Réaction d'un acide fort avec une base forte
Objectifs
À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• écrire l'équation de la réaction entre un acide fort et une base forte et citer ses caractères ;
• décrire l'évolution du pH quand on ajoute une base forte à un acide fort ;
• définir l'équivalence acido-basique et utiliser CA.VA = CB.VBE ;
• utiliser un indicateur coloré (le BBT) pour repérer l'équivalence ;
• réaliser un dosage et calculer une concentration inconnue.
Prérequis : pH, acides et bases forts, ionisation propre de l'eau, caractère énergétique d'une réaction, tests des ions Na+ et Cl-.
Situation de départ
Le pH de l'eau d'une piscine doit rester voisin de 7,6. S'il devient trop grand, on ajoute un produit acide ; s'il devient trop petit, un produit basique. Quelle réaction permet à ces produits de corriger le pH ? Et comment l'agent d'entretien sait-il quelle quantité de produit ajouter ?
I. Étude qualitative de la réaction
1. Expérience
On mesure la température de 20 mL d'acide chlorhydrique à 1 mol.L-1 et de 20 mL de soude à 1 mol.L-1, puis on les mélange dans un bécher.
• La température du mélange augmente de quelques degrés.
• Le pH du mélange est voisin de 7.
• On évapore un peu du mélange dans un tube à essais : il reste des cristaux blancs. Dissous dans l'eau distillée, ils colorent la flamme en jaune (ions Na+) et donnent avec le nitrate d'argent un précipité blanc qui noircit à la lumière (ions Cl-) : c'est du chlorure de sodium.
2. Interprétation
La température s'élève : une réaction exothermique s'est produite. Dans l'acide, [H3O+] était voisine de 1 mol.L-1 ; dans le mélange (pH ≈ 7), elle n'est plus que de 10-7 mol.L-1. Cette énorme diminution ne peut pas venir de la dilution, puisque le volume a seulement doublé : les ions H3O+ ont réagi avec les ions OH-. Les ions Na+ et Cl- se retrouvent intacts : ce sont des ions spectateurs.
La réaction entre un acide fort et une base forte, appelée réaction acido-basique, a pour équation H3O+ + OH- 2 H2O. Elle est rapide, exothermique et pratiquement totale : c'est l'inverse de l'ionisation propre de l'eau. Il se forme de l'eau et un sel (ici NaCl), dont les ions restent dissous.
Pour 0,020 mol d'ions H3O+ et 0,020 mol d'ions OH- (40 mL de mélange), la réaction libère environ 1,1 kJ : de quoi élever la température de l'eau d'environ 7 °C.
II. Variation du pH au cours de la réaction
1. Expérience
À l'aide d'une pipette, on introduit dans un bécher VA = 10 mL d'acide chlorhydrique de concentration CA = 0,010 mol.L-1 et 2 à 3 gouttes de bleu de bromothymol (BBT). À l'aide d'une burette graduée, on ajoute mL par mL une solution de soude de concentration CB = 0,010 mol.L-1. Après chaque ajout, on agite, on mesure le pH et on note la teinte du BBT.
Quelques mesures (25 °C)
| VB (mL) | 0 | 5 | 9 | 10 | 11 | 15 | 20 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| pH | 2,0 | 2,5 | 3,3 | 7,0 | 10,7 | 11,3 | 11,5 |
| BBT | jaune | jaune | jaune | vert | bleu | bleu | bleu |
2. Interprétation
Trois parties
- de 0 à 9 mL, le pH augmente lentement : les ions OH- versés sont aussitôt consommés par les ions H3O+, qui restent en excès ; la solution est acide, le BBT est jaune ;
- entre 9 et 11 mL, le pH varie brusquement de 3,3 à 10,7 : c'est le saut de pH ;
- pour VB = 10 mL, le pH vaut 7 et le BBT est vert : la solution est neutre ;
- au-delà de 11 mL, le pH varie de nouveau lentement : la soude est en excès, le BBT est bleu.
III. L'équivalence acido-basique
1. Définition
Au point E de la courbe, [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1, comme dans l'eau pure : les ions H3O+ apportés par l'acide ont exactement réagi avec les ions OH- apportés par la base.
Il y a équivalence acido-basique lorsque la quantité d'ions H3O+ fournis par l'acide est égale à la quantité d'ions OH- fournis par la base.
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