Chimie 9. Chimie 9 - Acidebase CUEEP/USTL - SÉVERINE CANCIANI

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1 Chimie 9 Chimie 9 - Acidebase CUEEP/USTL - SÉVERINE CANCIANI Février 2008

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3 Table des matières Table des matières 3 I - L'eau solvant 5 A. L'eau pure...5 B. Solution aqueuse quelconque...6 C. Solutions acides, basiques ou neutres...6 II - ph d'une solution aqueuse 7 A. Définition Définition Exercice d'application Exercice d'application B. Echelle de ph...8 C. Mesure Mesure Exercice d'application...10 III - Solutions d'acides forts et de base fortes 11 A. Solution d'acide fort Solution d'acide fort Exercice d'application...12 B. Solution de base forte Solution de base forte Exercice d'application...12 C. Dilution de solution d'acide fort ou de base forte Dilution de solution d'acide fort ou de base forte Exercice d'application...13 Solution des exercices de TD 17 3

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5 L'eau solvant I - I L'eau pure 5 Solution aqueuse quelconque 6 Solutions acides, basiques ou neutres 6 Toute solution aqueuse est réalisée avec l'eau comme solvant. Examinons d'abord la nature du solvant eau seul avant de nous intéresser à une solution aqueuse quelconque. A. L'eau pure L'eau pure est un corps pur, c'est à dire un corps constitué d'une seule sorte de molécules. L'eau pure est constituée de molécules d'eau H 2O. Et pourtant dans l'eau pure on trouve aussi des ions de deux sortes : des ions H 3O + (ion hydronium ou oxonium) des ions OH - (ion hydroxyde) Ces ions, qui sont présents en quantités égales, ne peuvent provenir que de la réaction spontanée (c'est à dire qui se produit sans intervention extérieure) entre 2 molécules d'eau : H 2O + H 2O H 3O + + OH - (1) Dans cette réaction une molécule d'eau H-O-H se coupe en H + d'un côté et OH - de l'autre. H (-O-H) L'ion H + est alors capté par une deuxième molécule d'eau, ce qui donne H 3O +. Cette réaction est appelée autoprotolyse de l'eau (étymologie : auto = spontanément ; lyse = coupure ; proto : libérant H + (proton)) Dans le milieu, simultanément, les ions H 3O+ et OH- formés sont susceptibles de réagir suivant la réaction inverse : H 3O + + OH - H 2O + H 2O (2) Les deux réaction inverses (1) et (2) se produisant simultanément, on aboutit à un état d'équilibre chimique qu'on note de la façon suivante: H 2O + H 2O = H 3O + + OH - Equilibre d'autoprotolyse de l'eau Le signe égal signifie que la réaction peut se faire dans les deux sens : de l'eau vers les ions mais aussi des ions vers la formation de molécules d'eau. 5

6 L'eau solvant Néanmoins une toute petite partie des molécules d'eau se sont dissociées : à 25 C seules deux molécules d'eau sur 1,1 milliard sont sous la forme H 3O + et OH -. Il existe une relation entre les concentrations en ion H 3O + et en ion OH - : K E est appelé produit ionique de l'eau, c'est une grandeur sans unité qui s'exprime : K E = [H 3O + ]. [OH - ] Cette relation est valable dans toutes les solutions aqueuses. K E vaut 1, à 25 C On utilise également la notation pk E = -log K E A 25 C, pk E = 14,0 Dans l'eau pure il y a nécessairement autant de H 3O+ que de OH- donc [H 3O + ] = [OH - ] Ce qui donne donc dans l'eau pure K E = [H 3O + ].[H 3O + ] d'où : [ H 3 O + ]= K E à 25 C dans l'eau pure on a [H 3O + ] = [OH - ] = 1, mol.l -1. B. Solution aqueuse quelconque Toute solution aqueuse contient des molécules d'eau, il s'établit donc dans toute solution aqueuse l'équilibre d'autoprotolyse : H 2O + H 2O = H 3O + + OH - caractérisé par sa constante d'équilibre : K E = [H 3O + ]. [OH - ] Mais dans une solution aqueuse quelconque d'autres espèces peuvent réagir avec l'eau pour entraîner la formation d'ions H3O+ ou leur disparition ; dans le cas général les ions H 3O+ et OH- ne seront donc pas en quantités égales. C. Solutions acides, basiques ou neutres Si [H 3O + ] est supérieure à [OH - ], la solution est dite acide Si [H 3O + ] est inférieure à [OH - ], la solution est dite basique Si [H 3O + ] est égale à [OH - ], la solution est dite neutre au sens acido-basique Rappel : Il y a une relation entre [H 3O + ] et [OH - ] : si [H 3O + ] augmente, alors [OH - ] diminue (et inversement) Exemples de solutions aqueuses neutres au sens acido-basique : solution aqueuse de chlorure de sodium ou de nitrate de potassium, et évidemment l'eau pure. Le vinaigre, les jus de fruits sont des solutions acides Une solution savonneuse est une solution basique. Remarque : le terme neutre peut être utilisé avec des significations différentes. Ici on parle de neutralité au sens acido-basique. On sait par ailleurs que toutes les solutions aqueuses sont neutres électriquement, c'est à dire que leur charge électrique globale est nulle car les charges positives des cations sont compensées par les charges négatives des anions. 6

7 ph d'une solution II - aqueuse II Définition 7 Echelle de ph 8 Mesure 8 Les ions H3O + jouent un rôle important : il faut pouvoir les dénombrer aisément. La concentration ayant une valeur numérique qui fait intervenir des puissances de 10 négatives, on utilise pour caractériser le caractère plus ou moins acide d'une solution une grandeur appelée ph qui est liée à [H3O + ] mais plus aisée à manipuler. A. Définition 1. Définition ph = - log[h 3O + ] (où [H 3O + ] est en mol.l -1 ) ou, ce qui est équivalent : [H 3O + ] = 10 -ph Le ph est une grandeur sans unité. Attention : Il s'agit du logarithme décimal (touche notée log sur la calculatrice) Les grandeurs [H 3O + ] et ph varient en sens inverse! Exemples : Dans une solution, [H 3O + ] = mol.l -1, le ph vaut 4 Dans une solution de ph = 2,3 on aura [H 3O + ] = 10-2,3 = 5, mol.l -1 Dans une solution où [H 3O + ] = 7, mol.l -1 le ph vaut log ([H 3O + ]) = 7,1 2. Exercice d'application 1 Question [Solution n 1 p 17] Calculer les concentrations en ions hydroxyde et hydronium dans une solution dont le ph est égale à 9. 7

8 ph d'une solution aqueuse 3. Exercice d'application 2 Une solution a été préparée de façon a avoir une concentration en ion hydroxyde égale à 6, Question [Solution n 2 p 17] Quelle est la concentration en ion hydronium ainsi que la valeur du ph de cette solution? B. Echelle de ph Le ph en solution aqueuse est compris entre 0 et 14. Pour que la définition du ph reste valable, les concentrations en H 3O + et en OH - ne doivent pas être trop élevées. Cette condition limitera l'étendue de l'échelle de ph utilisée. A 25 C, le ph des solutions que nous étudierons sera donc limité à des valeurs comprises entre 1 (H 3O + ] = 10-1 mol.l -1 ) et 13 ([OH - ] = 10-1 mol.l -1 donc [H 3O + ] = mol.l -1 ). 1. ph d'une solution neutre Une solution neutre est caractérisée par [H 3O + ] = [OH - ]. Or le produit de ces deux concentrations est égal à K E = [H 3O + ].[OH - ] = On en déduit que [H 3O + ] = [OH - ] = mol.l -1 et donc ph = 7. En solution aqueuse neutre, à 25 C, H 3O + ] = [OH - ] = mol.l -1, ph = ph d'une solution acide ou basique Une solution acide est caractérisée par [H 3O + ] > [OH - ]. Cela revient à dire que le ph est inférieur à 7. De la même façon, une solution basique aura un ph supérieur à 7. C. Mesure 1. Mesure Le phmètre La mesure du ph s'effectue à l'aide d'un ph-mètre. 8

9 ph d'une solution aqueuse C'est un appareil constitué d'une sonde de ph et d'un boîtier jouant le rôle de voltmètre. La sonde doit être immergée dans la solution. On mesure en fait la différence de potentiel qui apparaît entre deux électrodes : une électrode de référence de potentiel fixe et une électrode de mesure dont le potentiel dépend du ph. Sur la figure on observe une électrode combinée rassemblant les deux électrodes de référence et de mesure. Le boîtier convertit en ph la tension mesurée. On lit directement la valeur du ph sur l'affichage. Ici le ph mesuré est égal à 2,30 Avant d'être utilisé pour une mesure, le ph-mètre doit être étalonné au moyen de deux solutions dont le ph est connu avec précision (solutions tampons). Un ph-mètre ordinaire donnera après étalonnage un ph à 0,1 unité près Si ph 1 = 2,3 [H 3O + ] 1 = 5, mol/l Si ph 2 = 2,4 [H 3O + ] 2 = 4, mol/l Vous pouvez consultez dans un autre module le protocole détaillé de l'utilisation du phmétre. Papier ph et indicateur coloré Les indicateurs colorés sont des substances dont la couleur varie avec le ph de la solution. Quand les valeur du ph de la solution sont comprises dans un intervalle appelé "zone de virage", la superposition des couleurs correspond à la "teinte sensible". Quelques indicateurs colorés et leur zone de virage Zone de virage > ph Violet cristallisé jaune 0-2,4 bleu Bleu de Thymol rouge 1,2-2,8 jaune Hélianthine rouge 3,2-4,4 jaune Rouge de méthyle rouge 4,08 6 jaune Bleu de bromothymol jaune 6 7,6 bleu Phénolphtaléine incolore 8 10 rose - violet Jaune d'alizarine jaune 10,1-12,2 rouge En dehors de la zone de virage, la détermination de ph est peu significative. L'utilisation de ces indicateurs permet d'avoir une idée de l'ordre de grandeur du ph de la solution. On peut aussi utiliser un indicateur universel (choix judicieux de plusieurs indicateurs mélangés et déposés sur un papier). Une détermination rapide du ph peut se faire aussi avec un papier indicateur de ph. 9

10 ph d'une solution aqueuse On place une goutte de solution sur le papier-ph. Le papier se décolore et on compare cette teinte à la teinte la plus proche indiquée sur l'échelle témoin. 2. Exercice d'application Une solution de ph inconnu donne une coloration jaune avec le rouge de méthyle et reste incolore avec de la phénolphtaléine. Question Que peut-on dire de son ph? [Solution n 3 p 17] 10

11 Solutions d'acides III - forts et de base fortes III Solution d'acide fort 11 Solution de base forte 12 Dilution de solution d'acide fort ou de base forte 12 A. Solution d'acide fort 1. Solution d'acide fort Prenons l'exemple du chlorure d'hydrogène qui est un gaz de formule HCl. Lorsqu'on fait barboter ce gaz dans l'eau, on peut constater la diminution du ph de la solution obtenue. Lors de la mise en présence de HCl avec des molécules d'eau, il y donc eu formation d'ions H 3O +. La réaction chimique qui a eu lieu peut être représentée par l'équation-bilan suivante : HCl + H 2O -> H 3O + + Cl - Comme pour tous les acides forts, cette réaction est totale. L'eau en tant que réactif est en large excés puisque c'est le solvant, le chlorure d'hydrogène est le réactif limitant. Par conséquent la molécule de HCl n'existe plus dans cette solution. On ne peut plus alors parler de chlorure d'hydrogène. Pour désigner cette solution qui contient des ions H3O + et Cl - en quantité égale, on parlera d'acide chlorhydrique. Il faut retenir cette définition : Un acide fort est une acide qui réagit totalement avec l'eau. Si on note Ca la concentration en acide chlorhydrique qui a servi à préparer une solution acide, on vient de voir que la totalité de l'acide chlorhydrique est sous la forme d'ions H 3O + : ph = - log([h3o + ]) = - log Ca Il faut retenir quelques noms d'acides forts courants : Acide nitrique HNO 3 Acide chlorhydrique HCl Acide sulfurique H 2SO 4 11

12 Solutions d'acides forts et de base fortes 2. Exercice d'application On introduit 0,025 mol de chlorure d'hydrogène dans 300mL d'eau. Question Quel est le ph de la solution? [Solution n 4 p 17] B. Solution de base forte 1. Solution de base forte Prenons l'exemple des pastilles de soude ou hydroxyde de sodium solide (NaOH(s)) que l'on dissout dans de l'eau. On constate une augmentation du ph. On peut en déduire que la concentration en ion hydronium a diminué c'est à dire que la concentration en ion hydroxyde a augmenté lors de l'ajout de soude. La réaction suivante a eu lieu : NaOH(s) -> Na + + OH - Comme toutes les bases fortes, cette réaction est totale et conduit à une égalité entre la quantité de matière apportée en soude et la quantité de matière en ions hydroxyde présents en solution. Si on note Cb la concentration en soude qui a servi à préparer une solution basique : [OH - ] = Cb Comme, il a déjà été vu dans des exemples précédents, il est alors aisé de retrouver la valeur correspondante du ph de la solution. Il faut retenir quelques exemples de bases fortes : Soude ou hydroxyde de sodium : NaOH Potasse ou hydroxyde de potassium : KOH 2. Exercice d'application Question [Solution n 5 p 17] 5g de soude sont introduit dans 1L d'eau. Donner le ph de la solution. En connaissant la masse molaire de la soude égale à 40 g.mol -1. C. Dilution de solution d'acide fort ou de base forte 1. Dilution de solution d'acide fort ou de base forte Effectuons par exemple une dilution par 10 de la solution précédente d'acide chlorhydrique de ph égal à 1,1. Initialement,[H 3O + ] = 10-1,1 mol.l -1 12

13 Après la dilution par 10, la concentration est divisée par 10, [H 3O + ] = 10-2,1 mol.l -1. Par conséquent, le nouveau ph est égal à 2,1. Le ph a été augmenté de 1 unité. On peut retenir ce résultat général Solutions d'acides forts et de base fortes Lorsque l'on dilue par 10 une solution d'acide fort, le ph de la solution est augmenté de 1 unité. Attention : Ce résultat n'est valable que si on reste à un ph inférieur à 7. Si on effectue la même dilution avec une solution de base forte, la concentration en ion hydroxyde est divisée par 10. Par conséquent la concentration en ion hydronium est multipliée par 10 et le ph diminue de 1 unité. Lorsque l'on dilue par 10 une solution de base forte, le ph de la solution est diminué de 1 unité. Attention : Ce résultat n'est valable que si on reste à un ph supérieur à Exercice d'application Une solution d'acide nitrique de ph égal à 3,5 est diluée par 100. Question Quel est le ph de la solution diluée? [Solution n 6 p 18] 13

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15 Conclusion En conclusion sur ce module, seuls les acides et bases forts ont été étudiés dans cette partie, les acides et les base faibles pourront être étudiés ultérieurement. 15

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17 Solution des exercices de TD > Solution n 1 (exercice p. 7) [H 3O + ] = 10-pH = 10-9 mol.l-1 On a la relation exprimant le produit ionique de l'eau : K E= [H 3O + ].[OH - ] = Par conséquent, [O H - 3 ]= K e [ H 3 O + ] = =10-5 m ol. L - 1 > Solution n 2 (exercice p. 8) On a la relation exprimant le produit ionique de l'eau : K E = [H 3O + ].[OH - ] = Par conséquent, [ H 3 O + ]= K e De plus, ph = -log([h 3O + ]) = 9,8 [O H - ] = ,7.10-5=10-5 m ol. L -1 > Solution n 3 (exercice p. 10) Coloration jaune du rouge de méthyle, donc ph > 6 Phénolphtaléine incolore : ph < 8 Conclusion : le ph de cette solution est compris entre 6 et 8 > Solution n 4 (exercice p. 12) Calculons la concentration de préparation C a=n H C l = 0, =0, 0 83 mol. L-1 V 0, 3 ph = - log([h 3O + ]) = - log Ca = 1,1 > Solution n 5 (exercice p. 12) Calculons la quantité de matière introduite en soude : n N a O H = m N a O H M N a O H = 5 =0,1 2 mo l 4 0 C b=n N ao H = 0,12 =0,12 mol. L-1 V 1 or Cb= [OH - ] 17

18 Annexes K e et [ H 3 O + ]= [O H - ] = ,12 =8, m ol. L - 1 On en déduit ph = 13,1 > Solution n 6 (exercice p. 13) L'acide nitrique est un acide fort, on peut donc appliquer le résultat précédent. Une dilution par 100 équivaut à 2 dilutions successives par 10. Le ph de la solution va donc augmenter de 2 unités. ph = 5,5 18

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