Fiche de révision : Les propriétés et réactions des acides et bases

📋 Plan du Cours

1. Définition acide base
2. Théorie Brønsted-Lowry
3. Nomenclature acides
4. Nomenclature bases
5. Dissociation acides
6. Dissociation bases
7. pH et mesure
8. Réactions acido-basiques
9. Titrage acido-basique
10. Problèmes environnementaux CO2

📖 1. Définition acide base

🔑 Notions clés & Définitions

• Propriétés physiques d’un acide : Un acide possède un goût aigre, est corrosif pour les métaux, et colore la teinture de tournesol en rouge, selon Robert Boyle (1650).
• Origine historique du terme "acide" : Vient du mot latin acidus, signifiant "aigre", utilisé dès l’Antiquité pour décrire des substances au goût acide, comme le vinaigre.
• Propriétés physiques d’une base : Une base a un goût amer, est caustique (corrosive) pour la peau et les tissus, et colore la teinture de tournesol en bleu, comme observé par Svante August Arrhenius (1887).
• Caractère corrosif : Les acides sont corrosifs, pouvant provoquer de graves brûlures, tandis que les bases caustiques attaquent également la peau et les matériaux, illustrant leur caractère caustique.
• Différences physiques entre acides et bases : Les acides ont un goût aigre et colorent la teinture en rouge, alors que les bases ont un goût amer et colorent la teinture en bleu, permettant une distinction visuelle.
• Évolution des notions d’acide/base : La compréhension a évolué du simple sens sensoriel (goût, corrosivité) à une définition chimique basée sur la capacité à céder ou capter des protons (théorie de Brønsted-Lowry, voir section 2).

📝 Points essentiels

• La définition physique d’un acide repose sur ses propriétés sensorielles et corrosives : goût aigre, corrosivité pour les métaux, coloration en rouge de la teinture de tournesol.
• La notion d’acide a évolué depuis l’Antiquité, où elle était liée à la saveur aigre, jusqu’à la théorie moderne de Brønsted-Lowry (1923), qui la définit comme une substance capable de céder un proton H+.
• Les bases se distinguent par leur goût amer, leur causticité, et leur capacité à colorer la teinture en bleu.
• La causticité des acides et la causticité des bases expliquent leur caractère corrosif, pouvant provoquer des brûlures ou des attaques chimiques.
• La différence physique principale réside dans la coloration de la teinture de tournesol : rouge pour les acides, bleu pour les bases.
• La compréhension moderne de ces propriétés physiques permet d’identifier et de différencier acides et bases sans recourir à des mesures chimiques immédiates.

💡 À retenir

Les acides et bases se distinguent principalement par leurs propriétés physiques : goût, corrosivité et coloration, mais leur définition chimique repose sur leur capacité à céder ou capter des protons, selon la théorie de Brønsted-Lowry.

📖 2. Théorie Brønsted-Lowry

🔑 Notions clés & Définitions

• AUTEUR (1923) : Un acide selon Brønsted-Lowry est une espèce capable de céder un proton H+ en solution aqueuse, selon l’équation :
  HA (aq) → A- (aq) + H+ (aq)
  Exemple : HCl → Cl- + H+

• AUTEUR (1923) : Une base selon Brønsted-Lowry est une espèce capable de capter un proton H+ en solution aqueuse, selon l’équation :
  B (aq) + H+ (aq) → BH+ (aq)
  Exemple : NH3 + H+ → NH4+

• AUTEUR (1923) : Couple acide/base conjugué désigne deux espèces chimiques reliées par la perte ou la fixation d’un proton H+ ; l’acide étant la forme qui cède H+ et la base la forme qui le capte. La réversibilité de cette réaction est essentielle.
  Exemple : HCl / Cl-

• AUTEUR (1923) : Réversibilité de la perte/fixation de H+ indique que l’acide peut céder un proton pour former sa base conjuguée, et inversement, la base peut capter ce proton pour reformer l’acide, selon l’équation :
  HA (acide) ⇌ A- (base conjuguée) + H+

• Exemples d’acides et bases selon Brønsted-Lowry :

  • Acide : HNO3 (acide nitrique)
  • Base : NH3 (ammoniac)
  • Couple : HNO3 / NO3- ; NH4+ / NH3

📝 Points essentiels

• La théorie de Brønsted-Lowry définit un acide comme une espèce capable de céder un proton H+ ; une base comme une espèce capable de le capter.
• La dissociation d’un acide dans l’eau produit un ion H+ et la base conjuguée correspondante. Par exemple, HCl dissout en donnant Cl- et H+.
• La réaction entre un acide et une base est réversible, formant un couple acide/base conjugué, ce qui permet la formation d’un équilibre chimique.
• La notion de couple acide/base conjugué est fondamentale pour comprendre la réversibilité des réactions acido-basiques.
• La dissociation d’un acide ou d’une base dans l’eau peut s’écrire sous forme d’équations de dissociation, illustrant la perte ou la capture de H+.

💡 À retenir

La théorie de Brønsted-Lowry définit un acide comme une espèce capable de céder un proton H+ et une base comme une espèce capable de le capter, formant ainsi des couples conjugués réversibles, ce qui explique la dynamique des réactions acido-basiques en solution aqueuse.

📖 3. Nomenclature acides

🔑 Notions clés & Définitions

• Règle de nomenclature des acides binaires (HX) : Nom du non-métal + -ure d'hydrogène ou acide + nom + -hydrique.
  Exemple : HCl → chlorure d'hydrogène ou acide chlorhydrique (selon contexte).
  Source : Chapitre 4 (exercices et exemples classiques).

• Règle de nomenclature des acides ternaires (HXO) : Selon la terminaison de l'ion associé, on utilise « -ique » pour les ions terminant en « ate » et « -eux » pour ceux en « ite ».
  Exemple : HNO₃ → nitrate d'hydrogène (acide nitrique), HNO₂ → nitrite d'hydrogène (acide nitreux).
  Source : Chapitre 4 (exemples classiques).

• Distinction entre acides binaires et ternaires :

  • Acides binaires : Composés de non-métal + hydrogène (HX).
  • Acides ternaires : Composés de non-métal + oxygène + hydrogène (HXO).
    Source : Chapitre 4 (règles de nomenclature).

• Exemples classiques d'acides binaires :

  • HCl → acide chlorhydrique
  • HBr → acide bromhydrique
  • HF → acide fluorhydrique
    Source : Chapitre 4 (nomenclature).

• Exemples classiques d'acides ternaires :

  • H₂SO₄ → acide sulfurique
  • HNO₃ → acide nitrique
  • H₃PO₄ → acide phosphorique
    Source : Chapitre 4 (nomenclature).

• Notion de terminaison des ions dans la nomenclature :

  • Ions se terminant en « ate » → acide + nom + « ique » (ex : nitrate → acide nitrique).
  • Ions se terminant en « ite » → acide + nom + « eux » (ex : nitrite → acide nitreux).
    Source : Chapitre 4 (règles de nomenclature).

📝 Points essentiels

• La nomenclature des acides binaires repose sur la mention du non-métal suivi de « -ure d'hydrogène » ou « acide + nom + -hydrique » (ex : HCl → chlorure d'hydrogène ou acide chlorhydrique).
• Pour les acides ternaires, la terminaison de l'ion détermine le suffixe : « -ique » pour les ions en « ate » (ex : NO₃⁻ → nitrate → acide nitrique) et « -eux » pour ceux en « ite » (ex : NO₂⁻ → nitrite → acide nitreux).
• La distinction entre acides binaires et ternaires dans la nomenclature est fondamentale pour leur identification et leur nommage précis.
• La règle de nomenclature s'applique systématiquement pour nommer les acides en fonction de leur composition chimique.
• La formule chimique et le nom doivent toujours correspondre selon ces règles pour assurer une communication claire en chimie.
• La nomenclature facilite la reconnaissance et la classification des acides dans les réactions chimiques et leur utilisation en laboratoire.

💡 À retenir

Les acides binaires sont nommés par le nom du non-métal suivi de « -ure d'hydrogène » ou « acide + nom + -hydrique », tandis que les acides ternaires sont nommés selon la terminaison de l'ion (ate → « -ique », ite → « eux »), permettant une identification précise et systématique.

📖 4. Nomenclature bases

🔑 Notions clés & Définitions

• Hydroxyde de + nom du métal : Règle de nomenclature pour nommer une base contenant le groupement hydroxyle (OH). Exemple : NaOH est un hydroxyde de sodium, KOH un hydroxyde de potassium, Ca(OH)₂ un hydroxyde de calcium. (source : Chapitre 4, Exercice n°3)

• Formule chimique des bases : La formule d’une base contient généralement le groupement OH lié à un métal ou un ion métallique. La présence du groupement OH indique la nature basique de la substance. Exemple : NaOH, KOH, Ca(OH)₂. (source : Chapitre 4, Application 4)

• Identification des bases par formule : Les bases se reconnaissent par leur formule chimique comportant le groupement OH en fin de formule, souvent associé à un métal ou un ion métallique. La formule permet de distinguer une base d’un autre composé. (source : Chapitre 4, Application 4)

📝 Points essentiels

• La nomenclature des bases repose sur la règle : hydroxyde de + nom du métal. Par exemple, pour un métal alcalin comme le sodium, la base s’appelle hydroxyde de sodium (NaOH).
• La formule chimique d’une base indique la présence du groupement hydroxyle (OH) lié à un métal ou un ion métallique, ce qui caractérise sa nature basique.
• La nomenclature permet d’identifier rapidement une base en fonction de sa formule ou de son nom : par exemple, Ca(OH)₂ est appelé hydroxyde de calcium, ce qui indique la présence de deux groupements OH liés au calcium.
• La dissociation en solution aqueuse libère des ions OH⁻, responsables de la basicité. La formule chimique précise la composition ionique de la base.
• La connaissance de la formule et du nom des bases est essentielle pour écrire leurs équations de dissociation et comprendre leur comportement en solution. (source : Chapitre 4, Notions clés)

💡 À retenir

Les bases contenant le groupement hydroxyle (OH) sont nommées selon la règle : hydroxyde de + nom du métal, et leur formule chimique reflète cette structure, permettant leur identification et leur étude en solution aqueuse.

📖 5. Dissociation acides

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction de dissociation des acides dans l'eau : HA + H₂O → H₃O⁺ + A⁻
  Définition : Réaction chimique où un acide (HA) libère un proton (H⁺) en présence d'eau, formant un ion hydronium (H₃O⁺) et un ion conjugué A⁻.
  Point essentiel : La dissociation permet à l'acide d'exprimer son caractère acide en solution aqueuse.

• Formation des ions hydronium (H₃O⁺) : Lors de la dissociation d’un acide, le proton H⁺ se lie à une molécule d’eau pour former l’ion hydronium.
  Point essentiel : La présence d’H₃O⁺ est responsable de l’acidité d’une solution.

• Exemples d’équations de dissociation d’acides forts :

  • HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
  • HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻
  • H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄⁻
    Point essentiel : Ces acides se dissocient complètement en solution, libérant tous leurs protons.

• Concept de cession de proton à l’eau par l’acide : Selon la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H⁺ à une autre espèce, ici l’eau.
  Point essentiel : La dissociation est la manifestation de cette capacité de céder un proton.

📝 Points essentiels

• La dissociation d’un acide dans l’eau est une réaction réversible, mais pour les acides forts, elle est considérée comme totale, ce qui signifie que tout l’acide se dissocie.
• La formation d’ions H₃O⁺ lors de la dissociation est la cause principale de l’acidité d’une solution.
• La réaction de dissociation d’un acide fort est représentée par HA + H₂O → H₃O⁺ + A⁻, où HA est l’acide initial, et A⁻ son ion conjugué.
• La capacité d’un acide à céder un proton dépend de sa force : acides forts (HCl, HNO₃, H₂SO₄) se dissocient totalement, tandis que les acides faibles ne dissocient qu’en partie.
• La dissociation des acides est essentielle pour comprendre leur comportement en solution et leur rôle dans les réactions acido-basiques.

💡 À retenir

La dissociation des acides dans l’eau libère des ions H₃O⁺, ce qui confère à la solution son caractère acide, et cette réaction est totale pour les acides forts, expliquant leur forte acidité.

📖 6. Dissociation bases

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction de dissociation des bases dans l'eau : C'est le processus par lequel une base en solution libère des ions hydroxyde (HO-) en réagissant avec l'eau selon l'équation B + H2O → BH+ + HO-, permettant d'indiquer le caractère basique de la solution.
• Formation des ions hydroxyde (HO-) lors de la dissociation : Lorsqu'une base se dissout dans l'eau, elle produit des ions HO-, qui sont responsables de la basicité de la solution.
• Exemples d'équations de dissociation de bases :
  • NH3 + H2O → NH4+ + HO- (dissociation de l'ammoniac)
  • CH3CH2O- + H2O → CH3CH2OH + HO- (dissociation de l'ion éthoxy)
• Concept d'acceptation de proton par la base à partir de l'eau : Selon la théorie de Brønsted-Lowry, une base est une espèce capable d'accepter un proton (H+) provenant de l'eau, ce qui explique la formation de HO- lors de la dissociation.
• Auteur / référence : Arrhenius (1887) : La dissociation d'une base dans l'eau produit des ions hydroxyde, caractérisant la basicité de la solution.

📝 Points essentiels

• La dissociation d'une base en solution aqueuse est une réaction réversible, produisant des ions BH+ (base conjuguée) et HO-.
• La réaction B + H2O → BH+ + HO- montre que la base capte un proton H+ de l'eau, ce qui lui confère son caractère basique.
• La concentration en ions HO- détermine le pH de la solution : plus HO- est abondant, plus la solution est basique.
• La dissociation de bases faibles comme NH3 ou CH3CH2O- est partielle, contrairement aux bases fortes comme NaOH qui se dissocient complètement.
• La réaction de dissociation est essentielle pour comprendre le comportement des bases en solution, leur pouvoir neutralisant et leur rôle dans les réactions acido-basiques.

💡 À retenir

La dissociation des bases dans l'eau, par la réaction B + H2O → BH+ + HO-, permet à la solution d'acquérir une propriété basique en produisant des ions hydroxyde, qui acceptent des protons et modifient le pH.

📖 7. pH et mesure

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Mesure sans unité qui caractérise l'acidité ou la basicité d'une solution, définie comme le potentiel d'hydrogène. Selon AUTEUR (date), le pH reflète la concentration relative des ions H+ et HO- dans la solution.
• Échelle de pH : Rang de valeurs allant de 0 à 14, où pH=7 indique une solution neutre. Un pH inférieur à 7 correspond à une solution acide, et un pH supérieur à 7 à une solution basique.
• Relation pH / concentration : Le pH est inversement proportionnel à la concentration en ions H+ : plus la concentration en H+ est élevée, plus le pH est faible. La formule générale est pH = -log[H+].
• Interprétation du pH :
  • pH < 7 : solution acide, ions H+ en excès.
  • pH = 7 : solution neutre, concentration en H+ égale à celle en HO-.
  • pH > 7 : solution basique, ions HO- en excès.
• Concept de pH comme potentiel d'hydrogène : Le pH traduit la tendance d'une solution à libérer ou capter des ions H+ (voir section 3).

📖 8. Réactions acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Neutralisation : Réaction chimique entre un acide et une base qui produit de l’eau et un sel, selon la formule générale : HA + BOH → H2O + B A. AUTEUR (1923) : cette réaction est caractérisée par un transfert de proton (H+) de l’acide vers la base.
• Exemple dans l’estomac : Lorsqu’HCl réagit avec les ions hydrogénocarbonate (HCO3-), la réaction s’écrit : HCl + HCO3- → H2O + CO2 + Cl-. AUTEUR (1923) : cette réaction illustre la neutralisation produisant de l’eau, du dioxyde de carbone et un sel.
• Équation chimique des réactions acido-basiques : Forme symbolique représentant le transfert de proton : HA (acide) + B (base) → A- (base conjuguée) + BH+ (acide conjugué).
• Identification des acides et bases : Dans une réaction, l’acide cède un proton (H+), la base le capte. Par exemple, HCl est un acide, NaOH une base. AUTEUR (1923) : cette définition repose sur la théorie de Brønsted-Lowry (voir section 3).
• Concept de transfert de proton : Lors d’une réaction acido-basique, il y a transfert d’un proton H+ de l’acide vers la base, ce qui explique la formation du couple acide/base conjugué.

📝 Points essentiels

• La réaction acido-basique de neutralisation produit toujours de l’eau et un sel, par exemple : HA + BOH → H2O + B A.
• Dans l’estomac, la réaction entre HCl et HCO3- est représentée par : HCl + HCO3- → H2O + CO2 + Cl-, illustrant la neutralisation avec libération de dioxyde de carbone.
• La formule chimique de la réaction acido-basique reflète le transfert de proton : l’acide cède H+ à la base, qui le capte, formant des espèces conjuguées.
• La réaction est réversible, formant un couple acide/base conjugué : HA/A- ou B/BH+.
• La réaction dans l’eau est souvent écrite sous forme d’équation chimique, par exemple : HCl + H2O → H3O+ + Cl-.

💡 À retenir

Les réactions acido-basiques consistent en un transfert de proton qui aboutit à la formation d’eau et de sels, illustrant la neutralisation, avec un couple acide/base conjugué, comme dans l’estomac entre HCl et HCO3-.

📖 9. Titrage acido-basique

🔑 Notions clés & Définitions

• Principe du titrage acido-basique : Méthode analytique permettant de déterminer la concentration inconnue d'une solution en utilisant une solution de concentration connue (titrant). La réaction entre l'acide et la base est une neutralisation, et le point d’équivalence est atteint lorsque les quantités de réactifs sont stoïchiométriquement équivalentes. (source : Chapitre 4)

• Évolution du pH lors de la dilution et titrage : Lorsqu'une solution acide ou basique est diluée, le pH varie en fonction du volume d'eau ajouté. En titrage, le pH évolue lentement jusqu'au point d’équivalence, où il change rapidement. La dilution modifie la concentration en ions H+ ou HO-, affectant ainsi le pH. (source : Chapitre 4)

• Utilisation d’indicateurs colorés : Substances qui changent de couleur dans un domaine précis de pH, permettant de repérer le point d’équivalence lors du titrage. La zone de virage de l’indicateur doit correspondre au pH au moment de la neutralisation. Exemple : la coloration du jus de chou rouge selon le pH. (source : Chapitre 4)

• Calcul du volume d’eau pour atteindre un pH donné : En utilisant la relation entre concentration, volume et pH, il est possible de déterminer la quantité d’eau à ajouter pour ajuster le pH d’une solution, notamment lors de la dilution ou du réglage du pH d’une solution. La formule générale implique la conservation de la quantité de matière en ions H+ ou HO-. (source : Chapitre 4)

• Mesure expérimentale du pH pendant le titrage : Réalisation pratique consistant à suivre le pH en fonction du volume de titrant ajouté, à l’aide d’un pH-mètre ou d’indicateurs, pour déterminer précisément le point d’équivalence. La courbe de titrage permet d’observer le changement brutal de pH. (source : Chapitre 4)

📝 Points essentiels

• Le titrage acido-basique repose sur la réaction de neutralisation : HA + BOH → B + H2O.
• Le point d’équivalence correspond au volume de titrant nécessaire pour neutraliser complètement la solution à analyser.
• La courbe de pH lors du titrage montre une variation lente en début, une transition rapide au point d’équivalence, puis une stabilisation.
• La détermination précise du point d’équivalence peut se faire par un indicateur coloré ou un pH-mètre.
• La relation entre volume de titrant et concentration permet de calculer la concentration inconnue via la formule : $C_{acide} \times V_{acide} = C_{base} \times V_{base}$.

💡 À retenir

Le titrage acido-basique est une méthode précise pour déterminer la concentration d’une solution en suivant l’évolution du pH, en utilisant des indicateurs ou un pH-mètre, et en analysant la courbe de titrage pour repérer le point d’équivalence.

📖 10. Problèmes environnementaux CO2

🔑 Notions clés & Définitions

• Dioxyde de carbone (CO2) : Gaz à effet de serre produit par la respiration, la combustion de combustibles fossiles, et d’autres activités humaines, contribuant au changement climatique et à l’acidification des océans.
• Formation d'acide carbonique (H2CO3) : Lors de la dissolution du CO2 dans l’eau, le dioxyde de carbone réagit avec l’eau pour former de l’acide carbonique, un diacide capable de se dissocier en ions hydrogénocarbonate (HCO3-) puis carbonate (CO3^2-), libérant des ions H+ (voir chapitre 4).
• Impact environnemental du CO2 : L’augmentation du CO2 atmosphérique entraîne une acidification des océans, affectant la biodiversité marine, notamment la formation de calcaire par les coraux et les mollusques, et modifiant les réseaux trophiques marins.
• Réaction chimique impliquant CO2 : La dissolution du CO2 dans l’eau selon l’équation :
  $\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{CO}_3$
  Cette réaction est à l’origine de l’acidification des milieux aquatiques.
• Effet de l’acidification sur les écosystèmes marins : La diminution des ions carbonate (CO3^2-) dûe à l’augmentation des ions H+ limite la formation de structures calcaires essentielles à certains organismes, provoquant un déséquilibre écologique majeur.

📝 Points essentiels

• La dissolution du CO2 dans l’eau forme spontanément de l’acide carbonique, ce qui augmente la concentration en ions H+ et diminue le pH de l’eau, provoquant une acidification.
• La réaction chimique : $\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{CO}_3$ est à l’origine de l’impact du CO2 sur l’environnement marin.
• La concentration accrue en ions H+ dans les océans réduit la disponibilité en ions carbonate (CO3^2-), essentiels à la calcification des organismes marins comme les coraux, ce qui menace leur survie et l’équilibre des écosystèmes.
• Selon GEOCHIMIE (date non précisée), l’absorption du CO2 par les océans a permis de limiter le réchauffement climatique, mais a entraîné une acidification qui compromet la biodiversité marine.
• La diminution du pH de l’eau de mer liée à l’augmentation du CO2 atmosphérique est un phénomène accéléré par les activités humaines, notamment la combustion de combustibles fossiles.

💡 À retenir

L’augmentation du CO2 atmosphérique, par dissolution dans l’eau, forme de l’acide carbonique qui acidifie les milieux aquatiques, mettant en danger la biodiversité marine et modifiant durablement les écosystèmes océaniques.

📊 Tableaux de Synthèse

⚠️ Pièges & Confusions Fréquentes

1. Confondre acide et base par leur goût : acides aigres, bases amères, mais goût seul ne suffit pas en laboratoire.
2. Mauvaise identification de la coloration de la teinture de tournesol : rouge pour acides, bleu pour bases, mais attention aux solutions diluées.
3. Confusion entre acides binaires et ternaires : vérifier la composition (H + non-métal ou oxygène).
4. Erreur dans la nomenclature des acides ternaires : ne pas oublier la terminaison « -ique » ou « -eux » selon l’ion.
5. Confusion entre couple acide/base conjugué et réaction réversible : ne pas oublier la réversibilité et la formation de couples.
6. Mauvaise utilisation des formules chimiques pour nommer ou écrire les réactions.
7. Confondre la définition sensorielle (goût, corrosivité) avec la définition chimique moderne.

✅ Checklist Examen

1. Connaître la définition physique d’un acide selon Boyle (1650) et Arrhenius (1887).
2. Maîtriser la théorie de Brønsted-Lowry : acide cède H+, base capte H+ (1923).
3. Savoir écrire et reconnaître un couple acide/base conjugué.
4. Savoir nommer un acide binaire selon la règle (ex : HCl → chlorure d’hydrogène ou acide chlorhydrique).
5. Savoir nommer un acide ternaire selon la terminaison de l’ion (ex : HNO₃ → nitrate d’hydrogène, acide nitrique).
6. Connaître la différence entre acides binaires et ternaires.
7. Savoir nommer une base selon la règle de l’hydroxyde de + métal (ex : NaOH → hydroxyde de sodium).
8. Comprendre la théorie de Brønsted-Lowry : réaction acido-basique réversible, formation de couples conjugués.
9. Savoir mesurer et interpréter le pH en fonction de la concentration en H+.
10. Connaître les principes du titrage acido-basique et la détermination du point d’équivalence.
11. Être capable d’identifier les réactions acido-basiques dans un contexte environnemental, notamment le rôle du CO₂.
12. Connaître la définition et l’impact environnemental du dioxyde de carbone (CO₂).