Leçon n° 13. L’ acide
chlorhydrique.
Plan de la leçon.
I.
Structure de la molécule de chlorure d’
hydrogène, HCl.
I.1. Formation de la molécule de chlorure d’ hydrogène, HCl.
I.2. Propriétés de la molécule de chlorure d’ hydrogène, HCl.
II.
Le chlorure d’ hydrogène en solution aqueuse, l’
acide chlorhydrique.
II.1. Propriétés acido-basiques et caractérisation de l’ acide chlorhydrique.
II.1.1. Propriétés de l’ ion hydronium, H3O+.
II.1.2. Caractérisation de l’ ion chlorure, Cl-.
II.2. Propriétés oxydoréductrices
de l’ acide chlorhydrique.
II.2.1. Le couple H3O+ / H2.
II.2.2. Action sur les métaux.
II.2.2.1. Action sur le fer.
II.2.2.2. Action sur l’ aluminium.
II.2.2.3. Action sur le zinc.
II.2.2.4. Action sur le cuivre.
II.2.2.5. Conclusion.
Pré-requis.
Structure de l’ atome. Classification périodique des éléments chimiques. Liaison de covalence. Oxydoréduction. Acides et bases.
I.
Structure de la
molécule de chlorure d’ hydrogène, HCl.
I.1. Formation de la molécule de chlorure d’ hydrogène, HCl.
La molécule de chlorure d’ hydrogène est constituée d’ un atome d’ hydrogène et d’ un atome de chlore.
Le numéro atomique Z de l’ élément hydrogène, H, est égal à 1.
Le numéro atomique Z de l’ élément chlore est égal à 17.
La structure électronique d’ un atome de l’ élément hydrogène, dans l’ état fondamental, est (K)1.
L’ hydrogène possède un seul électron.
La structure électronique d’ un atome de l’ élément chlore, dans l’ état fondamental, est (K)2(L)8(M)7.
Le chlore possède sept électrons sur sa couche externe.
Afin de satisfaire à la règle de l’ octet (pour le chlore) et à celle du duet (pour l’ hydrogène), la molécule de chlorure d’ hydrogène est formée par la mise en commun de deux électrons, l’ un provenant de l’ atome d’ hydrogène, l’ autre provenant de la couche externe de l’ atome de chlore.
H . + .Cl → H-Cl.
La molécule de chlorure d’ hydrogène est linéaire et la longueur de la distance interatomique H-Cl est de l’ordre de 100 pm (1 pm = 10-12 m).
I.2. Propriétés de la molécule de chlorure d’ hydrogène, HCl.
Les électrons de la liaison de covalence sont, globalement, davantage attirés par l’ atome de chlore que par l’ atome d’ hydrogène.
Le chlore est un élément davantage « électronégatif » que l’ hydrogène.
Ce phénomène est identique à celui qui se produit dans le cas de la molécule d’ eau (voir leçon n° 11).
En conséquence, la molécule de chlorure d’ hydrogène est polarisée et prend un caractère d - sur l’ atome de chlore et un caractère d+ sur l’ atome d’ hydrogène.
d+ d-
H-Cl.
A température ambiante et sous une pression normale le chlorure d’ hydrogène se présente sous la forme d’ un gaz.
La masse molaire, M, de ce gaz est de 36,5 g.mol-1.
La densité d, de ce gaz (voir cours de physique), est donnée par la formule suivante :
d=
.
Le nombre 29 représente la masse de 22,4 L d’ air, sous une pression de 1013 hPa et une température de 273 K, c’ est à dire 0°C..
L’ air est assimilé à un mélange constitué de 0,8 mol de diazote, N2, et 0,2 mol de dioxygène, O2.
Pour le chlorure d’ hydrogène gazeux, la densité, d, sera alors égale à 36,5 / 29, soit 1,26.
Le chlorure d’ hydrogène est doncun gaz plus dense que l’ air.
Du fait de sa polarisation, la molécule de chlorure d’ hydrogène est soluble dans l’ eau.
« Les semblables dissolvent les semblables » (voir leçon n° 11).
II. Le chlorure d’ hydrogène en solution aqueuse, l’ acide chlorhydrique.
La dissolution simple du chlorure d’ hydrogène dans l’ eau est suivie d’ une rupture de la molécule de chlorure d’ hydrogène, HCl, en deux fragments ionisés, l’ ion hydrogène H+ et l’ anion chlorure, Cl-.
Le passage du courant électrique dans la solution (voir cours de physique sur les effets du courant électrique) est le témoin de l’ ionisation de la solution.
L’ ion hydrogène, H+, est vite hydraté et devient l’ ion hydronium, H3O+.
Le bilan de la dissolution-ionisation de la réaction est le suivant :
HCl + H2O → H3O+ + Cl-.
Le chlorure d’ hydrogène en solution aqueuse porte un nom : l’ acide chlorhydrique.
II.
1. Propriétés
acidobasiques et caractérisation de l’ acide chlorhydrique.
II.1.1. Propriétés de l’ ion hydronium, H3O+.
II.1.1.a. La solution d’ acide chlorhydrique a les propriétés d’ une solution acide.
Le test aux indicateurs colorés donne les résultats suivants :
Le bleu de bromothymol prend une teinte jaune en milieu acide.
L’ hélianthine devient rouge en milieu acide.
La phénolphtaléine reste incolore en milieu acide.
II.1.1.b. Le pH d’ une solution d’ acide chlorhydrique, de concentration égale à C mol.L-1, est donné par la formule pH = -logC.(voir démonstration dans les leçons 14 et 15).
L’ acide chlorhydrique est un acide « fort ».
A concentration égale avec un acide « faible », comme l’ acide éthanoïque, CH3CO2H, on constate qu’ il conduit moins le courant électrique.
II.1.1.c. L’ acide chlorhydrique peut être neutralisé par une base forte, telle la soude et donner lieu à une réaction de neutralisation, ou de salification (voir leçons 14 et 15).
Acide + Base ® Sel + Eau.
H3O+ + Cl-
+ Na+ + OH- ® Na+ + Cl- + 2 H2O.
En techniques « volumétriques », c’ est à dire la recherche d’ un volume équivalent, Ve, l’indicateur coloré choisi pour repérer le volume équivalent est le bleu de bromothymol: il prend une couleur verte à l’ équivalence acidobasique.
Le dosage peut être suivi par d’ autres méthodes : en pH-métrie (mesure dite « potentiométrique ») ou en conductimétrie (mesure de la résistance de la solution).
II.1.2. Propriétés de l’ anion
chlorure, Cl-.
La mise en évidence de l’ anion chlorure est réalisée en versant quelque 2 à 3 mL de solution aqueuse d’ acide chlorhydrique dans un tube à essais.
On verse ensuite à l’ intérieur du tube quelques gouttes de nitrate d’ argent, de formule Ag+ + NO3-.
Il se forme un précipité blanc qui, laissé à la lumière devient violacé puis brun-noir.
Il s’ est formé du chlorure d’ argent, solide, de formule AgCl.
La réaction a été la suivante :
H3O+ + Cl-
+ Ag+ + NO3- ® AgCl + H3O+ + NO3-.
Les ions hydronium et nitrate se sont comportés comme des ions spectateurs ici.
Cette réaction constitue le test caractéristique le plus usuel de l’ anion chlorure.
II.2. Propriétés
oxydoréductrices de la solution aqueuse d’ acide chlorhydrique.
II.2.1. Le couple H3O+/H2.
Dans l’ échelle des potentiels standard d’ électrode, établie dans le cours d’oxydoréduction (formation de piles à partir de demi-piles de concentratation), le potentiel standard E° du couple H3O+ / H2 est égal à 0,00 V, par définition.
Ce potentiel standard est le potentiel de référence dans l’ échelle des potentiels standards.
Il est appelé « potentiel standard de l’ électrode normale à hydrogène ».
L’ oxydant du couple est l’ espèce H3O+ et le réducteur est le dihydrogène, H2.
La mise en évidence des propriétés de ce couple redox sera faite en mettant en contact l’acide chlorhydrique avec différents métaux.
II.2.2. Action de l’ acide
chlorhydrique sur les métaux.
II.2.2.1. Action sur le fer.
La limaille de fer est mise dans un tube à essais.
On verse de l’ acide chlorhydrique sur cette limaille.
Un dégagement gazeux est observé. L’ approche d’ une allumette enflammée provoque une petite explosion : le gaz dégagé est considéré être du dihydrogène, H2.
Le tube prend progressivement une couleur vert bouteille.
On verse de l’ hydroxyde de sodium dans le tube à essais.
Il se forme un précipité vert bouteille, considéré être de l’ hydroxyde de fer (II), de formule Fe(OH)2.
Le couple redox qui est ainsi mis en évidence, au niveau du fer, est le suivant :
Fe2+ / Fe.
L’ oxydant est l’ ion fer(II), Fe2+.
Le réducteur est le métal fer, Fe.
Dans l’ échelle des potentiels standards, la valeur E° du couple précédent, par rapport à l’électrode de référence dite « à hydrogène », est égale à –0,44 V.
E° Fe2+ / Fe = -0,44 V.
L’ application de la règle mnémotechnique dite du « gamma », entre les deux potentiels standards d’ électrode donne la réaction entre les espèces suivantes :
Fe + H3O+ ® Fe2+ + H2.
La demi-équation de réduction est:
2 H3O+ + 2 e ® H2
+ 2 H2O.
La demi-équation d’ oxydation est :
Fe ® Fe2+ + 2 e.
Le bilan redox est:
Fe + 2 H3O+ ® Fe2+ + H2 + 2
H2O.
L’ écriture complète de la réaction, avec les ions chlorure, qui jouent un rôle d’ ions spectateurs, est :
Fe + 2 (H3O+ +
Cl-) ® (Fe2+ + 2 Cl-)+
2 H2O + H2.
Fer + Acide chlorhydrique ® Chlorure de fer (II) + Eau + Dihydrogène.
II.2.2.2. Action sur l’
aluminium.
On reprend la méthode expérimentale utilisée au paragraphe précédent. La limaille d’ aluminium, Al, remplace le fer.
Le dégagement gazeux, lors de l’ attaque de l’ aluminium par l’ acide chlorhydrique, est considéré être du dihydrogène.
Le tube à essais reste incolore.
La réaction de l’ hydroxyde de sodium avec le contenu liquide du tube à essais donne un précipité blanc, caractérisé comme étant un précipité d’ hydroxyde d’ aluminium (III), Al(OH)3.
Ce précipité peut se dissoudre dans un excès d’ hydroxyde de sodium, et donner un ion complexe, l’ anion aluminate, de formule Al(OH)4-.
Le couple redox de l’ aluminium mis en évidence est le couple Al3+ / Al.
Le potentiel standard d’ électrode du couple Al3+ /Al est égal à –1,66 V, par rapport à l’ électrode normale à hydrogène.
E° Al3+ / Al = -1,66 V.
L’ application de la règle mnémotechnique dite du “gamma”, conduit à la réaction entre les espèces suivantes:
Al + H3O+ ® Al3+ + H2.
La demi-équation de réduction est la suivante:
2 H3O+ + 2 e ® H2
+ 2 H2O.
La demi-équation d’ oxydation est la suivante:
Al ® Al3+ + 3 e.
Comme d’ un côté il y a deux électrons mis en jeu, alors que de l’ autre ce sont trois électrons, on multiplie :
- par trois la demi-équation de réduction.
6 H3O+ + 6 e ® 3 H2 + 6 H2O.
- par deux la demi-équation d’ oxydation.
2 Al ® 2 Al3+ + 6 e.
Le bilan redox s’ écrit alors:
2 Al + 6 H3O+ ® 2 Al3+ + 3 H2 + 6 H2O.
En introduisant, dans l’ écriture de la réaction, les ions spectateurs, à savoir les ions chlorure, on arrive à :
2 Al + 6 (H3O+ + Cl-)
® (2 Al3+ + 6 Cl-) + 3 H2 + 6 H2O.
Aluminium + Acide chlorhydrique ® Chlorure d’ aluminium (III) + Dihydrogène + Eau.
II.2.2.3. Action sur le zinc.
On s’ inspire du même scénario expérimental que lors des deux paragraphes précédents.
On utilise de la grenaille de zinc en lieu et place de limaille de fer ou d’ aluminium.
Le dégagement gazeux obtenu lors de l’ attaque de la grenaille de zinc par l’ acide chlorhydrique est caractérisé comme étant du dihydrogène, H2.
Le tube à essais reste incolore.
L’ action de l’ hydroxyde de sodium sur le contenu du tube conduit à la formation d’ un précipité blanc, caractérisé comme étant de l’ hydroxyde de zinc (II), de formule Zn(OH)2.
Ce précipité est soluble dans un excès d’ hydroxyde de sodium, et conduit à la formation de l’ anion zincate, Zn(OH)42-.
Le couple redox mis en évidence au niveau du zinc est le suivant : Zn2+ / Zn.
Le potentiel standard E° du couple Zn2+ / Zn est égal à –0,76 V, par rapport à l’ électrode normale à hydrogène.
E° Zn2+ / Zn = -0,76 V.
L’ application de la règle mnémotechnique dite du « gamma », conduit à la réaction entre les espèces suivantes :
Zn + H3O+ ® Zn2+ + H2 + H2O.
La demi-équation de réduction est la suivante :
2 H3O+ + 2 e ® H2
+ 2 H2O.
La demi-équation d’ oxydation est la suivante:
Zn ® Zn2+ + 2 e.
Le bilan redox s’ écrit alors:
Zn + 2 H3O+ ® Zn2+ + H2 + 2 H2O.
En rajoutant les ions chlorure, qui font figure d’ ions spectateurs, on arrive à l’ équation complète suivante :
Zn + 2 (H3O+ + Cl-) ® (Zn2+ + 2 Cl-) + H2 + 2 H2O.
Zinc + Acide chlorhydrique ® Chlorure de zinc (II) + Dihydrogène + Eau.
II.2.2.4. Action sur le cuivre.
On fait tremper une spirale de cuivre dans l’ acide chlorhydrique.
On constate qu’ il ne se dégage aucun gaz et que le cuivre n’ est pas attaqué.
On rappelle que le potentiel standard E° du couple redox Cu2+ / Cu est égal à la valeur de 0,34 V, par rapport à l’ électrode normale à hydrogène.
II.2.2.5. Conclusion.
L’ acide chlorhydrique, de par l’ existence du couple redox H3O+ / H2, n’ attaque que les métaux dont le potentiel standard E° , par rapport à l’ électrode normale à hydrogène, est inférieur à la valeur de 0,00 V (cas du fer, du zinc, de l’ aluminium).
Il est sans action sur les autres métaux, dont le potentiel standard redox de leur couple redox est supérieur à 0,00V (cas du cuivre).