Chapitre 5 Sciences Physiques - BTS Acides forts et bases fortes 1. Définitions. 1.1. Théorie de Bronsted et Lowry ( 1923). Un acide libère des protons H + pour former des ions oxonium ( ou hydronium) H 3 O + Une base capte des protons H +. 1.2. Exemples. Dissolution du chlorure d hydrogène : HCl (g) + H 2 O H 3 O + (g) + Cl - Notation abrégée : HCl H + + Cl - Dissolution de l acide acétique (vinaigre) : CH 3 COOH (l) + H 2 O H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Notation abrégée : CH 3 COOH H + + CH 3 COO - Dissolution de l hydroxyde de sodium (soude): Dissolution de l ammoniac : NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) NH 3(g) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH - (aq) 2. Propriétés acido-basiques de l eau. 2.1. L eau est un solvant amphotère. L eau est un solvant amphotère, ce qui veut dire qu elle est capable de se comporter à la fois comme un acide et comme une base. Elle est donc capable de réagir sur elle-même : c est la réaction d autoprotolyse de l eau : 2.2. Produit ionique de l eau. 2H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Seule une partie des molécules d eau réagissent sur elles mêmes pour former des ions oxonium et hydroxyde. Le produit des concentrations est alors relié par une constante d équiliobre qui ne dépend que de la température : [H 3 O + (aq) ] [OH - (aq) ] = K e K e = 10-14 à 298 K (25 C) Dans l équilibre électrique d une équation, ces ions doivent être pris en compte. Enveloppe du Bâtiment Page 1
2.3. Les acides forts. Les acides forts se dissocient totalement dans l eau libérant ainsi des ions oxonium accompagnés d anions dépendants de l acide. Cette réaction est totale. La quantité d ions H 3 O + présente à l état initial conformément à l équilibre d autoprotolyse de l eau sera négligé tant que les concentrations d acide restent supérieures à 10-6 mol.l -1 Exemple : Dissolution du chlorure d hydrogène pour obtenir l acide chlorhydrique : HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl - du système avancement n 1 [mol] n 2 [mol] n 3 [mol] n 4 [mol] initial 0 ~ 0 0 final 0 Si C A est la concentration initiale de l acide, la réaction étant totale, C A = [H 3 O + (aq) ] = [Cl - (aq) ] Exemple : Dissolution de l acide nitrique pur dans l eau : HNO 3 + H 2 O = H 3 O + + NO 3 - du système avancement n 1 [mol] n 2 [mol] n 3 [mol] n 4 [mol] initial 0 ~ 0 0 final 0 Si C A est la concentration initiale de l acide, la réaction étant totale, C A = [H 3 O + (aq) ] = [NO 3 - (aq) ] 2.4. Les acides faibles. Les acides faibles ne se dissocient pas totalement dans l eau. La réaction n est donc pas totale. Les acides faibles sont d autant moins dissociés dans l eau qu ils sont concentrés. L effet de la dilution tend à les dissocier davantage, leur comportement se rapprochant alors de celui des acides forts. CH 3 COOH + H 2 O = H 3 O + + CH 3 COO - du système avancement n 1 [mol] n 2 [mol] n 3 [mol] n 4 [mol] initial 0 ~ 0 0 final Détermination hors prog Si C A est la concentration initiale de l acide, la réaction n étant pas totale, C A [H 3 O + (aq) ] = [NO 3 - (aq) ] Enveloppe du Bâtiment Page 2
2.5. Les bases fortes. Les bases fortes se dissocient totalement dans l eau libérant ainsi des ions hydroxyde accompagnés de cations dépendants de la base. Cette réaction est totale. La quantité d ions OH - présente à l état initial conformément à l équilibre d autoprotolyse de l eau sera négligé tant que les concentrations de la base restent supérieures à 10-6 mol.l -1 Remarque : Contrairement au cas des acides, les équations bilan ne font pas intervenir l eau côté réactif. Elle figurera au dessus du signe égalité. Exemple : Dissolution de l hydroxyde de potassium (potasse) KOH = K + + OH - du système avancement n 1 [mol] n 2 [mol] n 3 [mol] initial 0 0 ~ 0 final 0 Si C B est la concentration initiale de la base, la réaction étant totale, C B = [ OH - (aq) ] = [K + aq) ] 3. Echelle des ph. 3.1. Définition du ph. Le ph (potentiel hydrogène) est la mesure de l acidité d une solution. Il est défini par : Cette relation peut s inverser : 3.2. Echelle des ph. 0 7 14 Solution acide neutre Solution basique Enveloppe du Bâtiment Page 3
3.3. Echelle des ph. Les indicateurs colorés constituent un moyen simple de déterminer un encadrement du ph. Le tableau ci-dessous donne les zones de virages des indicateurs courants. Le papier ph permet une mesure avec une précision de l ordre de l unité. Pour une précision de 0,1 unité sur le ph, il faut utiliser un phmètre. Il est constitué d une électrode double reliée à un voltmètre. 3.4. Calcul du ph des acides forts. 3.5. Calcul du ph des bases fortes. 3.6. Calcul du ph des acides et bases faibles. Un monoacide faible vérifie : Une monobase faible vérifie : Enveloppe du Bâtiment Page 4
3.7. Mélanges d acides forts et de bases fortes. Ces réactions se résument à l action des ions hydroxyde sur les ions hydronium. Tous les autres ions présents seront supposés spectateurs. H 3 O + + OH - = 2H 2 O du système avancement n 1 [mol] n 2 [mol] n 3 [mol] initial 0 final 4. Dosage d un acide fort par une base forte. 4.1. But d un dosage. Le but est de déterminer la concentration c A d une solution d acide en utilisant une solution basique de concentration c B connue. Le volume V A d acide prélevé est connu. L expérience permet de déterminer le volume V B de soude qu il faut ajouter dans l acide pour obtenir le point «d équivalence» correspondant à ph = 7. On a alors : C A V A = C B V B Evolution du ph avant l équivalence : H 3 O + + OH - = 2H 2 O du système avancement n 1 [mol] n 2 [mol] n 3 [mol] initial 0 final ~ 0 Enveloppe du Bâtiment Page 5
4.2. Détermination expérimentale du point d équivalence méthode des tangentes. 4.2. Influence de la concentration. Enveloppe du Bâtiment Page 6
Chapitre 5 Sciences Physiques - BTS Exercices Exercice 1 On réalise le dosage de l acide chlorhydrique par une base forte : l hydroxyde de sodium. On place un volume VA = 10 ml d acide de concentration CA dans un bécher. On verse progressivement une solution de soude de concentration CB = 0,1 mol/l contenue dans une burette graduée. On obtient les résultats suivants : V B (ml) 2 4 6 8 10 11.3 12 12.6 13 13.3 13.7 14.5 15.4 16.7 ph 2 2.2 2.3 2.4 2.5 2.8 2.9 3.4 4.6 10.5 10.8 11,2 11,4 11.5 Représenter la courbe de ce dosage acido-basique : Enveloppe du Bâtiment Page 7
Quel indicateur coloré allez vous utiliser? Colorier sur la courbe la zone de virage. Déterminer le volume VB de soude à l équivalence par les méthodes des tangentes. Calculer la concentration CA de l acide chlorhydrique. Exercice 2 Déterminer dans chaque cas : le volume et le ph à l équivalence, la nature du produit dosé (base, acide, fort, faible), ainsi que celle de la solution titrante. Exercice 3 On dose une solution d acide chlorhydrique de volume V A = 10 ml de concentration C A = 10-1 mol.l -1 par de la soude de concentration C B = 0,05 mol.l -1. Calculer le ph pour les volumes V de base versée : V 1 5 10 15 19 20 21 25 ph Enveloppe du Bâtiment Page 8