Si la concentration en ions oxonium augmente de 30 % alors :

${[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{c}+30\text{\%}}=\mathrm{1,3}\times {[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{c}}$.

Et donc : ${\text{pH}}_{\text{c}+30\text{\%}}=-\text{log}\left(\frac{{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{c}+30\text{\%}}}{c^0}\right)=-\text{log}\left(\frac{\mathrm{1,3}\times {[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{c}}}{c^0}\right)$

Ainsi, ${\text{pH}}_{\text{c}+30\text{\%}}$ $=-\text{log}(\mathrm{1,3})-\text{log}\left(\frac{{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]}_{\text{c}}}{c^0}\right)=$$-\mathrm{0,11}+{\text{pH}}_{\text{c}}$ :

le pH diminue de 0,11 unité quand [H₃O⁺] augmente de 30 %.

▶ 5. Lire un diagramme de distribution

On se reporte au diagramme de distribution (document 1) : à l'abscisse pH = 8,1, on cherche les ordonnées qui sont les % des espèces. On lit 3 % de (CO₂, H₂O), 96 % de HCO₃^–_(aq) et 1 % de CO₃^2–_(aq).

▶ 6. Interpréter des résultats

D'après le diagramme de prédominance établi à la question 5 de la partie 1, si le pH diminue, on s'éloigne du domaine de prédominance des ions carbonates CO₃^2–, donc la quantité d'ions hydrogénocarbonate HCO₃^– est plus importante. Et, si le pH diminue, la concentration en ions carbonate CO₃^2– va être encore plus faible qu'elle ne l'est déjà à pH = 8,1 car la diminution du pH influence la réaction équilibrée HCO₃^–_(aq) + H₂O ⇆ CO₃^2–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

en favorisant la réaction inverse, qui transforme CO₃^2– en HCO₃^–.

Ainsi, les coquilles constituées de carbonate de calcium CaCO_3(s) vont se dissoudre de plus en plus avec l'augmentation du pH.