Leçon 14.

Acides et bases.

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Plan de la leçon :

  1. Prérequis.
I.Historique des notions d acide et de base.

I.1. Théorie d ARRHENIUS.

I.1.1. Notion d acide fort.

I.1.2. Notion de base forte.

I.1.3. Notion dacide faible.

I.1.4. Notion de base faible.

I.2. Théorie de BRONSTED.

I.2.1. Notion de base, au sens de BRONSTED.

I.2.2. Notion dacide, au sens de BRONSTED.

I.2.3. Notion de couple acidobasique.

II.Le rôle de l eau dans les réactions acidobasiques.

II.1. L eau est un acide, au sens de BRONSTED.

II.2. L eau est une base, au sens de BRONSTED.

II.3. L eau est amphotère, au sens de BRONSTED.

II.4. Notion de constante d acidité.

II.5. Notion de pKa.

II.6. Les pKa des couples de l eau.

II.6.1. Le couple H3O+ / H2O.

II.6.2. Le couple H2O / OH-.

II.7. L effet nivelant du solvant eau.

II.7.1. L effet nivelant des acides forts à H3O+.

II.7.2. L effet nivelant des bases fortes à OH-.

II.8. Comparaison de la force de deux acides de pKa différents. Degré de dissociation a.

II.8.1. Le cas de l acide méthanoïque.

II.8.2. Le cas de l acide éthanoïque.

III.Dosages acidobasiques.

III.1.Réaction de salification, ou de neutralisation, acidobasique.

III.1.1. Définition.

III.1.2. Exemples.

III.1.2.1. Neutralisation de l acide chlorhydrique par l hydroxyde de sodium.

III.1.2.2. Neutralisation de l acide éthanoïque par l hydroxyde de sodium.

III.1.2.3. Neutralisation de l acide sulfurique par l hydroxyde de sodium.

III.2. Constante de réaction.

III.3. Dosage d un acide fort par une base forte.

III.3.1. Mode opératoire.

III.3.2. Etude du dosage.

III.4. Dosage d un acide faible par une base forte.

III.4.1. Mode opératoire.

III.4.2. Etude du dosage.

0. Prérequis :

Ions, propriétés du solvant eau (leçon 11). Ions. Chimie organique. Fonctions oxygénées.

Cette leçon tourne autour de l importance capitale en chimie des ions hydronium ou oxonium, H3O+.

I. Historique des notions d acide et de base.

I.1.Théorie d ARRHENIUS.

Arrhenius est le père de la théorie des ions en 1886.

Arrhenius donne les définitions suivantes pour un acide et une base :

Acide : espèce chimique qui peut libérer des ions hydrogène, H+.

Exemple : le chlorure d hydrogène, HCl, peut, dans l eau,conduire à la formation d acide chlorhydrique, écrit par Arrhenius H+ + Cl-.

HCl ® H+ + Cl-

Remarque : ces ions hydrogène, H+, sont des ions hydratés et on écrit aussi H+aq, ou H3O+. Lorsqu on écrit H3O+ on désigne l ion hydrogène hydraté par le terme d ion hydronium.

Base : espèce chimique qui peut libérer des ions hydroxyde, HO-.

Exemple : l hydroxyde de sodium, NaOH, peut, dans l eau,donner Na+ + HO-

NaOH ® Na+ + HO-

L hydroxyde de sodium, en solution aqueuse est aussi appelé soude.

Cette théorie a permis d introduire facilement les notions d acide « fort » et de base « forte ».

I.1.1. Qu est ce qu un acide « fort » ?

Un acide, noté HA,est dit « fort » lorsque sa solution aqueuse conduit intégralement à la formation d ions hydrogène, H+ (ou hydronium, H3O+), et d ions A-.

HCl ® H+ + Cl-

Exemple :

A t = 0 on est en présence, par litre de solution aqueuse, de C moles de chlorure d hydrogène, HCl. Il n y a pas d ions hydrogène et d ions chlorure.

A t = t , la réaction avançant, si x moles de chlorure d hydrogène disparaissent, alors il se forme x moles d ions hydrogène et x moles d ions chlorure.

A t = ¥

Il reste C x ¥ moles de chlorure d hydrogène et il s est formé x ¥moles d ions hydrogène et x ¥moles d ions chlorure.

Mais commeil ne reste plus de chlorure d hydrogène, HCl, on en déduit que x ¥= C.

Il s est alors formé C moles d ions hydrogène et C moles d ions chlorure.

La réaction est dite « totale », le chlorure d hydrogène en solution aqueuse, ou « acide chlorhydrique », H3O+ + Cl-, est un acide « fort ».

Il en est de même pour le bromure d hydrogène, HBr, en solution aqueuse ou « acide bromhydrique », H3O+Br -, ou l iodure d hydrogène, HI, en solution aqueuse, ou « acide iodhydrique », H3O+ + I -.

Il faut citer le cas d un diacide fort, l acide sulfurique, de formule 2H3O+ + SO42-.

.

I.1.2. Qu est ce qu une base « forte » ?

On reprend le cas de l hydroxyde de sodium, NaOH.

Lorsqu on dissout intégralement un nombre de moles C de NaOH dans un litre d eau on obtient, à t = ¥, C moles d ions sodium et C moles d ions hydroxyde dans un litre de solution.

La réaction est dite « totale », l hydroxyde de sodium, NaOH,est une base « forte ».

Il en est de même pour l hydroxyde de potassium, de formule KOH, appelé communément « potasse ».

Cette théorie a été très utilisée mais a montré malgré tout ses limites : le rôle du solvant n est pas pris en compte et Arrhenius n a pas décrit ce qu on appelle les acideset lesbases « faibles », pourtant très répandus dans la nature et dans la chimie de synthèse.

I.1.3. Qu est ce qu un acide « faible » ?

Reprenons le cas d un acide, noté HA,qu on met en solution dans l eau.

Dissolvons C moles de HA dans un litre d eau.

A t = 0 on est en présence, par litre de solution aqueuse, de C moles de HA. Il n y a pas d ions hydrogène et d ions A- libérés par HA.

A t = t , la réaction avançant, si x moles de HA disparaissent, alors il se forme x moles d ions hydrogène et x moles d ions A-.

A t = ¥, il reste C x ¥ moles de HA et il s est formé x ¥moles d ions hydrogène et x ¥moles d ions A-.

Il s est instauré un équilibre entre ces espèces chimiques.

Un acide est dit « faible » si, à t = ¥, on constate qu il reste des molécules HA, malgré la formation d ions hydrogène, H+, et celle d ions A-.

Il y a de nombreux exemples d acides faibles existant dans la nature:

-L acide méthanoïque, HCO2H, ou acide « formique », rencontré chez la fourmi.

-L acide éthanoïque, CH3CO2H, ou acide « acétique », principe actif du vinaigre.

-L acide benzoïque, C6H5CO2H, rencontré dans le benjoin (d où son nom), et utilisé comme agent antioxydant dans les boissons gazeuses.

I.1.4. Qu est-ce qu une base « faible » ?

Le mieux est sans doute de partir d un exemple. On choisira l ammoniac, de formule NH3, qu on met en solution dans l eau.

La mise en solution de l ammoniac dans l eau est facile.

La réaction de l ammoniac sur l eau conduit à la formation d ions ammonium, NH4+, et d ions hydroxyde, HO-. La solution obtenue s appelle hydroxyde d ammonium ou, plus fréquemment, ammoniaque.

Si l on met en solution C moles d ammoniac dans un litre d eau on n obtient pas, contrairement à ce qui se serait passé pour une base forte, à t = ¥, C moles d ions ammonium et C moles d ions hydroxyde.

La quantité d ions ammonium et d ions hydroxyde formés estalors inférieure à C moles, pour un litre de solution : l ammoniac, NH3,est une base faible.

C est BRONSTED, vers le début des années 1920, qui a permis de préciser ces notions avec une nouvelle théorie des acides et des bases. Le rôle de l eau, solvant, est primordial.

I.2. Théorie de BRONSTED.

I.2.1. Définition d un acide, au sens de BRONSTED.

Un « acide » est une espèce chimique capable de libérer, en solution,des ions hydrogène, H+.

HCl ® H+ + Cl-

I.2.2. Définition d une base,au sens de BRONSTED.

Une « base » est une espèce chimique capable de capter, en solution, des ions hydrogène.

NH3 + H+® NH4+

I.2.3. Notion de couple acidobasique.

Dans les exemples précédents on associe les espèces en présence, sous forme d un « couple acido-basique ».

HCl / Cl- est le couple chlorure d hydrogène / ion chlorure.

Le chlorure d hydrogène fait figure d « acide » et l ion chlorure de « base conjuguée ».

NH4+ / NH3 est le couple ion ammonium / ammoniac.

On généralisera la notion de couple acido-basique sous la forme HA / A-.

L acide, HA,figure conventionnellement en premier et la base conjuguée, A-,en second.

II. Le rôle de l eau dans les réactions acidobasiques.

II.1. L eau est un acide, au sens de BRONSTED.

Prenons l exemple suivant :

NH3 + H2® NH4+ + HO-

La molécule d eau perd un proton, H+, pour donner l ion hydroxyde, HO-. Elle se comporte comme un acide, au sens de BRONSTED.

H2® H+ + HO-.

La molécule d ammoniac capte un proton, H+, libéré par la molécule d eau, et donne l ion ammonium, NH4+.

NH3 + H+® NH4+

On aura mis en évidence ici deux couples acido-basiques:

Le couple NH4+ / NH3.

Le couple H2O / HO-.

II.2. L eau est une base, au sens de BRONSTED.

Prenons l exemple suivant :

HCl + H2® H3O+ + Cl-.

La molécule de chlorure d hydrogène aura perdu un proton, H+, et se sera comportée comme un acide, au sens de BRONSTED.

La molécule d eau aura capté un proton, H+, afin de donner l ion hydronium, H3O+, et se sera comportée comme une base, au sens de BRONSTED.

On aura mis en évidence ici deux couples acido-basiques :

Le couple HCl / Cl-.

Le couple H3O+ / H2O.

II.3. L eau est une espèce amphotère.

Lorsqu une substance se comporte, soit comme un acide, soit comme une base, au sens de BRONSTED, on dit que cette substance est « amphotère », ou « ampholyte ».

Une fois ces notions posées on va s intéresser à la façon dont les différentes espèces acido-basiques vont se comporter vis-à-vis de l eau.

Cette partie nécessite, notamment,les notions d équilibre chimique.

II.4. Notion de constante d acidité, Ka.

Lorsqu on met un acide faible HA en solution, il se produit la réaction équilibrée suivante :

HA + H2O = H3O+ + A-.

A l équilibre on trouvera en présence les quatre espèces suivantes : HA, H2O, H3O+ et A-.

Ces espèces sont présentes chacune à une concentration donnée.

[HA], pour la concentration de l espèce HA.

[H3O+], pour la concentration des ionshydronium.

[A-], pour la concentration des ions A-.

On ne tiendra pas compte de l eau car c est le constituant ultra-majoritaire, à savoir le solvant.

Les concentrations des trois autres espèces seront reliées entre elles par une constante, nommée « constante d acidité », notée Ka, dont l expression sera la suivante :

Ka = [H3O+].[A-] / [HA]

II.5. Notion de pKa.

Comme la valeur numérique des constantes d acidité Ka est en général très faible, sous la forme a.10-b, on préfère souvent donner Ka sous la forme de pKa, l opposé du logarithme décimal de la valeur de Ka.

pKa = - log Ka.

Cela ramène à une échelle de nombres plus « maniables » que les nombres sous la forme de puissances négatives de 10.

Il est important alors de préciser que cette notion de Ka, ou de pKa, ramène à la comparaison de la force de différents acides entre eux, notamment lorsqu on dissout un acide HA dans l eau.

Afin de comparer la force de ces acides entre eux il convient de caractériser, d abord,les deux couples acido-basiques de l eau, sous la forme de leur Ka, ou de leur pKa.

II.6. Les pKa des couples acido-basiques de l eau.

II.6.1. Couple H3O+ / H2O.

Modèle: HA + H2O = H3O+ + A-.

Application : H3O+ + H2O = H3O+ + H2O.

La constante d acidité Ka du couple H3O+ / H2O a pour expression, étant donné qu on ne fait pas figurer l eau, considérée comme solvant :

Ka = [H3O+] / [H3O+].

La valeur de Ka vaut 1 car, dans le milieu qui est l eau les concentrations des ions hydronium sont uniques et, par conséquent,égales.

La valeur du pKa est 0.

On retiendra que le pKa du coupleH3O+ / H2O est égal à 0.

II.6.2. Couple H2O / HO-.

Modèle: HA + H2O = H3O+ + A-.

Application : H2O + H2O = H3O+ + HO-.

La constante d acidité Ka du couple H2O / HO-.a pour expression, étant donné qu on ne fait pas figurer l eau, considérée comme solvant :

Ka =[H3O+].[HO-].

On reconnaît Ke, le produit ionique de l eau.

La valeur de Ka vaut donc, par conséquent,10-14, à 25°C.

On retiendra que le pKa du couple H2O / HO- est égal à 14, à 25°C.

Ces valeurs de 0 et de 14 constituent les valeurs limites des pKa des couples acido-basiques dans l eau.

Elles vont expliquer ce qu on appelle l effet « nivelant » du solvant eau.

II.7.Effet nivelant du solvant eau.

On ne peut pas distinguer dans l eau tous les acides, ou les bases,par leur force. Certains sont confondus au niveau de leurs propriétés acido-basiques : c est ce qu on appelle l effet « nivelant » du solvant eau.

Les ions H3O+ et HO- vont constituer, respectivement, les acide et base les plus forts dans le solvant eau.

II.7.1. Nivellement des acides forts à H3O+.

Dans certains solvants, autres que l eau, des acides tels que le chlorure d hydrogène, HCl, ou le bromure d hydrogène, HBr, sont des acides faibles.

Dans l eau ils réagissent complètement avec la molécule d eau pour donner des solutions d acide chlorhydrique, H3O+ + Cl-, ou d acide bromhydrique, H3O+Br -.

Ils libèrent tous les deux, dans l eau, à concentration égale, l ion hydronium lui aussi à concentration égale.

On dira que l eau a exercé un effet « nivelant » sur la force de ces acides : elle les a ramenés à la même force, à l ion hydronium.

II.7.2. Nivellement des bases fortes à HO-.

Dans certains solvants, autres que l eau, il existe des bases telles que l éthanolate de sodium, de formule Na+ + CH3CH2O-, préparée par action du métal sodium, Na, sur l éthanol anhydre, CH3CH2OH.

2 Na + 2 CH3CH2OH ® H2 + 2 Na+ + 2 CH3CH2O-

Une telle base ne peut pas exister dans l eau. Elle réagit avec l eau selon la réaction :

Na+ + CH3CH2O- + H2® Na+ + HO- + CH3CH2OH.

La réaction produit l ion hydroxyde et tout l ion éthanolate disparaît.

On dit que l eau a exercé son rôle nivelant vis-à-vis des bases fortes : elle les a ramenées à la même base, à l ion hydroxyde, à la même force.

Une fois ces deux valeurs limites fixées par le solvant eau, à savoir 0 et 14,on va pouvoir étudier la force des différents acides, les uns par rapport aux autres, grâce à leur pKa.

II.8. Comparaison de la force de deux acides de pKa différents. Degré de dissociation a.

Les fourmis possèdent comme arme de défense des réserves d acide méthanoïque, de formule HCO2H, communément appelé acide formique (du latin formica, qui veut dire fourmi).

Le pKa du couple HCO2H / HCO2- est égal , à 25 °C , à 3,80.

Le principe actif du vinaigre est l acide éthanoïque, de formule CH3CO2H, communément appelé acide acétique.

Le pKa du couple CH3CO2H / CH3CO2- est égal, à 25°C, à 4,75.

Prenons une même concentration C en chacun de ces acides etétudions le degré de dissociation, a, de chacun de ces acides.

Ce degré de dissociation mesure le rapport de la concentration de l espèce A- formée, sur la concentration initiale C, de l acide HA.

Par définition, a est donc égal à : 100. [A-] / C.

Ecrivons, pour chacun de ces deux acides la réaction de mise en solution.

Modèle: HA + H2O = H3O+ + A-.

Exemple 1 : HCO2H + H2O = H3O+ + HCO2-.

Exemple 2: CH3CO2H + H2O = H3O+ + CH3CO2-.

Etudions, au cours du temps, l avancement de ces réactions au comportement identique :

A t = 0 on est en présence, par litre de solution aqueuse, de C moles de HA. Il n y a pas d ions hydronium et d ions A- libérés par HA.

A t = t , la réaction avançant, si x moles de HA disparaissent, alors il se forme x moles d ions hydronium et x moles d ions A-.

A t = ¥, il reste C x ¥ moles de HA et il s est formé x ¥moles d ions hydronium et x ¥moles d ions A-.

On en déduit, étant donné l expression générale de Ka, constante d acidité :

Ka = [H3O+].[A-] / [HA]

Pour le couple HCO2H / HCO2- :

Ka = [H3O+].[HCO2-] / [HCO2H]

Pour le couple CH3CO2H / CH3CO2-

Ka = [H3O+].[CH3CO2-] / [CH3CO2H]

En remplaçant les diverses concentrations par leur expression littérale on arrive à:

Pour le couple HCO2H / HCO2- :

Ka = x ¥.x¥ / C x ¥

Soit :

Ka = x ¥.2 / C x ¥

On reconnaît une équation du second degré, à une inconnue : x ¥.

Cette équation, ramenée à sa forme usuelle s écrit alors :

x ?2 + Ka. x ?Ka.C = 0.

Il va falloir, désormais, remplacer Ka et C par leurs valeurs respectives dans les deux cas traités.

C = 0,1 mol.L-1.

Ka pour le couple HCO2H / HCO2- : 10-pKa = 10-3,80 = 1,58.10-4.

Ka pour le couple CH3CO2H / CH3CO2- : 10-pKa = 10-4,75 = 1,78.10-5.

II.8.1. Cas de l acide méthanoïque.

On doit résoudre l équation :

x ?2 + 1,58.10-4. x ? - 1,58.10-5 = 0.

On en tire la seule valeur de x ? physiquement acceptable : x ? =3,90.10-3.

A partir de là on en déduit le degré de dissciationa de l acide méthanoïque à cette concentration :

a = 100 . 3,90.10-3 / 0,1 = 3,90 %.

Cela signifie que seulement 3,90 % des molécules d acide méthanoïque, à 0,1 mol.L-1, sont dissociées en ion méthanoate et ion hydronium. L acide méthanoïque est donc un acide faible. S il avait été fort le degré de dissociation aurait valu 100%.

II.8.2. Cas de l acide éthanoïque.

On doit résoudre l équation :

x ?2 + 1,78.10-5. x ? - 1,78.10-6 = 0.

On en tire la seule valeur de x ? physiquement acceptable : x ? =1,33.10-3.

A partir de là on en déduit le degré de dissciationa de l acide éthanoïque à cette concentration :

a = 100 . 1,33.10-3 / 0,1 = 1,33 %.

Cela signifie que seulement 1,33 % des molécules d acide éthanoïque, à 0,1 mol.L-1, sont dissociées en ion éthanoate et en ion hydronium. L acide éthanoïque est donc un acide faible. S il avait été fort, le degré de dissociation aurait valu 100%.

Comme le degré de dissociation de l acide méthanoïque est plus grand, toutes choses égales par ailleurs, que celui de l acide éthanoïque, on en conclut que plus le pKa d un acide est petit, plus l acide est fort.

En contrepartie, plusle pKa d un acide est élevé, plus l acide est faible.

III. Dosages acidobasiques.

Il est très souvent nécessaire, en chimie, de devoir effectuer des dosages de substances telles que des acides ou des bases.

III.1. Réaction de salification ou de neutralisation acido-basique.

III.1.1.Définition.

 Lorsqu on mélange un acide et une base, dans les proportions stoechiométriques, on réalise alors la neutralisation de l acide par la base, ou vice-versa. C est aussi ce qu on appelle la réaction de salification, qu on résume par :

Acide + Base = Sel + Eau.

III.1.2. Exemples.

III.1.2.1.Réaction de neutralisation de lacide chlorhydrique par l hydroxyde de sodium.

H3O+ + Cl- + Na+ + HO- = Na+ + Cl- + 2 H2O.

L acide est l acide chlorhydrique.

La base est l hydroxyde de sodium, ou soude.

Le sel obtenu est le chlorure de sodium.

On respecte l ordre d écriture suivant : écriture du cation avant celle de l anion.

On respecte la formule des composés qui réagissent ou qui se forment en ne séparant pas le cation de l anion.

Une écriture du type suivant est à proscrire :

H3O+ + Na+ + Cl- + HO- = Na+ + 2 H2O + Cl-.

On obtient, à partir de l acide chlorhydrique et de l hydroxyde de sodium, du chlorure de sodium et de l eau que si l on a mélangé, mole à mole, c est à dire dans les proportions stoechiométriques, l acide chlorhydrique et l hydroxyde de sodium.

III.1.2.2. Réaction de neutralisation de l acide éthanoïque par l hydroxyde de potassium.

CH3CO2H + K++ HO- = K+ + CH3CO2- +H2O.

L acide est l acide éthanoïque.

La base est l hydroxyde de potassium, ou potasse.

Le sel obtenu est l éthanoate de potassium.

On obtient, à partir de l acide éthanoïque et de l hydroxyde de potassium, de l éthanoate de potassium etde l eau,que si l on a mélangé, mole à mole, c est à dire dans les proportions stoechiométriques, l acide éthanoïque et l hydroxyde de potassium.

III.1.2.3. Réaction de neutralisation de l acide sulfurique par l hydroxyde de sodium.

2 H3O+ + SO42-. + 2 Na+ + 2 HO- =2 Na+ + SO42- + 4 H2O.

L acide est l acide sulfurique.

La base est l hydroxyde de sodium.

Le sel obtenu est le sulfate de sodium.

On obtient, à partir de l acide sulfurique et de l hydroxyde de sodium, du sulfate de sodium et de l eau, que si l on a mélangé, dans les proportions stoechiométriques, à savoir une mole d acide pour deux moles de base, l acide sulfurique et l hydroxyde de sodium.

III.2. Constante de réaction, Kr.

Lorsqu on fait un dosage acido-basiqueil importe de savoir si le mélange d un acide avec une base a une chance de réagir ou pas.

Hormis la question de la vitesse de réaction, qui est une question primordiale, il convient de mesurer la composition finale du milieu grâce à une constante d équilibre, qu on nomme « constante de réaction, et qu on note par Kr.

Si cette constante a une grande valeur, supérieure nettement à 1,on dira que la réaction entre l acide et la basea toutes les chances de se faire bien, la question de la vitesse de la réaction étant alors décisive.

Si la vitesse de réaction est grande alors la réaction se fait effectivement.

Si la vitesse de réaction est lente, la réaction se fait difficilement.

Prenons l exemple de la réaction entre lacide chlorhydrique et l hydroxyde de sodium :

H3O+ + Cl- + Na+ + HO- = Na+ + Cl- + 2 H2O.

La question qui se pose au chimiste est la suivante: cette réaction se fait-elle bien, ou pas ?

Pour répondre à cette question il faut écrire la constante de la réaction, Kr, qui est une constante déquilibre.

On fera figurer dans l expression de cette constante les valeurs des concentrations des différentes espèces, une fois l équilibre atteint.

On ne fera pas figurer le solvant eau dans l écriture de cette constante.

Kr = [Na+].[Cl-] / [H3O+].[Cl-].[Na+].[HO-]

Comme il n y a qu une seule valeur pour la concentration des ions sodium et chlorure, la constante Kr se simplifie et devient:

Kr = 1 / [H3O+].[HO-]

On a donc la constante qui est fonction de la concentration des ions hydronium et des ions hydroxyde présents à l équilibre.

On reconnaît là le produit ionique de l eau, Ke = [H3O+].[HO-].

Ainsi Kr sera égale à l inverse de Ke :

Kr = 1 / Ke.

A 25° C, Ke vaut 10-14.

On en déduit que Kr = 1014.

Cette valeur est gigantesque.

Comme la vitesse de réaction entre les ions hydronium et les ions hydroxyde est très grande, on en conclut que la réaction entre l acide chlorhydrique et l hydroxyde de sodium se fait bien.

On dit que la réaction est très déplacée vers la droite, c est à dire vers la synthèse du chlorure de sodium et de l eau.

La réaction a toutes les caractéristiques d une réaction totale.

On va pouvoir faire le dosage d une solution d acide chlorhydrique, de concentration C inconnue, par une solution d hydroxyde de sodium, de concentration C connue. Ou inversement.

C est ce que l on appelle le dosage d un acide fort par une base forte.

III.3. Dosage d un acide fort par une base forte.

On prendra l exemple du dosage de l acide chlorhydtique par l hydroxyde de sodium.

III.3.1. Mode opératoire.

On dispose de la verrerie et du matériel suivants:

Burette graduée de 25 mL, graduée à 0,05 mL.

Erlenmeyer de 100 mL.

Pipettes jaugées, un trait ou deux traits, de 10 mL.

Propipettes.

Béchers de 100 mL.

Pissette d eau distillée.

Eprouvette graduée, en verre, de 100 mL.

Turbulent ou barreau aimanté.

Agitateur magnétique.

On dispose des réactifs chimiques suivants :

Acide chlorhydrique, de concentration C, inconnue.

Hydroxyde de sodium, de concentration C = 0,1 mol.L-1.

Indicateur coloré, en solution hydroalcoolique : bleu de bromothymol, ou « BBT ».

On fait le dosage, c est à dire la détermination de la valeur de la concentration C, de l acide chlorhydrique, de la façon suivante.

L hydroxyde de sodium est mis dans la burette. On fait le zéro de celle-ci et on veille à ce qu il n y ait pas de bulles d air dans le bas de la burette, entre le robinet et le trou d écoulement.

On prélève, à partir de la solution d acide chlorhydrique, versée dans un bécher, 10 mL de prise d essai, grâce à une pipette de 10 mL, surmontée d une propipette servant à l aspiration du liquide.

Ces 10 mL sont versés dans l erlenmeyer.

En général, sauf contre-indication spécifique, on met toujours dans l erlenmeyer la solution de titre (ou concentration) inconnu. La solution « titrante », c est à dire de concentration connue, est mise alors, en général, dans la burette.

On rajoute, à l aide d une éprouvette graduée, 20 mL d eau distillée, dans l erlenmeyer.

On rajoute deux gouttes d indicateur coloré.

On verse progressivement le contenu de la burette, tout en maintenant l agitation magnétique,jusqu à ce que l indicateur coloré passe du jaune (milieu acide) au vert (équivalence acido-basique).

III. 3.2. Etude du dosage.

On relève le volume d hydroxyde de sodium versé : ce sera Ve, le volume « équivalent ».

A partir de là on raisonne en quantité de matière, ou nombre de moles de réactifs en présence.

On écrit la réaction chimique complète du dosage:

H3O+ + Cl- + Na+ + HO- = Na+ + Cl- + 2 H2O.

Les ions chlorure et les ions sodium sont des ions dits spectateurs ou indifférents : on les retrouve intégralement à la fin de la réaction.

Les ions qui interviennent sont les ions hydronium et hydroxyde.

Le calcul de la constante de réaction, Kr, de valeur 10pKe, c est à dire 1014 à 25°C, a montré que la réaction était très déplacée vers la droite, donc que la réaction était totale, la vitesse de la réaction étant également en faveur de cette évolution.

La réaction précédente peut alors se résumer à :

H3O+ + HO- =2 H2O.

On voit que les ions hydronium réagissent mole à mole avec les ions hydroxyde.

A l équivalence on aura versé un nombre de moles d ions hydroxyde qui sera le même que le nombre de moles d ions hydronium présent dans l erlenmeyer, provenant plus exactement de la prise d essai de 10 mL de solution d acide chlorhydrique.

Le nombre de moles d ions hydroxyde, n,apporté par Ve mL d hydroxyde de sodium est égal à :

n = C.Ve

Au niveau des unités, pour avoir n en mol, il faut que Ve soit en L et C en mol.L-1.

Le nombre de moles d ion hydronium, n, apporté par la prise d essai de 10 mL d acide est égal à :

n = C.V.

Comme il y a égalité entre n et n à l équivalence, on en déduit que C ést égal à :

C = C.Ve / V.

Application numérique :

C= 0,1 mol.L-1.

Ve = 14,3 mL.

V = 10 mL.

D où l on tire que C = 0,143 mol.L-1.

Remarque : on peut également envisager l opération inverse. On peut avoir besoin de déterminer la concentration d une solution d hydroxyde de sodium, par exemple, grâce à une solution d acide chlorhydrique.

Le mode opératoire sera identique.

L indicateur sera le BBT.

Comme il est rajouté dans l erlenmeyer contenant la solution d hydroxyde de sodium, le virage se produira lors du passage de l indicateur du bleu au vert.

III. 4. Dosage d un acide faible par une base forte.

L exemple choisi sera celui du dosage de l acide éthanoïque par l hydroxyde de sodium.

En pratique il pourra être illustré par le dosage d un vinaigre, dont le principe actif est l acide éthanoïque, par l hydroxyde de sodium.

III.4.1. Mode opératoire.

On dispose de la verrerie et du matériel suivants:

Burette graduée de 25 mL, graduée à 0,05 mL.

Erlenmeyer de 100 mL.

Pipettes jaugées, un trait ou deux traits, de 10 mL.

Propipettes.

Béchers de 100 mL.

Pissette d eau distillée.

Eprouvette graduée, en verre, de 100 mL.

Turbulent ou barreau aimanté.

Agitateur magnétique.

On dispose des réactifs chimiques suivants :

Acide éthanoïque, de concentration C, inconnue.

Hydroxyde de sodium, de concentration C = 0,1 mol.L-1.

Indicateur coloré, en solution hydroalcoolique :phénolphtaléine.

Remarque : on ne prend pas le BBT ici car on a, pour valeur du pH de la solution à

léquivalence une valeur supérieure à 7, donc basique, lorsqu on dose un acide faible par une base forte.

On procède de la même façon que pour le dosage de l acide chlorhydrique par l hydroxyde de sodium.

Le virage acido-basique sera détecté lorsque l indicateur passera au rose fuchsia.

III.4.2. Etude du dosage.

On écrit la réaction complète du dosage :

CH3CO2H + Na+ + HO- = Na+ + CH3CO2- +H2O.

On peut écrire l expression de la constante de réaction, Kr, de la réaction précédente:

Kr = [Na+] .[CH3CO2-] / [Na+].[HO-].[CH3CO2H].

Soit:

Kr = [CH3CO2-] / [HO-].[CH3CO2H].

Cette constante Kr s exprime en fonction de deux constantes, Ke, et Ka du couple

CH3CO2H / CH3CO2-.

Ke = [H3O+].[HO-]

Ka = [CH3CO2-].[H3O+] / [CH3CO2H]

On en tire que:

Kr = Ka / Ke.

Soit, numériquement: Kr = 10-4,45+14 = 10+9,25

La valeur est très grande devant 1. On dira que la réaction est très déplacée de la gauche vers la droite, la vitesse de réaction étant aussi en faveur de ce déplacement.

L équivalence acido-basique sera atteinte lorsqu on aura versé autant de moles d ions hydroxyde qu il y avait de moles d ions hydronium potentiellement libérables par l acide éthanoïque.

Comme l acide éthanoïque est un acide faible, au départ il y a peu d ions hydronium présents dans la solution.

Le fait d ajouter les ions hydroxyde contribue à déplacer la réaction de CH3CO2H sur l eau :

CH3CO2H + H2O = CH3CO2- + H3O+.

vers la droite : les ions hydroxyde consomment alors les ions hydronium libérés.

Le nombre de moles d ions hydroxyde apportés par l hydroxyde de sodium jusqu à l équivalence est égal à n :

n = C.Ve.

Ce nombre de moles est égalau nombre de moles, n,d ions hydronium potentiellement libérés par l acide éthanoïque :

n = C.V.

A partir de là, on tire que la concentration C de l acide éthanoïque est égale à :

C = C.Ve / V.

Application numérique :

C = 0,1 mol.L-1.

Ve = 12,5 mL.

V = 10 mL.

On trouve que C = 0,125 mol.L-1.