Leçon n° 14 : acides et bases.

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 + H2O  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 + H2O  H3O+ + Cl-.

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

HBr + H2O  H3O+ + Br -.

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

HI + H2O  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 H2O  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-.

Leçon n° 14: acides et bases.

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.

Leçon n° 14 : acides et bases.

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”.

Leçon n° 14 : acides et bases.
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 changement  de 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.Ve = Cx.Va.
La seule inconnue est Cx.
On en déduit Cx :
Cx = .

Leçon n° 14 : acides et bases.
Fiche n° 6. Exercices. Enoncés.

Exercice 1.

Question 1.
On veut préparer 300 mL d’une 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 nom  des 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?

Leçon n° 14 : acides et bases.
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-1  il 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 :
C 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.