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Acidification de l'océan

La matière

Acidification de l'océan

1 heure

6 points

Intérêt du sujet • L'« acidification de l'océan » est due à une présence record de CO2 dans l'atmosphère. Voyons comment ce processus, en déplaçant des équilibres acide-base, a un impact sur la calcification de certains organismes.

 

Partie 1. Le carbone dans les océans

Le carbone est principalement présent dans les océans sous trois formes qui coexistent ; l'ion carbonate CO32–(aq), l'ion hydrogénocarbonate HCO3(aq) et l'acide carbonique H2CO3(aq). Ce dernier étant instable en solution aqueuse, il s'écrit (CO2(aq), H2O(l)).

Document 1Diagramme de distribution

pchT_2000_00_40C_01

1. L'ion hydrogénocarbonate est une espèce amphotère. Définir ce terme. En déduire les couples acide-base mis en jeu.

2. Donner l'expression de la constante d'acidité d'un couple acide-base HA / A. Puis établir la relation entre pH et pKA.

3. Identifier l'espèce chimique correspondant à chaque courbe du diagramme de distribution du document 1.

4. À partir de l'exploitation du diagramme de distribution, déterminer les valeurs des pKA1 et pKA2 des deux couples mis en jeu. Vous argumenterez votre raisonnement.

5. Tracer le diagramme de prédominance de ces 3 espèces chimiques contenant du carbone.

Partie 2. Acidification des océans

Document 2Données sur l'évolution de CO2 dans l'atmosphère et l'océan

La concentration en CO2 dans l'atmosphère en ppmv (partie par million par volume) est représentée ci-dessous par la courbe rouge.

Afin de comparer les contenus en CO2 de l'atmosphère et de l'eau de mer, on définit la pression de CO2 dans l'océan :

pCO2=[CO2]β où β est le coefficient de solubilité de CO2.

pchT_2000_00_40C_02

Document 3Loi de Henry

La dissolution d'un gaz dans l'eau obéit à la loi de Henry selon laquelle à température constante, la concentration C du gaz dissous est proportionnelle à la pression partielle p qu'exerce ce gaz au-dessus du liquide.

À chaque instant, un pourcentage constant des molécules du gaz dissous dans la phase liquide repasse à l'état gazeux et s'échappe du liquide. Mais, dans le même temps, le même pourcentage des molécules de ce gaz passe en solution. Lorsque les deux flux se compensent, l'équilibre de saturation est atteint, soit pour le dioxyde de carbone :

CO2(g)  CO2(aq).

1. Écrire la réaction de dissociation du dioxyde de carbone dissous avec l'eau et donner l'expression de la relation entre le pH et pKA1.

2. Écrire la réaction dissociation de l'ion hydrogénocarbonate comme espèce acide et donner l'expression de la relation entre le pH et pKA2.

3. Que peut-on déduire des courbes du document 2 ?

4. Aujourd'hui, les océans ont un pH voisin de 8,1, soit 0,1 unité plus faible qu'au moment de la révolution industrielle.

a) Montrer qu'une augmentation de la quantité de dioxyde de carbone dans l'atmosphère conduit à une diminution du pH dans l'eau.

b) Montrer qu'une diminution de 0,1 unité pH au voisinage de 8,1 représente une augmentation de la concentration en ions oxonium [H3O+] d'environ 30 %.

5. Évaluer le pourcentage des trois espèces chimiques : l'ion carbonate, l'ion hydrogénocarbonate et (CO2(aq), H2O(l)) dans les océans.

6. Le pH de l'eau de mer pourrait être de 7,8 à la fin du xxie siècle. Quel effet a cette acidification des océans sur les organismes marins construisant leur coquille ou squelette à partir du carbonate de calcium CaCO3(s) ?

 

Les clés du sujet

Le lien avec le programme

pchT_2000_00_40C_03

Les conseils du correcteur

Tableau de 2 lignes, 2 colonnes ;Corps du tableau de 2 lignes ;Ligne 1 : Partie 1. Le carbone dans les océans; ▶ 1. Utilisez la définition d'un acide et d'une base de Brönsted.▶ 2. Ces notions de cours sont exigibles et donc à connaître.▶ 4. Aidez-vous de la relation établie à la question 3 pour déterminer les valeurs des pKA à partir du diagramme de distribution.; Ligne 2 : Partie 2. Acidification des océans; ▶ 4. a) Appuyez-vous sur les équations de réaction établies aux questions 1 et 2, et sur la définition du pH pour répondre de façon rigoureuse.▶ 6. Exploitez le diagramme de prédominance.;

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 ⇆ CO32– + H+

CO32– est alors sa base conjuguée et on a le couple HCO3 / CO32–.

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 : KA=Aeq×H3O+eqHA eq et pKA = – log KA

donc logKA=log[A]eq×[H3O+]eq[HA]eq=log [A]eq[HA]eqlog([H3O+]eq)

On sait aussi que pH = log[H3O+]eqc0=log([H3O+]eq)

car c0 = 1,0 mol · L–1.

Ainsi, pH=log([H3O+]eq)=logKA+log [A]eq[HA]eq

et donc : pH=pKA+log [A]eq[HA]eq.

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 / CO32– en fonction du pH. L'espèce la plus acide est (CO2, H2O) et l'espèce la plus basique est CO32– Ainsi, la courbe 1 correspond au pourcentage de CO2(aq), la courbe 2 à celui de l'ion hydrogénocarbonate HCO3 et la courbe 3 à l'ion carbonate CO32–.

4. Exploiter un diagramme de distribution

Pour un couple acide / base, pH=pKA+log [A]eq[HA]eq.

Ainsi, si [A]eq=[HA]eq alors pH=pKA.

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

Couple (CO2, H2O) / HCO3 : lorsque [CO2, H2O] = [HCO3] alors pH = pKA1.

Couple HCO3 / CO32– : lorsque [HCO3] = [CO32–] alors pH = pKA2.

pchT_2000_00_40C_04

Remarque. Plus l'acide d'un couple est fort plus sa constante d'acidité est grande et son pKA 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 :

pchT_2000_00_40C_05

Partie 2. Acidification des océans

1. Établir l'équation entre un acide et une base et connaître la relation entre pH et pKA 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 :

(CO2(aq), H2O) + H2 HCO3(aq) + H3O+(aq)

et pH=pKA1+log [HCO3]eq[CO2,H2O]eq.

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

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

HCO3(aq) + H2 CO32–(aq) + H3O+(aq)

et pH=pKA2+log[CO32]eq[HCO3]eq.

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 : (CO2(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) ⇆ CO32–(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 :

[H3O+]c+30%=1,3×[H3O+]c.

Et donc : pHc+30%=log[H3O+]c+30%c0=log1,3×[H3O+]cc0

Ainsi, pHc+30% =log(1,3)log[H3O+]cc0=0,11+pHc :

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 CO32–(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 CO32–, donc la quantité d'ions hydrogénocarbonate HCO3 est plus importante. Et, si le pH diminue, la concentration en ions carbonate CO32– 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 ⇆ CO32–(aq) + H3O+(aq)

en favorisant la réaction inverse, qui transforme CO32– en HCO3.

Ainsi, les coquilles constituées de carbonate de calcium CaCO3(s) vont se dissoudre de plus en plus avec l'augmentation du pH.

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