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REACTION ENTRE UN ACIDE FORT ET UNE BASE FORTE - leçon n° 4

 

Cette leçon comporte deux paragraphes. 


1- RAPPELS : ACIDE ET BASE

 
1-1 Définition d’un acide et d’une base (Théorie de Brönsted)


· Un acide est une espèce chimique pouvant céder, au moins, un ion H+.

· Une base est une espèce chimique pouvant capter, au moins, un proton H+.

· Un couple acide / base est constitué d’un acide A et d’une base B conjugués c’est-à-dire reliés par :

A B + H +

· Un acide est dit fort si sa réaction avec l’eau est totale :

Les molécules HCl, acide fort, disparaissent totalement dans l'eau :

HCl ( gaz ) + H2O ® Cl - + H3O +

On utilise une flèche simple ® pour indiquer que la réaction est totale.

· Un acide est dit faible si sa réaction avec l’eau est partielle :

R -COOH + H2O_RCOO - + H3O +

Les quatre espèces chimiques coexistent dans la solution. Les molécules R-COOH restent majoritaires dans l'eau, aux concentrations habituelles.

On utilise une flèche double pour indiquer que la réaction est partielle.

· Une base est dite forte si sa réaction avec l’eau est totale :

- Les ions éthanolates disparaissent totalement dans l'eau :

CH3CH2O - + H2O ® CH3CH2OH + OH -

On utilise une flèche simple ® pour indiquer que la réaction est totale.

 - L’entité NaOH n’existe pas, même à l'état pur. Dans l'eau, on a :

NaOH (solide déjà ionique) _ Na + + OH -

· Une base est dite faible si sa réaction avec l’eau est partielle :

Les quatre espèces chimiques coexistent dans la solution. Les ions éthanoates restent souvent majoritaires dans l'eau :

CH3COO - + H2OCH3COOH + OH -

On utilise une flèche double pour indiquer que la réaction est partielle.

Il ne faut pas confondre les ions éthanoates CH3COO - (base faible) et les ions éthanolates CH3CH2O - (base forte étudiée ci-dessus)

· L’eau est un ampholyte. Elle se comporte parfois comme un acide et parfois comme une base :

H2OH + + OH - ( H2O est acide )

H2O + H + H3O + ( H2O est base )

· Si l’équation de la réaction est neutre, positive ou négative à gauche, elle doit être neutre, positive ou négative à droite.


1-2 Exercice


a -
Une solution d’acide chlorhydrique fort contient 2 espèces acides. Lesquelles ?

Réponse : H3O + (acide fort) et H2O (acide indifférent)

HCl ( gaz ) + H2OCl - + H3O + est l'équation-bilan de la réaction prépondérante si pH < 6,5.

H2O + H2OOH - + H3O + est associée à la réaction d'autoprotolyse de l'eau.

 b - Une solution d’acide éthanoïque faible contient 3 espèces acides. Lesquelles ?

Réponse : H3O + (acide fort), CH3COOH (acide faible) et H2O (acide indifférent)

R -COOH + H2ORCOO - + H3O + est l'équation de la réaction prépondérante si pH < 6,5.

H2O + H2OOH - + H3O + est associée à la réaction d'autoprotolyse de l'eau.

c - Une solution de base forte (soude) contient 2 espèces basiques. Lesquelles ?

Réponse : HO - (base forte) et H2O (base indifférente).

NaOH (solide déjà ionique)Na + + OH - est l'équation-bilan de la réaction prépondérante si pH > 6,5.

H2O + H2OOH - + H3O + est associée à la réaction d'autoprotolyse de l'eau.

 d - Une solution de base faible ( NH3 ) contient 3 espèces basiques. Lesquelles ?

Réponse : HO - (base forte), NH3 (base faible) et H2O (base indifférente)

NH3 + H2O NH4 + + OH - est associée à la réaction prépondérante si pH > 6,5.

H2O + H2OOH - + H3O + est associée à la réaction d'autoprotolyse de l'eau.


2- ACTION D’UNE BASE FORTE SUR UN ACIDE FORT


2-1 Montage

· Le bécher contient Va = 20 cm3 d’acide chlorhydrique de concentration Ca = 0,01 mol/L

(volume Va mesuré avec une pipette jaugée).

· La burette graduée contient de la soude de concentration Cb = 0,01 mol/L.

· Un pH-mètre, préalablement étalonné, permet de suivre le pH de la solution après chaque ajout d’hydroxyde de sodium.


2-2 Equation de la réaction de dosage

· L’équation-bilan de la réaction s’écrit :

H3O+ + OH -2 H2O (réaction rapide, totale, exothermique) (1)

 On peut aussi écrire :

( H3O + + Cl - ) + ( Na + + OH - ) 2 H2O + ( Na + + Cl - )

Les ions Na + et Cl - étant passifs (spectateurs) sont généralement supprimés.

 · Il serait faux d’écrire : HCl + NaOHH2O + NaCl car trois de ces composés sont ioniques en milieu aqueux.


2-3 Mesures. Tracé du graphe pH = f ( Vb )

On verse progressivement la soude et, après chaque ajout, on mesure le pH. On a obtenu les résultats suivants :

Reportons ces résultats sur un graphe :

- Méthode des tangentes parallèles pour la détermination du point d'équivalence E :

Les droites T1 et T2, parallèles, sont tangentes à la courbe.

La droite D est équidistantes de T1 et T2 .

Le point d'équivalence E est le point d'intersection de la courbe et de la droite D.


2-4 Etude de la courbe
(voir différence avec le cas du dosage d'un acide faible par une base forte à la leçon 6) :

La courbe présente un seul point d’inflexion E avec 3 parties distinctes :

· 1° partie - Pour Vb variant de 0 à 16 mL, le pH varie peu (voir la courbe).

 Lorsque Vb = 0mL. on a seulement l’acide fort avec :

pH initial = - log Ca = - log 10 - 2 = 2.

Lorsque Vb croit le réactif limitant reste OH - , le réactif en excès H3O + impose un pH < 7.

· 2° partie - Pour Vb variant de 16 à 24 mL, on observe un saut de pH important autour du point d’inflexion E, en lequel la courbe change de concavité (voir la courbe).

Définition : A l’équivalence les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage :

(1) H3O+ + OH - ® 2 H2O

On écrit :

Na initial = Nb ajouté à l'équivalence

soit :

Na = Ca Va = Cb Vb E = Nb E

A l’équivalence (pH) E = 7 car les ions H3O+ et OH -, introduits en quantité égale, réagissent mole à mole pour donner de l’eau. On a toujours (pH) E = 7, à l'équivalence, lorsqu'on dose un monoacide fort par une monobase forte. Ce n'est plus le cas si l'un des réactifs est faible alors que l'autre est fort (voir la leçon 6).

· 3° partie - Pour Vb supérieur à 24 cm3, le pH augmente lentement vers la valeur pH = 12 (correspondant au pH de la solution de soude ajoutée soit pH = 14 + log Cb) (voir la courbe).

Le réactif limitant est H3O +, le réactif en excès est OH - . Le milieu est de plus en plus basique.

 Remarque : Le point d’équivalence E peut être déterminé graphiquement de 2 façons : par la méthode des tangentes parallèles (voir la fin du paragraphe 2-3 ci-dessus) ou par la méthode utilisant la courbe dérivée dpH / dVb qui passe par un maximum au point E (la pente de la courbe est maximale au point E)

Sans pH-mètre, on peut également déterminer le point E en utilisant un indicateur coloré. Un indicateur coloré convient pour un dosage acido - basique si sa zone de virage contient le pH du point d’équivalence E.

 

A VOIR :

Problème résolu n° 4 A : Dosage d'un détartrant à cafetière (Bac 1997)

Problème n° 4 B (à résoudre) : Une base forte : l'ion éthanolate (Bac 1998)

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