Chimie : acide-base
Bernaud J. 1/4
ACIDE - BASE en solution aqueuse Cours de référence
1°) Notion de pH
1.1) Définition de la concentration molaire
Une solution aqueuse peut contenir plusieurs espèces ioniques ou non. Pour caractériser la composition de la solution, on définit pour chaque espèce présente la concentration molaire volumique ou molarité.
La molarité d’une solution A: c’est le nombre de mole A dans un litre de solution. Elle s’exprime en mol.L-1 ou mol.dm-3.
[ A ] = nA / volume de la solution 1.2) Définition et mesure du pH
On caractérise l’acidité ou la basicité d’une solution par la concentration molaire de cette solution en ions H3O+ (ions hydronium).
La relation est vérifiée par la mesure pour:
10-1 mol.L-1 < [ H3O+ ] < 10-13 mol.L-1 trop concentrée trop diluée Remarque sur le rapport d’échelle:
L’envergure d’une mouche mesurant 1,5 cm : échelle 1.
Pour la distance Le Mans-Rennes sur une carte mesurant 1,5 cm : échelle 10-7. Pour la distance Soleil-Saturne sur une carte mesurant 1,5 cm : échelle 10-14. 1.3) Autoprotolyse de l’eau (transfert de protons)
La mesure du pH de l’eau ultra-distillée donne pH = 7.
O
H H
O
H H
O
H H
O H H
+ +
+ -
L’eau est électriquement neutre. On a donc [ H3O+ ] = [OH- ] = 10-7 mol.L-1.
[ ] [ ]
pH = −log10 H O3 + ⇔ H O3 + =10−pH
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Le produit ionique de l’eau à température constante est une constante.
[ H3O+ ] *[ OH- ] = Constante.
A 25°C, la constante est égale à 10-14. Une solution acide a un pH < 7 à 25 °C.
Une solution basique a un pH > 7 à 25°C.
2°) Notion d’acide fort 2.1) Définition
C’est une molécule ou un ion capable de libérer des ions H+.
Un composé de formule moléculaire HA qui s’ionise totalement en ions H3O+ et A-, quand on le dissout dans l’eau, est appelé un acide fort.
HA + H2O --> H3O+ + A-
Exemples d’acide fort : l’acide chlorhydrique HCl,
l’acide sulfurique H2SO4,
l’acide nitrique HNO3.
Dans un litre de solution obtenue en dissolvant C moles de HA dans de l’eau, on a [H3O+] = [A- ] = C mol.L-1 <==> pH = - log10 C .
2.2) Mesure du pH sur un exemple (avec [ ] entre 10-1 et 10-6 mol.L-1)
Solution de HCl à 10-2 mol.L-1, la solution contient des ions H3O+, OH-, Cl- et des molécules d’eau.
[H3O+] = 10-2 mol.L-1. Produit ionique de l’eau:
[ ] [ ]
3 142 12 1. 10 10
10
tan − −
−
− +
− = = = molL
O H
te OH cons
Equation d’électroneutralité:
[H3O+] = [OH-] + [ Cl- ] # [ Cl- ]
On met en évidence que les ions chlorure avec du nitrate d’argent, il y a formation d’un précipité AgCl qui noircit à la lumière.
Une solution acide aussi diluée soit-elle à un pH < 7.
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3°) Notion de base forte 3.1) Définition
C’est un accepteur d’ions H+.
Un hydroxyde métallique de formule moléculaire MOH donne une solution aqueuse contenant autant de mole d’ions Maq+ et OHaq- que de moles d’hydroxyde dissous, est appelé une base forte.
Exemples de base forte : l’hydroxyde de sodium, la soude NaOH, l’hydroxyde de potassium, potasse KOH, l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2.
( CaO : chaux vive ).
3.2) Mesure du pH sur un exemple ( avec [ ] entre 10-1 et 10-6 mol.L-1)
Solution de NaOH à C mol.L-1, la solution contient des ions H3O+, OH-, Na+ et des molécules d’eau.
[OH-] = C mol.L-1 Produit ionique de l’eau:
[
H O]
cons[ ]
teOH C pH C
3
14
10
10 14
+
−
−
= tan = ⇔ = +
log Equation d’électroneutralité:
[H3O+] + [ Na+ ] = [OH-] par conséquent [ Na+ ] = [ OH- ] = C.
On met en évidence les ions Na+ de la manière suivante: prendre un clou bien décapé, le chauffer jusqu’à ce que la flamme ne change plus de couleur puis le tremper dans la solution de soude. La flamme se colore en jaune, cette couleur caractérise les ions Na+.
Une solution de base aussi diluée soit-elle à un pH > 7.
4°) Réaction entre un acide fort et une base forte
4.1) Expérience (voir animation aussi dosafort.zip)
Dans un bécher étroit, verser 15 cm3 de HCl à 10-2 mol.L-1, préparer 25 cm3 de NaOH à 10-2 mol.L-1 dans un autre bécher.
Faire le montage suivant.
Ajouter cm3 par cm3 de la soude, homogénéiser la solution en agitant le bécher réceptacle puis noter la valeur du pH.
Procéder de 2 cm3 par 2 cm3 entre 0 et 14 Robinet
Solution de HCl Solution de NaOH
pHmètre
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cm3 et entre 16 cm3 et 25 cm3. Procéder de 0,2 cm3 par 0,2 cm3 entre 14 et 16 cm3. Tracer la courbe pH = f( volume de la solution de NaOH versée), après avoir rempli un tableau de mesure.
pH
Volume de NAOH versée(cm3 )
0 2 4 6 8 10 12 14 14.2 14.4 14.6 14.8 15 15.2 pH
Volume de NAOH versée(cm3 )
15.4 15.6 15.8 16 18 20 22 24 25
4.2) Interprétation
Quelles que soient les solutions d’acides forts et de bases fortes utilisées, la réaction est toujours :
H3O+ + OH- --> 2 H2O
Faire chauffer la solution après réaction, on obtient du NaCl (chlorure de sodium : sel).
H3O++ Cl- + OH- + Na+ --> 2 H2O + Cl- + Na+
Equivalence acido-basique: nA = cA* vA moles d’acide.
nB = cB* vB moles de base.
A l’équivalence pH = 7, nA = cA* vA= nB = cB* vB. Composition d’un mélange acide et base forts :
a) Inventaire des espèces chimiques en solution H3O+, Cl-, OH-, Na+.
b) Calcul
[H3O+] = 10-pH et
[
OH−]
= cons[
H O3tan+]
tec) Relation d’électroneutralité [H3O+] + [ Na+ ] = [OH-] + [ Cl- ] d) Relation de conservation de la matière Ex : animation
(http://www.uel.education.fr/consultation/reference/chimie/solutaque/sexercer/chapitre7/exo_
7_1.swf)
