Chim N° 02 :
Réaction entre un acide fort et
une base forte
Cours et Applications

   

 

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I- Les acides et les bases.

1)- Définitions.

2)- Les acides forts dans l’eau.

3)- Les bases fortes dans l’eau.

4)- Dilution.

II- Réaction entre un acide fort et une

base forte.

1)- Étude quantitative de la réaction

entre l’acide chlorhydrique et la soude.

2)- Conséquences et conclusions.

III- Étude pH-métrique de la réaction

entre un acide fort et une base forte

(TP chimie N° 2).

1)- Étude du graphe pH = f (VB).

2)- Point d’équivalence.

IV- Applications aux dosages.

1)- Principe.

2)- Méthode 1 : utilisation de la courbe

pH= f (Vréactif titrant).

3)- Méthode colorimétrique :

emploi d’un indicateur coloré.

V- Applications. Exercices : 10, 11, 15 pages 117 – 118.

1)- Exercice 10 page 117.

2)- Exercice 11 page 117.

3)- Exercice 15 page 118.

 

I- Les acides et les bases.

1)- Définitions.

-    Un acide, selon Brönsted, est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H+.

-    Écriture symbolique : on note l’acide AH :

-    En conséquence : AH  →   H+   +  A

-    Exemples :

HCl  →   H+   +  Cl

NH4+  →   H+   +  NH3

H2O  →   H+   +  OH

 

-    Un acide peut être une molécule ou un ion.

-    Une base, selon Brönsted, est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H+.

-    Écriture symbolique : on note la base B :

-    En conséquence :

B  +  H+     →   BH+

-    Exemples :

NH3  +  H+ →   NH4+

H2O  +   H+   →  H3O+   

OH  +  H+   →  H2O

 

-    Une base peut être une molécule ou un ion.

-    Couples acide / base conjuguée.

-    À l’acide AH correspond la base A.

-    Car : AH  →   H+   +  A  et   A  +  H+  →  AH

-    On peut utiliser le schéma l’écriture suivante :

-    AH  =   H+   +  A

-    Acide  =  base  +  H+

-    AH / A Cette écriture forme un couple acide/base conjuguée.

2)- Les acides forts dans l’eau.

-    En solution aqueuse, un acide est une espèce chimique capable de céder 1 proton au solvant.

-    Un acide fort est un acide dont la réaction avec l’eau est totale.

-    Si AH est un acide fort dans l’eau alors :

-    AH   +  H2O     A  +   H3O+

Espèces présentes :

Le solvant : H2O

Les espèces majoritaires : A  et   H3O+

L’espèce ultra minoritaire : OH

Il ne reste plus de molécule AH

 

-    Les espèces en solution sont classées en majoritaires, minoritaires et ultra minoritaires.

-    Convention : [maj] ≥ 100 [min]  ≥ 10000 [ultramin] 

-    Conséquence :  H2O  et H3O+ sont les seuls acides présents dans une solution aqueuse d’acide fort.

-    Exemples d’acides forts dans l’eau :

-    L’acide chlorhydrique (H3O+ + Cl), l’acide sulfurique (H3O+ + HSO4),

-    L’acide nitrique (H3O+ + NO3), l’acide perchlorique (H3O+ + ClO4),…

 Application :

-    Le chlorure d’hydrogène est un gaz très soluble dans l’eau. La réaction avec l’eau est totale.

-    Écrire l’équation bilan de la réaction.

HCl  +  H2O   →   H+   +  Cl

-    Quelles sont les espèces présentes dans la solution ? associer un qualificatif à chaque espèce.

Espèces présentes :

Le solvant : H2O

Les espèces majoritaires : Cl  et   H3O+

L’espèce ultra minoritaire : OH

Il ne reste plus de molécule HCl

-    Comment peut-on qualifier cette solution ? Quelle formule peut-on lui donner ? quel qualificatif peut-on lui associer ?

-    Solution acide – acide chlorhydrique : (Cl  + H3O+) : Acide fort.

-    On dissout 1,0 x 10 2 mole de HCl dans un litre d’eau. Quel est le pH de la solution obtenue ?

-    pH = 2,0.

3)- Les bases fortes dans l’eau.

-    En solution aqueuse, une base est une espèce chimique capable de capter 1 proton au solvant.

-    Une base forte dans l’eau est une base dont la réaction avec l’eau est totale.

-    Si B est une base forte dans l’eau alors :

B  +  H2O   →  BH+  +  OH

Espèces présentes :

Le solvant : H2O

Les espèces majoritaires : BH+  et   OH

L’espèce ultra minoritaire : H3O+

-    Il ne reste plus de molécule B dans l’eau.

-    Conséquence : H2O  et   OHsont les seules bases présentes dans une solution aqueuse de base forte.

-    Exemples de bases fortes :

-    La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium ou soude, la solution aqueuse d’hydroxyde de potassium, L’ion éthanolate en solution aqueuse.

-    Donner les équations bilans des réactions de ces bases avec l’eau.

NaOH  +  H2O  →  Na+, H2O  +  OH

-    Cela revient à la dissolution d’un composé ionique dans l’eau que l’on peut écrire plus simplement :

 

eau

 

NaOH  +  H2O

Na+  +  OH

-    formule de la soude : (Na+  +  OH)

-    Autres exemples :

 

eau

 

KOH  +  H2O

K+  +  OH

 

 

eau

 

CH3CH2O  +  H2O

CH3CH2OH  +  OH

4)- Dilution.

 Application 1.

* On dilue 100 fois une solution d'acide nitrique de pH = 2,80.

* L'acide nitrique est un acide fort.

* Comment procède-t-on pour effectuer cette dilution ?

* Déterminer la valeur du pH de la solution après dilution.

II- Réaction entre un acide fort et une base forte.

1)- Étude quantitative de la réaction entre l’acide chlorhydrique et la soude.

 Application 2.

-    On possède une solution acide SA (acide chlorhydrique) et une solution basique SB (la soude ou solution aqueuse d'hydroxyde de sodium).

 

CA = 0,10 mol / L

 

CB = 0,10 mol / L

SA

VA = 10 mL

SB

VB = 5 mL

        

pH = 1,10

        

pH = 12,9

-    On mélange les deux solutions et on ajoute un volume Ve = 10 mL d'eau, on obtient la solution S.

-    On mesure le pH de la solution S : pH = 1,70.

-    Donner les espèces présentes dans la solution SA et déterminer les quantités de matières des espèces présentes.

-    Donner les espèces présentes dans la solution SB et déterminer les quantités de matières des espèces présentes.

-    Donner les espèces présentes dans la solution S et déterminer les quantités de matières des espèces présentes.

-    Compléter le tableau :

 

n (H3O+)

n (OH)

n (Cl)

n (Na+)

Avant mélange

 

 

 

 

Après mélange

 

 

 

 

 Solution :

-    Espèces présentes dans la solution SA et déterminer les quantités de matières des espèces présentes :

* Solution d’acide chlorhydrique (acide fort) :

Espèces présentes :

Le solvant : H2O

Les espèces majoritaires : Cl  et   H3O+

L’espèce ultra minoritaire : OH

Il ne reste plus de molécule HCl

-    Quantité  de matière d’ions hydronium :

-    pH = 1,10

-    Par définition :

-    pH  = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10 – pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 1,10 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 7,9 x 10–2 mol / L.

-    n (H3O+) = [H3O+] . VA

-    n (H3O+) ≈ 7,9 x 10 –2 x 10 x 10 – 3

-    n (H3O+) ≈ 7,9 x 10 –4 mol

-    Quantité de matière d’ions chlorure :

-    n (Cl ) = CA . VA ≈ 0,10 x 10 x 10 – 3

-    n (Cl ) = CA . VA ≈ 1,0 x 10 – 3 mol

-    Quantité de matière d’ions hydroxyde :

-    pKe = 14   =>  [OH ]  = 10 pHpKe mol.L–1

-    [OH = 10 1,10 14 mol.L–1

-    [OH ]  ≈ 1,3 x 10 –13 mol.L–1 

-    n (OH ) = [OH ] . VA

-    n (OH ) ≈ 1,3 x 10 –13 x 10 x 10 – 3

-    n (OH ) ≈ 1,3 x 10 –15 mol

 

* Solution de soude (base forte)

Espèces présentes :

Le solvant : H2O

Les espèces majoritaires : Na+  et   OH

L’espèce ultra minoritaire : H3O+

-    Quantité  de matière d’ions hydronium :

-    pH = 12,9

-    Par définition :

-    pH  = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10 – pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 12,9 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 1,3 x 10 –13 mol / L.

-    n (H3O+) = [H3O+] . VB

-    n (H3O+) ≈ 1,3 x 10 –13 x 10 x 10 – 3

-    n (H3O+) ≈ 1,3 x 10 –15 mol

-    Quantité de matière d’ions hydroxyde :

-    pKe = 14   =>  [OH]  = 10 pHpKe mol.L–1

-    [OH = 10 12,914 mol.L–1

-    [OH ]  ≈ 7,9 x 10 –2 mol.L–1 

-    n (OH ) = [OH] . VB

-    n (OH ) ≈ 7,9 x 10 –2 x 10 x 10 – 3

-    n (OH ) ≈ 7,9 x 10 –4 mol

-    Quantité de matière d’ions sodium

-    n (Na+) = CA . VA ≈ 0,10 x 10 x 10 – 3

-    n (Na+) = CA . VA ≈ 1,0 x 10 – 3 mol

* Avant mélange :

 

n (H3O+)

n (OH)

n (Cl)

n (Na+)

Avant mélange

7,9 x 10 –4 mol

7,9 x 10 –4 mol

1,0 x 10 – 3 mol

1,0 x 10 – 3 mol

Après mélange

 

 

 

 

* On mélange les deux solutions :

-    Quantité  de matière d’ions hydronium :

-    pH = 1,70

-    Par définition :

-    pH  = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10 – pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 1,70 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 2,0 x 10 –2 mol / L.

-    n (H3O+) = [H3O+] . (VA + VB + Ve)

-    n (H3O+) ≈ 2,0 x 10 –2 x 25 x 10 – 3

-    n (H3O+) ≈ 5,0 x 10 –4 mol

-    Quantité de matière d’ions hydroxyde :

-    pKe = 14   =>  [OH ]  = 10 pH – pKe mol.L–1

-    [OH = 10 1,714 mol.L–1

-    [OH ]  ≈ 5,0 x 10–13 mol.L–1 

-     n (OH ) = [OH ] . (VA + VB + Ve)

-    n (OH ) ≈ 5,0 x 10 –13 x 25 x 10 – 3

-    n (OH ) ≈ 1,3 x 10 –14 mol

-    Quantité de matière d’ions sodium

-    Elle est inchangée : n (Na+) = CA . VA ≈ 1,0 x 10 – 3 mol

-    Ce qui change, c’est la concentration des ions sodium.

-    Quantité de matière d’ions chlorure :

-    Elle est inchangée : n (Cl ) = CA . VA ≈ 1,0 x 10 – 3 mol

-    Ce qui change, c’est la concentration des ions chlorure.

2)- Conséquences et conclusions.

 

n (H3O+)

n (OH)

n (Cl)

n (Na+)

Avant mélange

7,9 x 10 –4 mol

7,9 x 10 –4 mol

1,0 x 10 – 3 mol

1,0 x 10 – 3 mol

Après mélange

5,0 x 10 –4 mol

1,3 x 10 –14 mol

1,0 x 10 – 3 mol

1,0 x 10 – 3 mol

 

-    Les ions hydroxyde OH  réagissent quantitativement avec les ions hydronium H3O+.

-    1,3 x 10 –14 mol << 5,0 x 10 –4 mol. Les ions hydroxyde sont ultra minoritaires dans le mélange.

-    L’équation bilan de la réaction : H3O+ + OH    2 H2O

-    C’est la réaction inverse de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

-    C’est une réaction : totale, rapide exothermique.

-    Elle dégage Qr = -55,8 kJ / mol.

-    Les ions chlorure et les ions sodium ne participent pas à la réaction :

-    Ions indifférents ou ions spectateurs.

-    Il y a un transfert de proton de l’ion hydronium H3O+ vers l’ion hydroxyde OH .

-    C’est une réaction acido-basique.

 

III- Étude pH-métrique de la réaction entre un acide fort et une base forte (TP chimie N° 2).

 

1)- Étude du graphe pH = f (VB).

 

 

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2)- Point d’équivalence.

a)-  Définition de l’équivalence :

* il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de l’équation de la réaction considérée.

-    Équation bilan de la réaction : H3O+ + OH   2 H2O

-    À l’équivalence :

n (OH)ajoutés à l’équivalencen (H3O+) initialement présents

 

-    Or : n (H3O+)initialement présents  = CA . VA

-    Et n (OH)ajoutés à l’équivalence = CB . VBE

-    À l’équivalence :

CA . VA  =  CB . VBE

  

b)-  pH à l’équivalence : à l’équivalence :

-      à 25 °C, pH = 7.

-    Remarque : ceci n’est vrai que pour la réaction entre un acide fort et une base forte.

 Application 3 : pH à l'équivalence.

-    On fait réagir une solution d'hydroxyde de sodium de concentration CB = 5,0 x 10 –3 mol / L

avec un volume VA = 10 mL d'acide chlorhydrique de concentration CA = 1,0 x 10 –2 mol / L.

-    Écrire l'équation bilan de la réaction chimique qui se produit. Quels sont les caractéristiques de cette réaction ?

-    Déterminer le volume VBE de base versée à l'équivalence.

-    Déterminer la valeur du pH de la solution obtenue à l'équivalence.

-    Quelles sont les caractéristiques de cette solution ?

 Solution :

-    Équation  bilan de la réaction chimique :

H3O+ + OH    2 H2O

-    C’est une réaction quasi-totale, rapide.

-    Volume VBE de base versée à l'équivalence :

-    Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de l’équation de la réaction considérée.

-    À l’équivalence :

CA . VA  =  CB . VBE

 

-     

-    Valeur du pH de la solution à l’équivalence :

-      à 25 °C, pH = 7.

-    Remarque : ceci n’est vrai que pour la réaction entre un acide fort et une base forte.

 

[H3O+]

[OH]

[Cl]

[Na+]

À l’équivalence

mol / L

1,0 x 10–7 

1,0 x 10–7 

3,3 x 10 – 3

3,3 x 10 – 3

-    On est en présence d’une solution de chlorure de sodium. Solution neutre.

c)-  Détermination graphique du point d’équivalence E.

-    Le point d’équivalence, noté E, est le point de la courbe pH = f (VB) tel que :

VBVBE

pH = 7

 

-    C’est le point d’inflexion de la courbe pH = f (VB).

-    On peut déterminer les coordonnées de ce point par la méthode des tangentes.

Méthode des tangentes :

Elle permet par une méthode graphique de déterminer

les coordonnées du point d'équivalence E.

On trace deux tangentes à la courbe pH = f (VB), parallèles et

situées de part et d'autre du point d'équivalence (point d'inflexion de la courbe)

et suffisamment proche de l'équivalence.

 On trace ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistantes de celles-ci.

Son point d'intersection avec la courbe définit le point d'équivalence E.

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d)-  Influence de la concentration.

-    Si l’on diminue les valeurs des concentrations en les gardant égales, à l’équivalence, le pH est toujours égal à 7 mais le saut de pH diminue.

 

IV- Applications aux dosages.

1)- Principe.

-    Doser une solution aqueuse d’acide fort ou de base forte, c’est déterminer sa concentration.

-    On réalise une réaction acido-basique (réaction rapide, totale) et on détermine la fin du dosage c’est-à-dire l’équivalence acido-basique.

2)- Méthode 1 : utilisation de la courbe pH= f (Vréactif titrant).

-    Pour déterminer les coordonnées du point E, on utilise la méthode des tangentes ou la fonction dérivée.

-    On détermine la valeur de VBE et on en déduit la valeur de CA.

3)- Méthode colorimétrique : emploi d’un indicateur coloré.

-    Ce sont des indicateurs dont la teinte dépend du pH de la solution.

-    Ils possèdent une zone de virage.

 

 

3,1

4,4

Hélianthine

rouge

Zone de Virage

orange

Jaune

 

6,0

7,6

B.B.T

jaune

Zone de Virage

vert

Bleu

 

8,2

10

Phénolphtaléïne

Incolore

Zone de virage

Rose très pâle

Rose

-    Un indicateur coloré convient pour un dosage acido-basique si sa zone de virage contient le pH du point équivalent E.

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V- Applications. Exercices : 10, 11, 15 pages 117 – 118.

 

1)- Exercice 10 page 117.

2)- Exercice 11 page 117.

3)- Exercice 15 page 118.