Chapitre 5: Réaction entre Acide fort / Base forte - Physique-Chimie Terminale D | DigiClass
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Réaction entre Acide fort / Base forte

I.  Réaction entre une solution d’acide chlorhydrique et une solution d’hydroxyde de sodium

A.  Equation bilan de la solution

C’est une réaction totale et exothermique.

L’équation bilan de cette réaction est :

$(H_{3}O^{+} + Cl^{-}) + (Na^{+} + OH^{-}) → 2H_{2}O + Na^{+} +Cl^{-}$        (1)

Les ions $Na^{+}$ et $Cl^{-}$ ne participent pas à la réaction. Ce sont des ions spectateurs.

La réaction n’a lieu qu’entre les ions $H_{3}O^{+}$ et $OH^{-}$ pour donner l’eau ($H_{2}O$).

L’équation (1) peut alors s’écrire simplement :

$H_{3}O^{+} + OH^{-} → 2H_{2}O$

B.  PH du mélange final

Le PH final peut être acide.

$n_{H_{3}O^{+}} > n_{OH^{-}}$ et $[H_{3}O^{+}]_{f}=\frac{n_{H_{3}O^{+} - n_{OH^{-}}}}{V_{T}}$

  • Le PH final est neutre lorsque :

$n_{H_{3}O^{+}}=n_{OH^{-}}$ et $[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]$

  • Le PH final est basique lorsque :

$n_{OH^{-}}>n_{H_{3}O^{+}}$ et $[OH^{-}]_{f}=\frac{n_{OH^{-} - n_{H_{3}O^{+}}}}{V_{T}}$

C.  Equivalence acido-basique

Définition

Il y a équivalence acido-basique lorsque le nombre de moles de l’acide chlorhydrique (acide fort) est égale au nombre de moles de l’hydroxyde de sodium (base forte) dans le mélange.

$n_{H_{3}O^{+}}=n_{OH^{-}}$

Dans le cas particulier de la réaction entre ($H_{3}O^{+} + Cl^{-}$) et ($Na^{+} + OH^{-}$)

On a :                   $n_{H_{3}O^{+}}=n_{OH^{-}}$

                               $CaVa=CbVb$

  • A l’équilibre, le milieu est neutre donc :

$PH=7$ à $25°C$.

  • La solution obtenue à l’équilibre est celle du chlorure de sodium. Cette solution est neutre. Son évaporation conduit au chlorure de sodium solide.

$Na^{+} + Cl^{-}$ $\underrightarrow{Evaporation}$ $NaCl$ (Solide)

 

II.  Généralisation

Les résultats de l’étude précédente se généralisent aux autres acides fortes et bases fortes.

L’équation bilan de la réaction.

$H_{3}O^{+} + OH^{-} → 2H_{2}O$

Le PH équivalent est égal à 7 à 25°C.

Les ions indifférents d’un point de vue acido-basique n’existent pas. Il existe en solution (il ne faut pas le oublier).

III.  Application au dosage

A.  Définition du dosage et mode opératoire

  • Doser une solution c’est déterminer sa concentration.
  • Mode opératoire : on place la solution de concentration inconnue dans le bécher et la solution qui sert à doser dans la burette graduée.

B.  Dosage d’un acide fort par une base forte

1.  Dispositif expérimental simplifié

2.  Allure de ma courbe $PH = f(Vb)$

Analyse de la courbe.

Cette courbe est croissante et comporte trois parties distinctes :

  • La partie A-B : elle est presque rectiligne et le $PH$ varie peu
  • La partie B-C : presque verticale où le $PH$ varie brutalement est appelée saut du $PH$. Dans cette partie, on trouve l’unique point d’inflexion de la courbe qui correspond au point d’équivalence $E$ dont les coordonnées sont : ($V_{bE} ; PH = 7$).
  • La partie C-D : de nouveau rectiligne où le $PH$ varie faiblement. La courbe tend vers une asymptote horizontale d’équation $PH=14 + log C_{B}$

3.  Détermination du point d’équivalence $E$

On peut déterminer le point d’équivalence :

  • Par suivi du PH-mètre : on trace la courbe $PH = f(Vb)$. Le point d’équivalence est le point de la courbe d’ordonnées $PH = 7$ et on lit son abscisse $V_{bE}$. $E$ peut être aussi déterminé par la méthode des tangentes parallèles.
  • Au moyen d’indicateurs colorés : l’indicateur coloré à choisir est celui dont la zone de virage encadre le $PH$ à l’équivalence. Le $BBT$ dont la zone de virage $(6,0 – 7,6)$ est l’indicateur coloré approprié pour doser un acide fort par une base forte.

C.  Dosage d’une base forte par un acide fort

1.  Dispositif expérimental simplifié

(Voir le dispositif précèdent)

Ici la solution d’acide fort est dans la burette et la solution de base dans le bécher.

2.  Allure de la courbe $PH = f(Va)$

Dans la partie C-D, la courbe tend vers une asymptote horizontale d’équation $PH = -log Ca$.