Leçon n° 14 : acides et bases.
Fiches.
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Fiche n° 1. Acides forts.

Définition : un acide est dit « fort » lorsqu il est complètement dissocié dans l eau. Il donne alors, par mole d acide HA, une mole d ions hydronium, H3O+.

HA + H2® H3O+ + A-.

On met une flèche, de la gauche vers la droite, et non pas une double flèche, de façon à montrer que la réaction est totale.

Exemples :

A. Monoacides.

Acide chlorhydrique, HCl. Dans l eau il donne les ions hydronium et chlorure.

HCl + H2® H3O+ + Cl-.

Acide bromhydrique, HBr. Dans l eau il donne les ions hydronium et bromure.

HBr + H2® H3O+ + Br -.

Acide iodhydrique, HI. Dans l eau, il donne les ions hydronium et iodure.

HI + H2® H3O+ + I -.

Remarque : lorsque un acide possède un anion qui ne contient pas d atome d oxygène on dit que c est un « hydracide ». Les acides chlorhydrique, bromhydrique et iodhydrique sont des hydracides.

B. Diacides.

Acide sulfurique, H2SO4. Dans l eau il donne des ions hydronium et sulfate.

H2SO4 + 2 H2® 2 H3O+ + SO42-.

Remarque : lorsqu un acide possède un anion contenant un ou plusieurs atomes d oxygène on dit qu il s agit d un oxacide. L acide sulfurique est un « oxacide » car l anion sulfate contient quatre atomes d oxygène.

Leçon n° 14 : acides et bases.

Fiche n° 2. Bases fortes.

Définition : une base est dite « forte » lorsque la dissolution de celle-ci dans l eau est totale.

On obtient alors, par mole de base forte MOH, une mole d ions hydroxyde, OH-.

MOH ® M+ + OH-.

On met, là aussi, une flèche, de la gauche vers la droite, et non pas une double flèche, qui signifierait qu il y a un équilibre.

Exemples :

NaOH, hydroxyde de sodium, ou « soude ».

NaOH ® Na+ + OH-.

C est la soude des cristaux de soude qu on rencontre dans de nombreux produits ménagers, comme le Destop, par exemple.

KOH, hydroxyde de potassium, ou potasse.

KOH ® K+ + OH-.


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Fiche n° 3. Acides faibles.

Définition : un acide est dit « faible »lorsque la dissolution de celui-ci dans l eau est une réaction partielle, ou « équilibrée ».

HA + H2O = H3O+ + A-.

Selon les ouvrages on met, soit une double flèche, l une vers la droite, l autre vers la gauche, soit un signe égale.

Il vaut mieux utiliser la double flèche.

Exemples :

Acide méthanoïque, HCO2H, ou acide « formique ».

HCO2H + H2O = H3O+ + HCO2-.

L anion est appelé anion méthanoate, ou formiate.

Acide éthanoïque, CH3CO2H, ou acide acétique.

CH3CO2H + H2O = H3O+ + CH3CO2-.

L anion est appelé anion éthanoate, ou acétate.

Acide propanoïque, CH3CH2CO2H.

CH3CH2CO2H + H2O = H3O+ + CH3CH2CO2-.

L anion est appelé propanoate.

Acide benzoïque, C6H5CO2H.

C6H5CO2H + H2O = H3O+ + C6H5CO2-.

L anion est appelé benzoate.

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Fiche n° 4. Bases faibles.

Définition : une base est dite « faible » lorsque sa dissolution dans l eau donne lieu à une réaction partielle, ou équilibrée.

Exemples :

L ammoniac, NH3.

NH3 + H2O = NH4+ + OH-.

On met, soit une double flèche, soit un signe égale, pour montrer que la réaction n est pas totale.

Remarque : NH3 s appelle « ammoniaC » et sa solution aqueuse s appelle « ammoniaQUE ».

Le cation de la solution est le cation ammonium, NH4+.

L aniline, C6H5NH2.

C6H5NH2 + H2O = C6H5NH3+ + OH-.

Le cation de la solution est le cation anilinium.

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Fiche n° 5. Dosage acidobasique. Principe général.

Principe.

Un acide est caractérisé par la possibilité de libérer l ion hydronium, H3O+.

Une base est caractérisée par la possibilité de libérer l ion hydroxyde, OH-.

Le but d un dosage acidobasique est de déterminer la concentration d un acide (ou d une base) en mettant en présence autant d ions hydronium, H3O+ qu il y a d ions hydroxyde, OH-.

Le dosage est suivi, soit grâce à un indicateur coloré, soit grâce à une sonde, comme une électrode (double, ou combinée) de pH-métrie, ou une cellule de conductimétrie.

La détermination du volume équivalent Ve est alors observable par l expérimentateur : soit par un changement de couleur de l indicateur , soit une brusque variation de la différence de potentiel aux bornes de l électrode (double, ou combinée) de pH-métrie, ou par un brusque changementde la résistance électrique de la solution qu on dose, en conductimétrie.

Détermination d une concentration inconnue, Cx, d un acide HA.

On dispose d un acide HA, de concentration inconnue, Cx, qu on dose par un réactif, l hydroxyde de sodium, Na+ + OH-, de concentration Cb.

Le volume de la solution acide qu on va doser est noté Va.

Le volume de réactif titrant (hydroxyde de sodium dans cet exemple) nécessaire pour atteindre l équivalence est noté Ve.

L équivalence est obtenue lorsque le nombre de moles d ions hydroxyde apportés par la soude (hydroxyde de sodium) est équivalent au nombre de moles d ions hydronium, H30+, apportés par l acide.

La réaction entre ces deux ions est la suivante :

H3O+ + OH-® 2 H2O.

Le nombre de moles d ions hydroxyde apporté par la soude est égal à Cb.Ve.

On exprime Cb en mol.L-1 et Ve en L.

Le nombre de moles d ions hydronium apporté par l acide est égal à Cx.Va.

On exprime Cx en mol.L-1 et Va en L.

On écrit l égalité suivante entre les nombres de moles d ions antagonistes :

Cb.VeCx.Va.

La seule inconnue est Cx.

On en déduit Cx :

Cx = .

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Fiche n° 6. Exercices. Enoncés.

Exercice 1.

Question 1.

On veut préparer 300 mL dune solution aqueuse d hydroxyde de sodium, de concentration égale à 0,15 mol.L-1. Soit S 1 la solution obtenue.

Quelle masse de cristaux de soude, de formule NaOH, doit-on dissoudre pour confectionner cette solution ?

Question 2.

On rajoute 1 g de cristaux de soude à la solution précédente.

Que devient la concentration molaire volumique de la solution ?

Exercice 2.

On veut réaliser le dosage d une solution d acide chlorhydrique, H3O+ + Cl-, de concentration Cx, inconnue, par une solution aqueuse d hydroxyde de sodium, Na+ + OH-, de concentration Cb égale à 0,1 mol.L-1.

Le dosage sera effectué par volumétrie, en présence d un indicateur coloré, le bleu de bromothymol, le BBT.

La prise d essai de la solution d acide chlorhydrique est de 10 mL.

Le BBT vire pour un volume Ve d hydroxyde de sodium versé égal à 12,40 mL.

Question 1.

Ecrire la réaction chimique du dosage.

Préciser le nomdes réactifs et des produits.

Question 2.

En déduire la concentration molaire volumique Cx , exprimée en mol.L-1, de la solution d acide chlorhydrique.

Question 3.

On laisse évaporer l eau une fois le dosage réalisé, afin de recueillir les cristaux de chlorure de sodium formés.

Quelle masse de chlorure de sodium, exprimée en g ou en mg,peut-on espérer recueillir?



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Fiche n° 7. Corrigés des exercices.

Exercice 1.

La solution de soude est à la concentration de 0,15 mol.L-1.

On veut préparer uniquement 300 mL de solution.

Dans 1000 mL de solution il y a 0,15 mol de substance dissoute.

Dans 300 mL de solution il y a X mol de substance dissoute.

D où l on tire X.

X = , soit 0,045 mol.

Il faut donc dissoudre 0,045 mol de cristaux de soude dans 300 mL d eau afin de confectionner la solution.

La masse molaire des cristaux de soude, de formule NaOH, est égale à 23 + 16 + 1, soit 40 g.mol-1.

1 mol de cristaux de soude a une masse de 40 g.

0,045 mol de cristaux de soude ont une masse de X g.

D où l on tire X.

X = , soit 1,8 g.

Il faudra donc dissoudre 1,8 g de cristaux de soude dans 300 mL d eau afin de confectionner 300 mL d une solution aqueuse d hydroxyde de sodium de concentration égale à

0,15 mol.L-1.

Question 2.

On va transformer la masse des cristaux de soude rajoutés en nombre de moles.

Une mole de cristaux de soude a une masse de 40 g.

X mol de cristaux de soude ont une masse de 1 g.

D où l on tire X.

X = , soit 0,025 mol.

Rajouter un gramme de cristaux de soude équivaut rajouter 0,025 mol de cristaux de soude, soit 0,025 mol d ions sodium et 0,025 mol d ions hydroxyde.

Dans les 300 mL de la solution S 1 il y aura 0,045 + 0,025, soit 0,070 mol d ions sodium et 0,070 mol d ions hydroxyde. On se retrouvera, par conséquent avec 0,070 mol de cristaux de soude dissous complètement.

La concentration molaire volumique de la solution sera alors égale à :

[NaOH] = , soit 0,233 mol.L-1.

Exercice 2.

Question 1.

La réaction du dosage est la suivante :

H3O+ + Cl- + Na+ + OH-® Na+ + Cl- + 2 H2O.

Les réactifs sont l acide chlorhydrique et l hydroxyde de sodium.

Les produits sont le chlorure de sodium et l eau.

A l équivalence acidobasique on aura une solution aqueuse de chlorure de sodium.

Question 2.

A l équivalence acidobasique (virage de l indicateur coloré du jaune au vert), on aura versé 12,40 mL d hydroxyde de sodium de concentration égale à 0,1 mol.L-1.

Au niveau de la quantité d ions hydroxyde versés on aura :

Dans 1000 mL d hydroxyde de sodium à 0,1 mol.L-1il y a 0,1 mol d ions hydroxyde.

Dans 12,40 mL d hydroxyde de sodium à 0,1 mol.L-1 il y a X mol d ions hydroxyde.

On en déduit X.

X = , soit 1,24.10-3 mol d ions hydroxyde.

Comme, d après l équation chimique,la réaction entre les ions hydronium (apportés par l acide chlorhydrique) et les ions hydroxyde (apportés par l hydroxyde de sodium) se fait mole à mole, on en déduit qu il y a 1,24.10-3 mol d ions hydronium dans la prise d essai initiale de la solution d acide chlorhydrique.

La concentration molaire volumique de la solution d acide chlorhydrique sera donc égale à :

HCl= [HCl] = , soit 0,124 mol.L-1.

Question 3.

La question 2 a permis de monter qu à l équivalence il s est formé 1,24.10-3 mol de chlorure de sodium, de formule brute NaCl.

La masse de chlorure de sodium qu on pourra espérer collecter après évaporation de l eau, une fois l équivalence acidobasique atteinte,sera égale à la masse de 1,24.10-3 mol de chlorure de sodium.

Une mole de chlorure de sodium a une masse de 58,5 g.

1,24.10-3 mol de chlorure de sodium a une masse de X g.

On en déduit la valeur de X.

X = , soit 0,073 g.

On pourra espérer recueillir 0,073 g de chlorure de sodium, soit 73 mg.