Chapitre 10: Les acides et les bases

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1 Chapitre 10: Les acides et les bases

2 10.1 Les acides et les bases d’Arrhenius
Résultats d’apprentissage: Je peux énoncer les définitions d’un acide et d’une base selon les théories d’Arrhenius. (E1.5) Je distingue de façon qualitative les bases et les acides forts et faibles en fonction de leur degré d’ionisation. (E1.6) Je communique oralement et par écrit dans différents contextes en me servant des termes justes. (E2.8)

3 Mise en situation ereetchimie/acidesetbases/ Après cette vidéo, vérifie tes connaissances à l’aide du quiz.

4 La théorie d’Arrhenius
Svanté Arrhenius ( ) avait 25 ans quand il a proposé sa théorie des acides et des bases. Sa théorie lui a valu un prix Nobel en La théorie d’Arrhenius des acides et des bases indique qu’en solution, les acides s’ionisent pour produire des ions hydrogène et les bases se dissocient pour produire des ions hydroxyde

5 HCl(g)  H+(aq) + Cl-(aq)
Un acide est une substance qui s’ionise dans l’eau pour produire un ou plusieurs ions hydrogène, H+(aq). dans l’eau HCl(g)  H+(aq) + Cl-(aq) Une base est une substance qui se dissocie dans l’eau pour former un ou plusieurs ions hydroxyde, OH-(aq) NaOH(s)  Na+(aq) + OH-(aq)

6 Acides Bases Composés moléculaires covalentes Composés ioniques
Ionisation dans l’eau (processus de formation d’ions) Bases Composés ioniques Dissociation dans l’eau (processus de séparation des ions d’une substance dissoute)

7 Réaction de neutralisation
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) Les ions hydrogène de l’acide se combinent aux ions hydroxyde de la base pour former de l’eau.

8 Les propriétés des acides et des bases
Goût** Aigre Amer Texture** Aucune texture caractéristique Glissante au toucher Conductivité électrique en solution aqueuse Conducteur pH Inférieur à 7 Supérieur à 7 Couleur des indicateurs Tournesol Phénolphtaléine Rouge Incolore Bleu Rose Corrosion Corrode les tissus et les métaux Corrode les tissus, mais pas les métaux Réactions Avec les métaux actifs Avec les carbonates Produit de l’hydrogène gazeux Produit du dioxyde de carbone gazeux Aucune réaction Substances courantes Agrumes, vinaigre, boissons gazeuses, vitamine C Savon, bicarbonate de soude, nettoyant à four, ammoniaque ménager

9 L’échelle pH e/echelleduph/ L’échelle pH indique le niveau d’acidité ou d’alcalinité d’une solution d’après la concentration des ions hydrogènes dissous. Un indicateur acido-basique est une substance qui change de couleur à une certaine valeur seuil du pH Un indicateur universel est une mélange chimique qui change de couleur dans toute la gamme des valeurs de pH, de 0 à 14

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11 Indicateurs courants Indicateur Gamme de pH
Changement de couleur associé à l’augmentation du pH Violet de méthyle 0,0 à 1,6 Du jaune au bleu Orange IV 1,4 à 2,8 Du rouge au jaune Rouge de congo 3,0 à 5,2 Du bleu au rouge Orange de méthyle 3,2 à 4,4 Vert de bromocrésol 3,8 à 5,4 Rouge de méthyle 4,8 à 6,0 Bleu de bromothymol 6,0 à 7,6 Du rouge au vert au bleu Rouge de phénol 6,6 à 8,0 Du jaune au rouge Phénolphtaléine 8,2 à 10,0 D’incolore à rose Carmin d’indigo 11,4 à 13,0 Du bleu au jaune

12 forme très basique violet
Indicateur universel Couleurs de l'indicateur universel forme très acide rouge forme acide orange forme acide jaune forme neutre vert forme basique bleu forme très basique violet

13 Vérifie tes connaissances
Réponds aux questions 1-6 de la page 457

14 Activité- Déterminer le pH d’une solution à l’aide d’indicateurs
Consignes de sécurité Porte des lunettes de sécurité, des gants, un sarrau ou un tablier de laboratoire, ainsi que des vêtements de protection pendante cette activité Les acides et les bases sont corrosifs. Si tu en renverses sur ta peau ou tes vêtements, rince abondamment la région touchée à l’eau froide. Préviens immédiatement ton enseignante. Si une solution atteint tes yeux, rince-les pendant 15 minutes dans une douche oculaire et préviens immédiatement ton enseignante.

15 Activité- Déterminer le pH d’une solution à l’aide d’indicateurs
Matériel 3 compte-gouttes de solutions indicatrices 4 compte-gouttes de solution de pH inconnu 1 plaque à puits Marche à suivre Place deux gouttes d’indicateur dans quatre puits de la plaque Ajoute cinq gouttes de chaque solution à l’indicateur Note les couleurs Répète les étapes 1 à 3 avec tous les indicateurs

16 Questions Estime le pH de chacune des quatre solutions.
Quel indicateur est le plus précis? Pourquoi?

17 Solution Indicateur utilisé pH K2CO3 Na2SO4 CuSO4 KCl FeSO4 KI CuCl2 NaCl ZnSO4 KBr AlCl3 NH4Cl H2Cl2

18 Les acides forts Un acide fort c’est un acide qui s’ionise complètement dans l’eau Plus la concentration d’ions d’une solution est forte, plus la solution est un bon conducteur électrique. Une solution d’acide chlorhydrique, HCl(aq), à 1 mol/L contient beaucoup d’ions et est un très bon conducteur électrique. Une solution d’acide acétique, CH3COOH(aq), à 1 mol/L contient relativement peu d’ions et est un mauvais conducteur électrique.

19 Pluies acides Contient des acides forts comme H2SO4 et HNO3.
SO3 (g)+ H2O (l) H2SO4 (l) Animation de cette réaction: des_i.html Pour réduire les pluies acides, installation de dispositifs afin d’éliminer les sulfurés des gaz qu’elles rejettent dans l’atmosphère.

20 Les acides forts les plus courants
Nom Formule Acide chlorhydrique HCl(aq) Acide bromhydrique HBr(aq) Acide iodhydrique HI(aq) Acide perchlorique HClO4(aq) Acide nitrique HNO3(aq) Acide sulfurique H2SO4(aq)

21 Les acide faibles (page 459)
Un acide faible est un acide qui ne s’ionise pas complètement dans l’eau Dans une solution aqueuse d’acide faible, le nombre de molécules d’acide qui s’ionisent dépend de la concentration et de la température de la solution Voir page 459 figure 10.6

22 Fort ou faible? La polarité d’une molécule peu indiquer si cet acide est fort ou faible. Plus la polarité entre l’hydrogène et le restant du composé est élevée, plus l’acide s’ionise dans l’eau (et est donc fort).

23 Les acides binaires forts
Les acides binaires forts s’ionisent complètement dans l’eau ex.HCl, HBr, HI. Tous les acides qui contiennent un atome de la famille des halogènes (sauf pour le fluor) sont des acides binaires forts. La liaison entre l’hydrogène et le fluor est assez forte pour empêcher l’ionisation de celui-ci (grande électronégativité, petit rayon de l’atome de fluor)

24 Les oxyacides forts Les oxyacides se composent de H + O + un autre élément. Oxyacides forts:HNO3 (acide nitrique); HClO4 (acide perchlorique) et H2SO4 (acide sulfurique). Dans un oxyacide, l’atome d’hydrogène est toujours lié à un atome d’oxygène. L’électronégativité de l’oxygène étant plus grande, il éloigne les électrons de l’atome d’hydrogène. Les molécules d’eau sont attirés par la charge positive résultante de l’atome d’hydrogène.

25 Les oxyacides forts (suite)
Plus il y a d’atomes d’oxygène dans la molécule d’acide, plus la polarité de la liaison entre l’atome d’hydrogène qui s’ionise et l’atome d’oxygène qui s’attache augmente. Plus qu’il y a d’atomes d’oxygène dans la molécule, plus l’acide est fort. Ex. HClO4 (aq) (acide perchlorique) plus acide que HClO3 (aq) (acide chlorique)

26 Les acides diprotiques
Un acide qui renferme deux atomes d’hydrogène capables de s’ioniser (triprotique = 3 hydrogènes) H2SO4 est le seul acide diprotique fort. L’acide sulfurique s’ionise complètement en ions hydrogène et en ions hydrogénosulfate. L’hydrogénosulfate est un acide faible qui ne s’ionise pas facilement dans l’eau.

27 Les bases fortes Les bases fortes se dissocient complètement dans l’eau. Tous les hydroxydes de métaux alcalins (famille 1) ainsi que les hydroxydes de métaux alcalino-terreux (famille II) autre que le béryllium sont des bases fortes. Nom Formule Hydroxyde de lithium LiOH(aq) Hydroxyde de sodium NaOH(aq) Hydroxyde de potassium KOH(aq) Hydroxyde de calcium Ca(OH) 2(aq) Hydroxyde de baryum Ba(OH) 2(aq)

28 NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
Les bases faibles Une base faible produit relativement peu d’ions hydroxyde dans l’eau La base faible la plus courante est l’ammoniaque, NH3(aq) même si l’ammoniaque n’a pas ion hydroxyde, OH- contrairement à la théorie d’Arrhénius. Voir réaction ci-bas: NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)

29 Fort ou faible, concentré ou dilué
Les termes fort et faible renvoient à l’ionisation ou à la dissociation des particules dans l’eau. Les termes concentré et dilué renvoient à la quantité de soluté dans un solvant. HCl à 12,0 mol/L vs HCl à 0,1 mol/L concentré dilué acide fort acide fort NH3 à 5,0 mol/L vs NH3 à 0,2 mol/L concentrée diluée base faible base faible voir fig 10.9 page 461 Pour mieux comprendre la différence entre un acide fort, un acide faible, une base forte et une base faible, faisons la manipulation virtuelle:

30 Vérifie tes connaissances
Réponds page 462 #7-12

31 10.2 Les réactions de neutralisation et le titrage acido-basique.
Résultats d’apprentissage: Je peux résoudre divers problèmes portant sur la concentration des solutions et exprimer mes résultats en notation scientifique et selon différentes unités de concentration. (E2.1) Je peux déterminer la concentration d’un acide ou d’une base par titrage.(E2.7) Je communique oralement et par écrit dans différents contextes en me servant des termes justes. (E2.8)

32 Les réactions de neutralisation
Une réaction de neutralisation est une réaction de déplacement double entre un acide et une base qui produit un sel et de l’eau. Au cours de cette réaction, les propriétés respectives de l’acide et de la base sont neutralisées.   HCl (aq) + KOH (aq) → HOH (l) + KCl (aq)

33 Les réactions de neutralisation (suite)
Une réaction de neutralisation entre une solution aqueuse d’acide fort et une solution aqueuse de base forte forme toujours un sel neutre. Si les quantités molaires sont les équilibrées (c- à-d s’il y a le même nombres d’ions H+ et d’ions OH-dissoutes dans l’eau ),tout l’acide et la base se neutralisent. Donc pH=7.

34 Les réactions de neutralisation (suite)
La réaction entre des quantités égales d’un acide et d’une base faibles donne généralement une solution qui a un pH différent de 7, car les ions réagissent avec l’eau. C’est tout de même considéré une réaction de neutralisation, même si le pH n’est pas neutre.

35 Exemple de résolution de problème (2 approches différentes)-Pratique guidée
On fait un titrage pour neutraliser 20,00 ml d’hydroxyde de potassium avec de l’acide chlorhydrique dont la concentration est de 0,150 mol/L. Pour que la neutralisation se produise, 28,96 ml d’acide sont requis. Quelle est la concentration de la base? Approche 1. Cette approche ne s’applique que si le rapport molaire entre l’acide et la base est de 1 : 1. De plus, on ne peut l’utiliser que si l’acide et la base sont tous les deux forts. 1.Utiliser la formule caVa = cbVb (où c est la concentration et V est le volume). Données: Calculs:

36 Exemple de résolution de problème (2 approches différentes)(suite ): Approche 2.
1.Écrire l’équation équilibrée. KOH + HCl → KCl + H2O 2.Trouver le nombre de moles de l’acide ou de la base en utilisant la formule . On calcule le nombre de moles de l’acide, car on connaît les valeurs de c et de V de ce composé. 3.Faire le rapport molaire. Le rapport molaire entre KOH et HCl est de 1 : 1. Le nombre de moles de KOH est donc le même que le nombre de moles de HCl, soit 0,00434 mol. 4.Trouver la concentration de l’acide ou de la base en utilisant la formule. On peut maintenant calculer le nombre de moles de la base.

37 Résolution de problèmes
Pour voir un autre exemple, lis la page 465 de ton manuel de chimie. Pratique guidée: page 466 #2 Pratique-toi Fais les exercices 1,3,4 et 5 de la page 466

38 Titrage acido-basique
Définitions Un titrage est une technique qui consiste à déterminer la concentration d’une solution en faisant réagir un volume connu de cette solution avec un volume mesuré d’une solution de concentration connue Un titrant est une solution de concentration connue dans une analyse par titrage

39 Les indicateurs acido-basiques et le titrage
On utilise une indicateurs acido-basique pour savoir quand une réaction de neutralisation est complète. Point de virage: Point où l’indicateur d’un titrage change de couleur. La phénolphtaléine permet d’observer le point d’équivalence, le point où la quantité de titrant suffit tout juste à faire réagir tout le réactif de l’échantillon. La phénolphtaléine (pH de 0 à 8) vire rapidement au rose lorsque le pH est entre 8 et 10. D’habitude, une seule goutte suffit pour monter le point de virage.

40 Point d’équivalence: Point où la quantité de titrant suffit tout juste à faire réagir tout le réactif de l’échantillon. Le but du titrage est d’indiqué quelle quantité de titrant ajoutée à l’échantillon suffit pour montrer le point d’équivalence. Idéalement le point de virage observé devrait être le point d’équivalence.

41 Comment utiliser une burette: http://monde. ccdmd. qc. ca/ressource/
Vérifis tes connaisances en lien avec le titrage à l’aide de ce jeu interactif: ew.d2l?ou=8201&loIdentId=177641 Labo virtuel : Formatif ew.d2l?ou=8201&loIdentId=176439 Lire: P. 468 et 469 Marche à suivre pour le titrage acido-basique. Lire page 474 et 475 Complète ton pré-lab pour le prochain cours

42 Évaluation sommative Laboratoire: La concentration d’acide acétique.
Rapport de laboratoire