Notion d'acide fort et de base forte : Réaction entre acide fort et base forte - Ts

Classe: 
Terminale
 

I. Acide fort

1. Étude d'un exemple : le chlorure d'hydrogène

1.1 Étude qualitative

Le chlorure d'hydrogène HCl, à la température ordinaire, est un gaz très soluble dans l'eau.
 
Les solutions obtenues par mise en solution du chlorure d'hydrogène dans l'eau portent le nom de solutions d'acide chlorhydrique
 
Une solution d'acide chlorhydrique conduit le courant électrique et subit l'électrolyse ; elle contient donc des porteurs de charge c'est-à-dire des  ions
 
La présence des ions Cl se caractérise par la formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent AgCl quand on ajoute quelques gouttes d'une solution de nitrate d'argent
 
La mise en évidence d'ions hydroduim H3O+ s'effectue au moyen d'un indicateur coloré : l'hélianthine
 
Quand on verse quelques gouttes d'acide chlorhydrique dans de l'eau distillée additionnée de quelques gouttes d'hélianthine, une couleur rouge apparait 
 
Les solutions d'acide chlorhydrique sont très corrosives ; la dilution des solutions concentrées est très exothermique et s'accompagner de projections.  

1.2 Étude quantitative

A partir d'une solution commerciale de chlorure hydrogène, on réalise, par dilution, une solution de concentration C=102molL1
 
La mesure du pH de la solution diluée à l'aide d'un pH mètre donne la valeur égale 2
 
Montrons que l'acide chlorhydrique est un acide fort
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution :
 
  les ions hydronium H3O+ provenant de l'autoprotolyse de l'eau et du chlorure d'hydrogène HCl
 
  des ions Cl provenant de l'action de l'eau sur le chlorure d'hydrogène
 
  des ions OH provenant de l'autoprotolyse de l'eau
 
  et éventuellement des molécules de chlorure d'hydrogène HCl non ionisées 
 
pH=2[H3O+]=102molL1
 
Le produit ionique s'écrit :
 
Ke=[H3O+][OH][OH]=Ke[H3O+]=1014102[OH]=1012molL1
 
L'électroneutralité de la solution s'écrit :
 
[H3O+]=[OH]+[Cl][Cl]=[H3O+][OH]=1021012[Cl]=102molL1
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
[HCl]i=[HCl]d+[HCl]r[HCl]r=[HCl]i[HCl]d=C[Cl]=102102[HCl]r=0molL1
 
Les molécules de chlorure d'hydrogène HCl n'existent pratiquement pas en solution 
 
La réaction entre le chlorure d'hydrogène HCl et l'eau est donc totale et l'on écrit :
HCl + H2O  H3O+ + Cl
 
La réaction entre le chlorure d'hydrogène HCl et l'eau étant totale, on dit que HCl est un acide fort

2. Solutions aqueuses d'acides forts

2.1 Définition

Un acide fort est une espèce chimique qui s'ionise totalement dans l'eau pour donner des ions hydronium H3O+

2.2 Exemples d'acides forts

HCl : acide chlorhydrique ;
 
HBr : acide bromhydrique ;
 
HI : acide iodhydrique ;
 
HNO3 : acide nitrique ;
 
HClO4 : acide perchlorique ;
 
H2SO4 : acide sulfurique (diacide)

2.3 pH d'une solution d'acide fort

Soit une solution aqueuse de monoacide fort AH de concentration molaire C
 
L'action de l'eau sur l'acide est une réaction totale qui se traduit par l'équation-bilan : 
AH + H2O  H3O+ + A
 
[H3O+]=pH
 
pH=log[H3O+]
 
pH=logC
 
Pour une solution d'un diacide fort, l'équation-bilan s'écrit :
AH2 + 2H2O  2H3O+ + A2
 
[H3O+]=2C
 
pH=log[H3O+]
 
pH=log2C

Remarque :

Pour des concentrations molaires volumiques C telles que 106molL1<C<101molL1, c'est la réaction :
 
AH + H2O  H3O+ + A qui est prépondérante
 
Pour des concentrations C>106molL1, c'est la réaction d'autoprotolyse de l'eau (2H2O  H3O+ + OH) qui est prépondérante
 
Quand on dilue à l'infini une solution acide le pH tend vers 7

II. Base forte

1. Étude d'un exemple : l'hydroxyde de sodium NaOH

1.1 Étude qualitative

L'hydroxyde de sodium ou soude est un solide blanc de formule NaOH.
 
C'est un solide ionique, constitué d'ions sodium Na+ et d'ions hydroxyde OH dont la mise en solution est fortement exothermique
 
La présence des ions sodium Na+ est mise en évidence par le test à la flamme.
 
La couleur jaune orange de la flamme révèle la présence de l'élément sodium
 
La mise en évidence des ions OH s'effectue au moyen d'un indicateur coloré : la phénolphtaléine, une coloration rouge violacée apparait 
 
La couleur rouge violacé de la phénolphtaléine caractérise une solution contenant des ions hydroxyde OH
 
L'hydroxyde de sodium est un produit très corrosif.
 
Sa dissociation et la dilution de ses solutions concentrées sont très exothermiques et peuvent s'accompagner de projections

1.2 Étude quantitative 

On dissout 0.4g d'hydroxyde de sodium dans un 1L d'eau. 
 
La solution ainsi préparée a une concentration en NaOH C=102molL1
 
La mesure du pH de la solution à l'aide du pH mètre donne une valeur égale 12
 
Montrons que la dissociation de l'hydroxyde de sodium NaOH dans l'eau est totale
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution sont : Na+, OH, H3O+ et éventuellement NaOH non dissociée 
 
pH=12
 
[H3O+]=1012
 
[H3O+]=1012molL1
 
Le produit ionique de l'eau s'écrit :
 
Ke=[H3O+][OH][OH]=Ke[H3O+]=10141012[OH]=102molL1
 
L'électroneutralité de la solution s'écrit :
 
[H3O+]+[Na+]=[OH][Na+]=[OH][H3O+]=1021012[Na+]=102molL1
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
[NaOHC]i=[NaOHC]d+[NaOHC]r[NaOHC]r=[NaOHC]i[NaOHC]d=C[Cl]=0.440×1102[NaOHC]r=0molL1
 
Les molécules d'hydroxyde de sodium NaOH n'existent pratiquement pas en  solution 
 
La réaction entre l'hydroxyde de sodium NaOH et l'eau est donc totale et l'on écrit :
NaOHH2O Na+ + OH
 
La réaction entre l'hydroxyde de sodium NaOH et l'eau étant totale, on dit que NaOH est une base forte

2. Solutions aqueuses de bases fortes

2.1 Définition

Une base forte est une espèce chimique qui s'ionise totalement dans l'eau pour donner des ions hydroxyde OH 

2.2 Exemples de bases fortes

NaOH : hydroxyde de sodium ;
 
KOH : hydroxyde de potassium ;
 
Ca(OH)2 : hydroxyde de calcium (dibase) ;
 
C2H5O : ion éthanoate
 
2.3 pH d'une solution de base forte
 
Soit une solution aqueuse de monobase forte BOH de concentration molaire  C
 
L'action de l'eau sur la base est une réaction totale qui se traduit par l'équation-bilan :
BOHH2O OH + B+
 
[OH]=CpH=log[H3O+]=logKe[OH]=log1014CpH=14+logC
 
Pour une solution d'une dibase forte, l'équation-bilan s'écrit :
B(OH)2H2O B2+ + 2OH
 
[OH]=2C pH=14+log2C

Remarque :

Pour des concentrations molaires volumiques C telles que 106molL1<C<101molL1, c'est la réaction :  
 
BOHH2O OH + B+ qui est prépondérante
 
Pour des concentrations C<106molL1, c'est la réaction d'autoprotolyse de l'eau 
            
(2H2O)  H3O+ +OH qui est prépondérante
 
Quand on dilue à l'infini une solution basique le pH tend vers 7

III. Réaction entre acide fort et une base forte

1. Étude qualitative

Quand on mélange une solution d'acide chlorhydrique HCl et un base NaOH, on constate :
 
  une élévation de la température du milieu réactionnel : on dit que la réaction est exothermique 
 
  une variation du pH du milieu
 
  une variation des quantités de matière des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH.
 
Ce qui nous permet de conclure qu'il y a une réaction acide-base 
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
H3O+ + OH  2H2O
 
Cette réaction est la réaction inverse de l'autoprotolyse de l'eau ; elle est donc totale.
 
Les ions Na+ et Cl n'interviennent pas dans la réaction : ce sont des ions spectateurs

2. Étude quantitative 

2.1 Variation du pH au cours de la réaction

2.1.1 Étude expérimentale

A l'aide d'une pipette jaugée, on place dans un bécher
 
Un volume VA d'acide chlorhydrique de concentration CA inconnue à déterminer
 
Puis à l'aide d'une burette graduée placée au-dessus du bécher, on verse petit à petit dans le bécher la solution d'hydroxyde de sodium de concentration CB connue (voir schéma du montage ci-dessous)
 
 
L'agitateur magnétique permet d'homogénéiser le mélange après ajout de la solution d'hydroxyde de sodium
 
Pour différentes valeurs de VB de soude ajouté, on mesure le pH de la solution obtenue à l'aide pH mètre préalablement étalonné
 
On obtient la courbe pH=f(VB) suivante :

2.1.2 Étude la courbe

La courbe pH=f(VB) est croissante : elle présente deux parties distinctes
 
 
  Pour VB8mL, la courbe est presque rectiligne et le pH varie peu lors de l'addition de la solution d'hydroxyde de sodium
 
  Pour 8mLVB12mL, nous observons un « saut de pH» et la courbe change de concavité
 
  Pour VB12mL, pH varie peu
 
Ensuite faiblement, la courbe
 
Tendant vers une asymptote horizontale
 
Pour VB=9.8mL, la courbe change de concavité : il existe donc un point d'inflexion dans cette partie de la courbe
 
Étudions les propriétés de la solution en ce point, noté E

2.2 Point d'équivalence

2.2.1 Définition

Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage
 
La réaction étudiée ici a pour équation :
H3O+ + OH  2H2O
 
A l'équivalence :
 
nH3O+=nOH CAVA=CBVBE

2.2.2 Détermination du point d'équivalence

Le point d'équivalence E est le point de la courbe telque VB=VBE
  
Le point d'inflexion de la courbe correspond au point d'équivalence, ceci permet de déterminer la position de E par la méthode des tangentes
 
  Méthode des tangentes
 
  On trace tout d'abord deux tangentes à la courbe parallèles et situées de part et d'autre du point d'équivalent
 
  On trace une parallèle à ces deux tangentes équidistantes de celles-ci. 
 
Son intersection avec la courbe pH=f(VB) détermine le point d'équivalent E
 
  Autre méthode : emploi des indicateurs colorés
 
Un indicateur coloré convient pour le dosage acido-basique si sa zone de virage contient le pH du point d'équivalence (pHE=7)
 
Le B.B.T (zone de virage : 6.17.6) est le plus approprié 
 
Mais étant donné l'amplitude de la variation du pH, l'hélianthine (3.14.4) ou la phénolphtaléine convient également dès lors que les solutions intervenant dans le dosage ne sont très diluées

IV. Applications aux dosages

Les analyses constituent de nos jours une part importante de l'activité expérimentale des entreprises de chimie de synthèse, des organismes de contrôle ou des laboratoires de recherche : qu'elles soient bactériologiques, sanguines, d'urines, organiques ou minérales, les analyses reposent sur une technique appelée dosage. 
 
Mais les méthodes utilisées dépendent de la quantité et des propriétés de l'espèce à analyser, mais aussi de la précision souhaitée

1. Principe d'un dosage acido-basique 

Doser une espèce chimique dans une solution consiste à déterminer la quantité de matière ou la concentration molaire inconnue de l'espèce en solution. 
 
Pour cela, on réalise une réaction acidobasique qui doit impérativement être :
 
  unique : l'espèce titrante ne doit pas réagir avec d'autres espèces que l'espèce à titrer, et ne doit pas donner d'autres produits que ceux de la réaction de titrage, sinon la mesure du volume versé n'est pas fiable
 
  totale : chaque goutte de l'espèce titrante doit réagir intégralement avec l'espèce à titrer, sinon la mesure du volume versé n'est pas fiable
 
  et rapide : on ne doit pas être obligé d'attendre plusieurs minutes ou plusieurs heures après chaque ajout de l'espèce titrante
 
La relation entre les concentrations des solutions acide et basique à l'équivalence permet de calculer la concentration inconnue.
 
Il existe deux moyens pour déterminer l'équivalence : le dosage colorimétrique et le dosage pH métrique

2. Dosage pH métrique

 
Pour doser une solution acide, par exemple, on utilise le montage ci-dessus.
 
On place cette solution dans le bécher (volume VA connu ; concentration CA à déterminer) en ajoutant, si nécessaire, de l'eau distillée, pour que les électrodes trempent correctement (cet ajout ne modifie pas la quantité d'ions H3O+) et la solution d'hydroxyde de sodium (concentration CB connue) dans la burette graduée. 
 
On note les valeurs de pH correspondant à l'ajout du volume VB de solution d'hydroxyde de sodium
 
On trace la courbe représentant pH=f(VB) sur papier millimétré, on détermine le point d'équivalence E soit en considérant qu'il correspond à pH=7, soit en utilisant la méthode des tangentes parallèles et on calcule la concentration

3. Dosage colorimétrique

Les indicateurs colorés sont des substances dont la couleur dépend du pH ; leur changement de couleur se produit dans un domaine de pH relativement étroit que l'on appelle zone de virage
 
Tableau présentant les trois principaux indicateurs colorés usuels avec leur zone de virage
Indicateur coloréCouleur acidezone de virageCouleur basiqueHélianthinerouge3.14.4jauneBleu de bromothymoljaune6.07.6bleuPhénolphtaléineincolore8.210.0rose
 
Dans un dosage colorimétrique, il faut choisir un indicateur coloré dont la zone de virage contient le pH du point d'équivalence.
 
Dans le cas d'un dosage acide fort - base forte, le pH du point d'équivalence est égal à 7.0 et le bleu de bromothymol (zone de virage 6.07.6) est un indicateur qui convient dans tous les cas, que les solutions soient concentrées ou diluées

4. Application : dosage d'une base forte par un acide fort

 
La courbe pH en fonction de VB est décroissante : elle comporte trois parties distinctes :
 
  pour Va8mL, la courbe est presque rectiligne et le pH varie peu lors de l'addition de l'acide fort
 
  pour 8mLVa12mL, on observe un « saut de pH » et la courbe change de concavité-pour Va12mL, le pH varie ensuite faiblement, la courbe tendant vers une asymptote horizontale
 
Dans cette zone ou la concavité de la courbe s'inverse, le pH varie beaucoup et on y trouve le point équivalent E.
 
La connaissance de E va permettre de calculer la concentration Ca inconnue

Exercice d'application

D'après le graphe représentant la variation du pH en fonction du volume d'acide versé :
 
Il faut verser 8.5mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire 102molL1 dans 20mL d'une solution d'hydroxyde de sodium pour obtenir l'équivalence acido-basique.
 
1) Quel est le pH à l'équivalence ?
 
2) Calculer la concentration molaire de la solution basique.
 
Quel est le pH de la solution basique ?
 
3) Vers quelle valeur tend le pH de la solution lorsqu'on continue à ajouter la solution acide ?
 
4) En utilisant les résultats précédents, tracer le graphe représentant la variation du pH.
 
5) Calculer la concentration molaire des ions spectateurs Na+ et Cl présents dans le bécher à l'équivalence... ainsi que celles des ions H3O+ et OH.
 
En déduire la masse de chlorure de sodium NaCl dissoute à l'équivalence.
 
Cette masse augmente-t-elle après l'équivalence ?

Solution 

1) Le pH à l'équivalence est égale 7
 
2) Calcul de la concentration molaire de la solution basique
 
A l'équivalence : 
 
CBVB=CAVACB=CAVAVB=1102×8.520CB=4.25103molL1
 
3) Valeur vers laquelle tend le pH de la solution lorsqu'on continue à ajouter la solution acide 
 
Lorsqu'on continue à ajouter la solution acide nA>nB ; la solution est donc acide
 
 pH=logCA avec CA=CAVAVA+VB
 
 pH=logCAVAVA+VB=logVACAVA(1+VBVA)
 
 pH=logCA car VBVA0
 
 pH=log1102 pH=2
 
4) Tracé du graphe représentant la variation du pH
 
 
5) Calcul de la concentration molaire des ions spectateurs Na+ et Cl et des ions H3O+ et OH à l'équivalence
 
[Cl]=CAVAVA+VB=1102×8.58.5+20[Cl]=2.98103molL1
 
[Na+]=CBVBVA+VB=4.25103×208.5+20[Na+]=1.49104molL1
 
[H3O+]=107molL1
 
[OH]=107molL1
 
Masse de chlorure de sodium NaCl dissoute à l'équivalence.
 
mNaCl=nNaCl×MNaCl=CAVA×MNaCl=1102×8.5103×(23+35.5)mNaCl=4.97mg
 
Cette masse n'augmente pas après l'équivalence car elle dépend de la quantité d'hydroxyde de sodium dosée   
 

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