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1) Exemples d’acides et de bases : I) Introduction : Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES 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 ). S 5 F

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Page 1: I) Introduction : 1) Exemples d’acides et de bases · les acides et les bases A l'équivalence du dosage d'une solution d'acide fort (ou d’un acide faible) par une solution de

1) Exemples d’acides et de bases : I) Introduction :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Exemple : exemples d'acides : acide chlorhydrique (HCl) ; acide sulfurique (H2SO4) ; acide nitrique (HNO3) ; acide bromhydrique (HBr) ; acide éthanoïque ou acide acétique (CH3COOH).

Exemple : exemples de bases : soude ou hydroxyde de sodium (NaOH) ; potasse ou hydroxyde de potassium (KOH) ; chaux ou hydroxyde de calcium (Ca(OH)2).

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Page 2: I) Introduction : 1) Exemples d’acides et de bases · les acides et les bases A l'équivalence du dosage d'une solution d'acide fort (ou d’un acide faible) par une solution de

2) Définition d’un acide et d’une base : I) Introduction :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

En 5ème nous allons donner une définition d'après Arrhénius, nous verrons en 7ème 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)

- 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)

L'acide sulfurique est un acide : H2SO4(l) → H+(aq) + HSO4

−(aq)

L'acide nitrique est un acide : HNO3(l) → H+(aq) + NO3

−(aq)

Le gaz ammoniac est une base : NH3(g) + H+(aq) → NH4

+(aq)

La chaux (hydroxyde de calcium) est une base : Ca(OH)2(s) → Ca2+

(aq) + 2 OH−(aq)

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1) Cas de l’eau pure : II) Solution acide ou basique :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

On réalise l’électrolyse de l’eau pure : générateur

électrolyseur

eau

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 −.

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−].

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2) Solution acide : II) Solution acide ou basique :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Le gaz chlorhydrique (HCl) est très soluble dans l'eau. La dissolution est exothermique et on obtient une solution aqueuse d'acide chlorhydrique.

solution 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−]

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3) Solution basique : II) Solution acide ou basique :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

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

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4) pH d’une solution aqueuse : II) Solution acide ou basique :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

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+] ≈ 10−13 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 = 7.

0 7 14 +++→ pH ← solution basique solution basique →

← [H+] >> [OH−] [OH−] >> [H+] → ↑

solution neutre [H+] ≈ [OH-]

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1) Le pH-mètre : III) Mesure du pH d’une solution :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

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

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2) Indicateurs colorés : III) Mesure du pH d’une solution :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Les indicateurs colorés sont des substances dont la teinte dépend du pH de la solution dans laquelle ils sont introduits en petite quantité.

méthyle orange 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 +++++++++++++++→ pH

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

Exemple :

bleu de bromothymol 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 +++++++++++++++→ pH

phénolphtaléine 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 +++++++++++++++→ pH

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3) Papier pH : III) Mesure du pH d’une solution :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

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.

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1) Solutions acides : IV) Acide ou base plus ou moins forts :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Une solution d'acide chlorhydrique CHCl = 0,1 mol.L−1 a un pH ≈ 1,1. Une solution d'acide éthanoïque CCH3CO2H = 0,1 mol.L−1 a un pH = 2,9.

Pour une même concentration molaire en produit dissout, la solution d'acide éthanoïque (CH3CO2H) 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 (CH3CO2H).

Une solution d'acide chlorhydrique CHCl = 0,001 mol.L−1 a un pH = 3,0. Une solution d'acide éthanoïque CCH3CO2H = 0,001 mol.L−1 a un pH = 3,6.

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2) Solutions basiques : IV) Acide ou base plus ou moins forts :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Une solution de soude CNaOH = 0,1 mol.L−1 a un pH ≈ 12,9. Une solution d’éthanoate de sodium CNaCH3CO2 = 0,1 mol.L−1 a un pH = 8,9.

Pour une même concentration molaire en produit dissout, la solution d’éthanoate de sodium (NaCH3CO2) 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 (NaCH3CO2).

Une solution de soude CNaOH = 0,001 mol.L−1 a un pH ≈ 11,0. Une solution d’éthanoate de sodium CNaCH3CO2 = 0,001 mol.L−1 a un pH = 7,1.

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3) Généralisation : IV) Acide ou base plus ou moins forts :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Ces résultats sont très généraux et on peut établir un classement des acides entre eux et des bases entre elles.

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.

Une solution de soude CNaOH = 0,001 mol.L−1 a un pH ≈ 11,0. Une solution d’éthanoate de sodium CNaCH3CO2 = 0,001 mol.L−1 a un pH = 7,1.

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1) Expérience (T.P.) : V) Neutralisation d’un acide par une base :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

On utilise une solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue CA. On en prélève un volume VA = 20 mL que l’on verse dans un bécher. On remplit une burette graduée d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration connue CB = 0,1 mol.L−1.

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(VB), VB est le volume de soude versée.

On ajoute quelques gouttes d’un indicateur coloré dans la solution d’acide chlorhydrique. Un pH-mètre plonge dans le bécher.

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2) Résultats : V) Neutralisation d’un acide par une base :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

La courbe obtenue comprend trois parties : - pour 0 < VB < 18 mL : le pH

augmente lentement de 1,1 à 2,4. - pour 18 mL < VB < 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 < VB : le pH tend lentement vers 13.

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

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4) Réaction de neutralisation à l’équivalence : V) Neutralisation d’un acide par une base :

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

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 + H2O

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 n0

A = CA.VA est égale à la quantité de matière apportée par la base nE

B = CB.VBE.

A l’équivalence : CA.VA = CB.VBE

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1) Définition : VI) Solution saline et solubilité:

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

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.

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2) Dépendance en température de la solubilité : VI) Solution saline et solubilité:

Chapitre 2 : LES ACIDES ET LES BASES

La solubilité S (ou s) d'un composé dépend de la température (en général, la solubilité augmente avec la température).

s à 0 °C (en g.L-1) à 100 °C (en g.L-1)

KCl 276 567 NaCl 357 398

NaOH 420 3470 Na2S2O3 794 2910 CaCO3 0,012 0,020 BaSO4 0,002 0,004 AgCl 1,44.10−5

Exemple :

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