S 5 F I) Introduction : 1) Exemples d acides et de bases :

Transcription

1 I) Introduction : 1) Exemples d acides et de bases : Exemple : exemples d'acides : acide chlorhydrique (HCl) ; acide sulfurique (H 2 SO 4 ) ; acide nitrique (HNO 3 ) ; acide bromhydrique (HBr) ; acide éthanoïque ou acide acétique (CH 3 COOH). Exemple : exemples de bases : soude ou hydroxyde de sodium (NaOH) ; potasse ou hydroxyde de potassium (KOH) ; chaux ou hydroxyde de calcium (Ca(OH) 2 ).

2 I) Introduction : 2) Définition d un acide et d une base : En 5 ème nous allons donner une définition d'après Arrhénius, nous verrons en 7 ème année une définition plus générale. - Un acide est une espèce chimique (substance) qui libère des ions hydrogène (H + ) lorsqu'on la met en solution dans l'eau. Exemple : Le gaz chlorhydrique est un acide : HCl (g) H + (aq) + Cl (aq) L'acide sulfurique est un acide : H 2 SO 4(l) H + (aq) + HSO 4 (aq) L'acide nitrique est un acide : HNO 3(l) H + (aq) + NO 3 (aq) - Une base est une espèce chimique (substance) qui libère des ions OH ou qui absorbe des ions H + lorsqu'on la met en solution dans l'eau. Exemple : La soude (hydroxyde de sodium) est une base : NaOH (s) Na + (aq) + OH (aq) La chaux (hydroxyde de calcium) est une base : Ca(OH) 2(s) Ca 2+ (aq) + 2 OH (aq) Le gaz ammoniac est une base : NH 3(g) + H + (aq) NH + 4 (aq)

3 II) Solution acide ou basique : 1) Cas de l eau pure : On réalise l électrolyse de l eau pure : L ampèremètre montre que l eau conduit très faiblement le courant électrique : L'eau pure est un milieu électriquement neutre qui contient néanmoins, en très faible quantité, des ions hydrogène H + et des ions hydroxyde OH. Mais l'eau pure étant un milieu électriquement neutre, le nombre d'ions hydrogène portant une charge + doit être égal au nombre d'ions hydroxyde portant une charge. générateur eau électrolyseur L eau pure, et d une façon générale, une solution aqueuse neutre contient en égales quantités des ions H + et des ions OH. Nous dirons que dans une solution neutre : [H + ] = [OH ].

4 II) Solution acide ou basique : 2) Solution acide : Le gaz chlorhydrique (HCl) est très soluble dans l'eau. La dissolution est exothermique et on obtient une solution aqueuse d'acide chlorhydrique. Lors de l électrolyse, l ampèremètre montre que la solution aqueuse d acide chlorhydrique conduit très bien le courant électrique : Lors de la dissolution du gaz chlorhydrique, un très grand nombre d ions sont apparus suivant la réaction : HCl (g) dans l eau H + (aq) + Cl (aq) Une solution aqueuse acide contient un grand excès d'ions H + par rapport aux ions OH. Nous dirons que dans une solution aqueuse acide : [H + ] >> [OH ] solution d acide chlorhydrique

5 II) Solution acide ou basique : 3) Solution basique : On dissout des pastilles de soude (hydroxyde de sodium NaOH) dans l eau. La dissolution est très exothermique. Lors de l électrolyse, l ampèremètre montre que la solution aqueuse d hydroxyde de sodium conduit très bien le courant électrique : Lors de la dissolution des pastilles de soude, un très grand nombre d ions sont apparus suivant la réaction : NaOH (s) dans l eau Na + (aq) + OH (aq) Une solution aqueuse basique contient un grand excès d'ions OH par rapport aux ions H +. Nous dirons que dans une solution aqueuse basique : [OH ] >> [H + ] solution d hydroxyde de sodium

6 II) Solution acide ou basique : 4) ph d une solution aqueuse : La concentration en ions H + d une solution aqueuse peut varier dans des proportions énormes : - pour une solution très concentrée en acide on peut avoir [H + ] 10 1 mol.l 1. - pour une solution très concentrée en base on peut avoir [H + ] mol.l 1. Les chimistes associent à la concentration en H + ([H + ]) une échelle de ph qui peut varier de 0 à 14. On montre alors que : Une solution aqueuse est acide si son ph < 7, une solution aqueuse est basique si son ph > 7 et une solution aqueuse est neutre si son ph = ph solution basique solution basique [H + ] >> [OH ] [OH ] >> [H + ] solution neutre [H + ] [OH - ]

7 III) Mesure du ph d une solution : 1) Le ph-mètre : La mesure directe du ph d'une solution est plus facile que la mesure de [H + ]. Nous verrons sur des exemples que ces deux déterminations ne sont pas équivalentes du point de vue de la précision. Un ph-mètre est un millivoltmètre de très grande résistance intérieure. Exemple : Nous utiliserons un ph-mètre "stylo" : Exemple : Solution ph Solution concentrée d'acide chlorhydrique 1,1 Vinaigre 2,6 Jus d'orange 3,7 Jus de tomate 3,8 Eau 7,2 Nettoie-tout 9,8 Eau de Javel 11,2 Solution concentrée de soude 12,9

8 III) Mesure du ph d une solution : 2) Indicateurs colorés : Les indicateurs colorés sont des substances dont la teinte dépend du ph de la solution dans laquelle ils sont introduits en petite quantité. Exemple : Indicateur coloré teinte (ph < zone de virage) zone de virage teinte sensible teinte (ph > zone de virage) méthyle orange orange 3,1 à 4,4 jaune bleu de bromothymol jaune 6 à 7,6 bleu phénolphtaléine incolore 8,2 à 10 rose fuchsia méthyle orange ph bleu de bromothymol ph phénolphtaléine ph

9 III) Mesure du ph d une solution : 3) Papier ph : Le papier ph est obtenu en imprégnant un papier d'une solution contenant un mélange d'indicateurs colorés, puis en le séchant. On compare la couleur du papier imbibé d'une goutte de solution à tester à une échelle de couleurs.

10 IV) Acide ou base plus ou moins forts : 1) Solutions acides : Une solution d'acide chlorhydrique C HCl = 0,1 mol.l 1 a un ph 1,1. Une solution d'acide éthanoïque C CH 3 CO 2 H = 0,1 mol.l 1 a un ph = 2,9. Une solution d'acide chlorhydrique C HCl = 0,001 mol.l 1 a un ph = 3,0. Une solution d'acide éthanoïque C CH 3 CO 2 H = 0,001 mol.l 1 a un ph = 3,6. Pour une même concentration molaire en produit dissout, la solution d'acide éthanoïque (CH 3 CO 2 H) est toujours moins acide que la solution d'acide chlorhydrique (HCl). Nous dirons que l'acide chlorhydrique (HCl) est un acide plus fort que l'acide éthanoïque (CH 3 CO 2 H).

11 IV) Acide ou base plus ou moins forts : 2) Solutions basiques : Une solution de soude C NaOH = 0,1 mol.l 1 a un ph 12,9. Une solution d éthanoate de sodium C NaCH 3 CO 2 = 0,1 mol.l 1 a un ph = 8,9. Une solution de soude C NaOH = 0,001 mol.l 1 a un ph 11,0. Une solution d éthanoate de sodium C NaCH 3 CO 2 = 0,001 mol.l 1 a un ph = 7,1. Pour une même concentration molaire en produit dissout, la solution d éthanoate de sodium (NaCH 3 CO 2 ) est toujours moins basique que la solution d hydroxyde de sodium ou soude (NaOH). Nous dirons que la soude (NaOH) est une base plus forte que l éthanoate de sodium (NaCH 3 CO 2 ).

12 IV) Acide ou base plus ou moins forts : 3) Généralisation : Ces résultats sont très généraux et on peut établir un classement des acides entre eux et des bases entre elles. Une solution de soude C NaOH = 0,001 mol.l 1 a un ph 11,0. Une solution d éthanoate de sodium C NaCH 3 CO 2 = 0,001 mol.l 1 a un ph = 7,1. Pour comparer la force de deux acides, il faut préparer des solutions de même concentration, de même, pour comparer la force de deux bases, il faut préparer des solutions de même concentration.

13 V) Neutralisation d un acide par une base : 1) Expérience (T.P.) : On utilise une solution d acide chlorhydrique de concentration inconnue C A. On en prélève un volume V A = 20 ml que l on verse dans un bécher. On remplit une burette graduée d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration connue C B = 0,1 mol.l 1. On ajoute quelques gouttes d un indicateur coloré dans la solution d acide chlorhydrique. Un ph-mètre plonge dans le bécher. On verse petit à petit la solution de soude dans la solution d acide chlorhydrique. Le but de l expérience est de tracer la courbe ph = f(v B ), V B est le volume de soude versée.

14 V) Neutralisation d un acide par une base : 2) Résultats : La courbe obtenue comprend trois parties : - pour 0 < V B < 18 ml : le ph augmente lentement de 1,1 à 2,4. - pour 18 ml < V B < 22 ml : le ph augmente rapidement; pour 2 gouttes versées (0,1 ml soit 20 gouttes pour 1 ml), le ph varie de 4 à 10 soit 6 unités de ph!! - pour 22 ml < V B : le ph tend lentement vers 13.

15 V) Neutralisation d un acide par une base : 3) Détermination du point d équivalence par la méthode des tangentes :

16 V) Neutralisation d un acide par une base : 4) Réaction de neutralisation à l équivalence : A l'équivalence du dosage d'une solution d'acide fort (ou d un acide faible) par une solution de base forte, il se forme une solution de sel dans l'eau. Exemple : Acide chlorhydrique + hydroxyde de sodium chlorure de sodium + eau (H + + Cl ) sol + (Na + + OH ) sol (Na + + Cl ) sol + H 2 O solution acide + solution basique solution saline + eau acide + base sel + eau A l'équivalence du dosage d un acide par une base, la quantité de matière d acide initialement présente n 0 A = C A.V A est égale à la quantité de matière apportée par la base n E B = C B.V BE. A l équivalence : C A.V A = C B.V B E

17 VI) Solution saline et solubilité: 1) Définition : Nous savons que certains ions sont compatibles en solution et d'autre non. En fait, les composés ioniques susceptibles de se former avec ces ions, sont plus ou moins solubles. On ne peut pas dissoudre, en quantité quelconque, un soluté dans un solvant. Certains solutés sont très solubles (NaCl) d'autres sont, au contraire, très peu solubles (AgCl) : voir tableau de compatibilité des ions. La solubilité S (ou s) d'un soluté, est la quantité de matière (ou la masse) maximale de ce composé que l'on peut dissoudre dans un litre de solvant, à une température donnée. La solubilité S s'exprime en mol.l -1 ou s en g.l -1.

18 VI) Solution saline et solubilité: 2) Dépendance en température de la solubilité : La solubilité S (ou s) d'un composé dépend de la température (en général, la solubilité augmente avec la température). Exemple : s à 0 C (en g.l -1 ) à 100 C (en g.l -1 ) KCl NaCl NaOH Na 2 S 2 O CaCO 3 0,012 0,020 BaSO 4 0,002 0,004 AgCl 1,