I. Réactions entre les acides et les bases

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I. Réactions entre les acides et les bases

Si on mélange des solutions acides et basiques, il y a modification selon les activités ci-dessous :

Activité 1 : Réaction entre l’acide sulfurique et l’hydroxyde de baryum 1) Verser environ 10 cm³ d’une solution d’acide sulfurique (H2SO4) à 2 mol/dm³ dans un tube à essai et tester la conductivité de la solution.

2) Verser environ 20 cm³ d’une solution d’hydroxyde de baryum, Ba(OH)2, à 1 mol/dm³ dans un bécher de 50 cm³ et tester la conductivité de la solution avec le montage fixe du conductimètre.

3) En utilisant du compte-goutte, ajouter goutte à goutte la solution H₂SO₄ de 2 mol/dm³ dans la solution de Ba(OH)2 du n° 2), agiter et compter le nombre de gouttes. Observer le changement de la solution et la luminosité de la lampe pendant l’ajout de l’acide jusqu’à la luminosité de la lampe est constante.

Figure 1 Test de la conductivité du mélange des solutions de Ba(OH)2 et H2SO4

Noter des observations dans le tableau ci-dessous Nombre de gouttes de la

solution de H2SO4

Changement

Luminosité de la lampe Autres changements

- Les solutions d’acide sulfurique et d’hydroxyde de baryum conduisent de l’électricité parce que :

Quand l’acide dissout dans l’eau, il se forme ainsi :

H2SO4(aq) + H2O(ℓ)  H3O^+(aq) + HSO^₄^(aq) HSO^₄^(aq) + H2O(ℓ) _^_^ H3O^+(aq) + SO²₄^(aq)

Quand l’hydroxyde de baryum se dissout dans l’eau, il se dissocie ainsi : Ba(OH)2(aq) ^H^2O Ba^2+(aq) + 2 OH^(aq)

On a vu que dans ces deux solutions, chacune possède assez des ions pour que les solutions peuvent conduire de l’électricité.

En ajoutant quelques gouttes de la solution d’acide sulfurique dans la solution d’hydroxyde de baryum, il se produit un précipité blanc insoluble dans l’eau, c’est donc du sulfate de baryum selon l’équation suivante :

Ba²⁺(aq) + SO²₄^(aq)  BaSO₄(s)

En même temps, l’ion hydronium se réunit avec l’ion hydroxyde pour former de la molécule d’eau selon l’équation suivante :

H3O^+(aq) + OH^(aq) _^_^ 2 H2O(ℓ)

Puisque la quantité de tous les ions dans la solution diminue, la conductivité de la solution est réduite. Dans le cas où la solution d’acide sulfurique et la solution d’hydroxyde de baryum se réagissent totalement, c’est donc le point que la lampe éteigne.

Si on ajoute encore de l’acide sulfurique, la lampe se rallume de nouveau parce que les ions dans la solution augmentent. Ces ions proviennent de la dissociation de l’acide sulfurique ajouté. La réaction entre les ions hydronium de l’acide et les ions hydroxyde de la base est appelée la neutralisation.

II. Réaction entre un acide ou une base avec certaines substances

1) Mettre environ 5 g de CaCO3 dans un tube à essai.

2) Ajouter 5 cm³ de la solution d’acide HCℓ à 1 mol/dm³, fermé immédiatement avec un bouchon en caoutchouc inséré du tube à gaz, passer ce gaz dans l’eau de chaux, observer le changement.

3) À la fin de la réaction, verser la suspension du tube de n°2 dans une coupelle en porcelaine, évaporé et noter.

Essai 2 : Réaction entre NaOH et FeCℓ₃

1) Verser 3 cm³ de la solution de NaOH à 1,0 mol/dm³ dans un tube à essai.

2) Ajouter 3 cm³ de la solution de FeCℓ3 à 1,0 mol/dm³ dans la solution du n° 1, agiter, observer le changement et noter.

3) Filtrer la substance du n°2 et évaporer le filtrat dans une coupelle en porcelaine et noter.

- Écrire les équations des réactions des deux essais.

- Dans les essais, y-a-t-il des sels qui se produisent ? Lesquels ? Sont-ils solubles dans l’eau ?

De l’essai 1, lorsque la solution d’acide HCℓ réagit avec CaCO3, il se forme un gaz donc on pourrait tester que c’est du gaz CO₂ et l’évaporation un peu de liquide dans le tube se produit un solide blanc qui est le CaCℓ2 selon l’équation :

CaCO3(s) + 2 HCℓ^(aq)  CaCℓ2(aq) + 2 H2O(ℓ) + CO2(g)

CaCℓ₂(aq) ^t CaCℓ2(s)

De l’essai 2, lorsque la solution de NaOH réagit avec FeCℓ3, il se forme un précipité brun, c’est Fe(OH)3 et l’évaporation un peu de liquide dans le tube se produit un solide blanc qui est le NaCℓ selon l’équation :

FeCℓ₃(aq) + 3 NaOH^(aq)  Fe(OH)3(aq) + NaCℓ^(aq) NaCℓ^(aq) ^t NaCℓ^(s)

En conclusion, les deux essais produisent des sels solubles dans l’eau.

III. Réaction d’hydrolyse

Pourquoi les composés des sels solubles dans l’eau peuvent être acides, bases ou neutres, on va étudier dans les activités suivantes :

Activité 2 : La mesure du pH de la solution avec des indicateurs universels.

1) Mettre dans chacun des 3 tubes à essai, 3 cm³ des solutions suivantes : NaCℓ, NH4Cℓ et CH3COONa.

2) Ajouter dans chacun des trois tubes, 3 gouttes de l’indicateur universel, agiter, observer la couleur de la solution et comparer avec la couleur de l’indicateur universel dans la solution de divers pH pour vérifier la valeur du pH de la solution étudiée.

- laquelle de ces solutions représente le caractère acide, basique ou neutre, pour quelle raison ?

Lorsqu’on fait dissoudre les trois types de sel dans l’eau et mesure la valeur du pH de la solution avec l’indicateur universel, on a vu que la solution de NaCℓ a un pH environ 7, la solution du sel NH4Cℓ a un pH inférieur à 7 et la solution du sel CH₃COONa a un pH supérieur à 7.

Les trois types de sel ont des pH différents, on pourrait expliquer ainsi : NaCℓ dissous dans l’eau se dissocie en Na⁺ et Cℓ^, mais les ions Na⁺ et Cℓ^ provenant de l’acide fort et de base forte, ces deux ions ne réagissent pas avec l’eau, donc la solution contient encore la quantité de H₃O⁺ et OH^ provenant de l’ionisation de l’eau, c’est pourquoi la solution de NaCℓ est neutre. NH4Cℓ dissous dans l’eau se dissocie en NH^₄ et Cℓ^, l’ion Cℓ^ provenant de l’acide fort ne réagit pas avec l’eau, mais l’ion NH^₄ provenant d’une base faible peut réagir avec l’eau, donc la solution possède plus d’ion H₃O⁺ que OH^, ce qui donne à cette solution un pH inférieur à 7, la solution possède donc le caractère acide selon l’équation :

NH4Cℓ^(s) ^H^2O NH^₄^(aq) + Cℓ^(aq)

NH^₄ ^(aq) + H2O(ℓ) _^_^ NH3(aq) + H3O^{+ (aq)} Cℓ^{ (aq)} + H2O(ℓ) 

CH3COONa dissous dans l’eau se dissocie en Na⁺ et CH3COO^, puisque l’ion Na⁺ provenant de la base forte, il ne réagit pas avec l’eau, mais l’ion CH3COO^ provenant de l’acide faible peut réagir avec l’eau et produit des ions OH^, la solution possède donc le caractère basique selon l’équation :

CH₃COONa (s) ^H^2O Na⁺(aq) + CH₃COO ^(aq)

CH3COO ^(aq) + H2O(ℓ) _^_^ CH3COOH^(aq) + H3O^{+ (aq)} Na^+(aq) + H₂O(ℓ) 

La réaction qui se produit à partir des cations et anions provenant du sel pour donner H3O⁺ ou OH^ dans la solution est appelée réaction d’hydrolyse. De l’expérience, on peut conclure que NH₄Cℓ et CH3COONa peuvent produire la réaction d’hydrolyse, tandis que NaCℓ ne se produit pas.

En résumé :

- Une solution du sel est neutre si le sel provient d’un acide fort et d’une base forte ou d’un acide faible et d’une base faible.

- Une solution du sel est acide si le sel provient d’un acide fort et d’une base faible.

- Une solution du sel est basique si le sel provient d’un acide faible et d’une base forte.

IV. Le titrage acido-basique

Le titrage acide / base consiste en la détermination de la quantité d’acide (ou de base) présente dans une solution inconnue (appelée espèce titrée), en la neutralisant au moyen d’une solution de base (ou d’acide) de titre connu (appelée espèce titrante). Il s’agira de détecter de manière sensible et précise le terme du titrage en mettant en évidence le saut du pH survenant au terme de la neutralisation. Ce but sera atteint grâce à l’addition d’une faible quantité d’un indicateur coloré approprié, dont la zone de virage correspond au pH de neutralisation.

Le titrage acide base est basé sur les réactions acido-basiques. Tous les acides et les bases peuvent être titrés avec des solutions de bases fortes ou d’acides forts respectivement. Ce sont les titrages volumétriques les plus répandus. Selon le type d’agent titrant, on parle de :

- titrage acidimétrique ou titrage acide-base : l’opérateur fait couler goutte à goutte un acide dans un volume déterminé de base ;

- titrage alcalimétrique ou titrage base-acide : l’opérateur fait couler goutte à goutte un acide dans un volume déterminé d’acide.

Le pont d’équivalence est connu entre autres, grâce à un indicateur coloré ajouté dans la solution inconnue ou grâce à une variation du pH.

Avant l’équivalence, la solution titrante, immédiatement consommée, est limitante. Il y a diminution de la concentration en ions titrés, et augmentation de la concentration en ions témoins de la solution titrante, ce qui entraîne une diminution ou une augmentation de la conductivité de la solution.

À l’équivalence, la solution titrante et la solution titrée ont réagi dans les proportions stœchiométriques. Les deux réactifs sont limitants et entièrement consommés (à l’exception des ions témoins).

Après l’équivalence, l’espèce dont on cherche le titre, totalement consommée, devient limitante. Par conséquent, si l’on continue d’ajouter de la solution titrante, le réactif titrant n’est pas consommé : cela permet de savoir que l’équivalence a été dépassée.

L’équivalence est donc le changement de réactif limitant.

Quelques exemples de choix d’indicateurs colorés appropriés à la variation de pH sur laquelle il change de couleur.

Titrage acide- base

pH de la solution

des produits

Zone de virage (variation de pH sur

laquelle il change de couleur)

Indicateur coloré au choix pour le titrage

Titrage d’un acide fort par une base forte

pH = 7 pH = 3-11

- Méthyl orange (intervalle de pH = 3,1-4,4)

- Bleu de bromothymol, BBT (intervalle de pH = 3,1-4,4)

- Phénolphtaléine

(intervalle de pH = 8,3- 10,0)

Titrage d’un acide faible par une base

forte

pH > 7 pH = 7-11

Phénolphtaléine (intervalle de pH = 8,3-10,0)

Titrage d’un acide fort par

une base faible

pH < 7 pH = 3-7

Méthyl orange (intervalle de pH = 3,1-4,4)

Titrage d’un acide faible par une base

faible

Impossible de dire,

cela dépend de

l’acide et la base

Dans le cas de l’acide faible et de base faible, il y a très peu de variation de la valeur de pH puisque l’acide faible et la base faible sont très peu réagir donc l’utilisation de l’indicateur coloré dans laquelle il change de couleur du point d’équivalence peut provoquer des erreurs ou ne pourrait pas observer, donc on doit se faire avec beaucoup de précaution.

Le titrage entre un acide et une base

1) Verser un volume précis de NaOH de concentration connu dans une burette.

Ajuster le liquide jusqu’à la marque zéro de la burette.

2) Le volume de la solution de HCℓ de concentration inconnue est prélevé au moyen d’une pipette de volume déterminé et est placé dans un erlenmeyer de 200 cm³, ensuite y ajouter 2-3 gouttes de phénolphtaléine.

3) Verser peu à peu la solution de NaOH de la burette dans la solution de HCℓ dans l’erlenmeyer en agitant jusqu’à ce que couleur de la solution dans l’erlenmeyer se transforme en rose, cela veut dire que la solution atteint le point d’équivalence, noter le volume de NaOH.

4) Recommencer le processus encore deux fois avec le même inconnu acide. Si vos valeurs ont une différence de 0,1 mL ou 0,2 mL, vos données sont bonnes. Si la différence est plus élevée recommencez une troisième fois ou jusqu’à ce que vos données aient une différence de 0,1 mL ou 0,2 mL.

5) Déterminer la quantité moyenne de la solution de NaOH utilisée dans la réaction avec la solution de HCℓ et calculer la concentration de HCℓ par la formule C_aV_a C_bV_b.

Le point d’équivalence du titrage de la solution de NaOH avec la solution de HCℓ devrait être la réaction entre l’acide forte et la base forte pour donner du sel neutre d’où le pH = 7.

Montage pour faire un titrage. La burette contient une solution titrante, et l’erlenmeyer la solution à titrer.

V. Calculs à partir du titrage acido-basique

1) Déterminer en utilisant le nombre de moles d’acide ou de base lié avec l’équation de la réaction.

2) Déterminer en utilisant la formule ^aC_a^V_a ^bC_b^V_b

C_a, C_b sont les concentrations des solutions acides et bases respectivement, les unités sont en mol/dm³.

Va, Vb sont les volumes des solutions acides et bases respectivement, les unités sont en mL.

a représente le nombre d’ions H⁺ dissocié par l’acide tel que : HCℓ a = 1, CH₃COOH a = 1, H₂SO₄ a = 2.

b représente le nombre d’ions OH^ dissocié par la base telle que : dans NaOH b = 1, Ca(OH)2 a = 2.

Exemple 1 : On réalise le titrage de 20 cm³ d’une solution d’acide nitrique (HNO3) à 0,1 mol/dm³ avec 30 cm³ d’une solution d’hydroxyde de sodium (NaOH). Quelle est la concentration de la solution d’hydroxyde de sodium ?

Méthode de résolution 1 :

Déterminer à partir de l’équation

HNO3(aq) + NaOH^(aq)  NaNO3(aq) + H2O^(aq) 0,1 mol/dm³ X mol/dm³

20 cm³ 30 cm³



 



  1000

20 1 ,

0 = 210^3mol 



 



  1000

30

X = 3X10^2mol D’après l’équation :

1 1

3

mol  HNO

mol NaOH

1

10 2

10 3

3 2

 





X 

X = ₂ ²

3

10 67 , 10 6 10 3

2 _



  

 mol/dm³

La concentration de NaOH = 6,6710^2mol/dm³ Méthode de résolution 2 :

Déterminer à partir de la formule aCaVa bCbVb

Remplacer par la valeur

3

3 20

/ 1 , 0

1 mol dm  cm = 10,1C_b30cm³

3 2

1 6,67 10 /

3 10

2 mol dm

C_b   ^   ^

La concentration de NaOH = 6,6710^2mol/dm³

Le titrage acide base n’est pas à l’équivalence, c’est-à-dire qu’après le titrage, il reste de l’acide ou de la base.

La méthode de déterminer, il faut écrire l’équation bilan équilibrée, ensuite chercher le nombre de moles d’acide ou de base et considérer quel acide ou quelle base est limitant et d’utiliser le réactif limitant pour calculer la suite.

Exemple 1 : On fait réagir 100 cm³ d’une solution d’acide chlorhydrique (HCℓ) à 0,4 mol/dm³ avec 50 cm³ d’une solution d’hydroxyde de sodium (NaOH) à 0,2 mol/dm³. Quel est le pH de la solution mélangée et dite si cette solution est acide, basique ou neutre ?

Solution

Déterminer le nombre de moles des deux réactifs pour savoir quel réactif est limitant.

- Nombre de mole de 100 cm³ (= 0,1 dm³) d’une solution HCℓ à 0,4 mol/dm³ : D’après la formule : C =

V n

 n (HCℓ) = CV = 0,4 mol/dm³0,1 dm³ n (HCℓ) = 0,04 mol = 410^2 mol

- Nombre de mole de 50 cm³ (= 0,05 dm³) d’une solution NaOH à 0,2 mol/dm³ : n (NaOH) = CV = 0,2 mol/dm³0,05 dm³

n (NaOH = 0,01 mol = 110^2 mol - D’après l’équation de titrage :

NaOH^(aq) + HCℓ^(aq)  NaCℓ^(aq) + H2O(ℓ)

n (NaOH) = n (HCℓ) mais dans l’énoncé n (HCℓ)  n (NaOH) donc n (HCℓ) reste = 410^2 mol  110^2 mol = 310^2 mol

et le volume de la solution finale étant 50 + 100 = 150 cm³ = 1510^2 dm³ - Concentration de la solution après le titrage :

C (HCℓ) = [H3O⁺] = _{2 3}

2

10 15

10 3

dm mol V

n







  = 0,2 = 210^1 mol/dm³ - pH de solution mélangée :

pH =  log [H3O⁺]

pH =  log 210^1 pH =  log 2  log 10^1 pH =  0,301 + 1 = 0,699 pH = 0,699

pH  7  la solution est donc acide

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1. Écrire l’équation de la réaction entre des acides et des bases suivants : a) HCℓ et Ca(OH)2. b) H2CO3 et KOH.

c) HCℓ et Ba(OH)2. d) HNO3 et NaOH.

2. Les sels suivants proviennent de quel acide et quelle base ?

a) KBr. b) NaNO₃. c) MgSO₄. d) K₂CO₃. e) NaHSO4. f) CH3COONa. g) CH3COONH4. h) CaCO3. 3. Les solutions qui contiennent les sels énumérés ci-dessous sont-elles acides,

basiques ou neutres ?

a) NaHCO₃. b) K₂S. c) Aℓ₂(SO₄)₃. d) K2CO3. e) NaI. f) Na3PO4.

4. Quels ions dans les solutions des sels suivant peuvent donner des réactions d’hydrolyse ?

a) KCN. b) CH3COOLi. c) NaCℓO4. d) (NH₄)₃PO₄. e) Na₂CO₃. f) KNO₃.

5. On fait réagir 18 cm³ d’une solution de NaOH avec 25 cm³ d’une solution de CH3COOH à 0,1 mol/dm³. Quelle est la concentration de NaOH ?

6. Le titrage de 50 cm³ d’une solution HCℓ à 0,1 mol/dm³ en ajoutant 45 cm³ de solution NaOH à 0,1 mol/dm³. Quel est le pH de la solution après le titrage ? (log 5,3 = 0,7243)

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