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Si tu te souviens de tes cours de sciences en CM2, que se passe-t-il lorsque tu mélanges du vinaigre avec du bicarbonate de sodium ? En tant qu'enfant, tu aurais probablement parlé d'une "explosion" !Cette expérience amusante et courante est en fait le résultat d'une réaction acide-base entre l'acide faible \( CH_3CO_2H \) et le bicarbonate de sodium \( NaHCO_3 \)…
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Jetzt kostenlos anmeldenSi tu te souviens de tes cours de sciences en CM2, que se passe-t-il lorsque tu mélanges du vinaigre avec du bicarbonate de sodium ? En tant qu'enfant, tu aurais probablement parlé d'une "explosion" !
Cette expérience amusante et courante est en fait le résultat d'une réaction acide-base entre l'acide faible \( CH_3CO_2H \) et le bicarbonate de sodium \( NaHCO_3 \) qui crée du dioxyde de carbone \( CO_2 \) , de l'eau \( H_2O \) et de l'acétate de sodium \( Na CH_3COO \) ! (Note : n'essaie pas de faire cela sans avoir reçu une formation adéquate et uniquement sous la supervision d'un adulte qualifié). Il ne s'agit que d'un seul type de réaction acido-basique ! Peux-tu en citer d'autres ?
Ne t'inquiète pas, nous allons essayer de passer en revue tous les types de réactions acido-basiques et, à la fin, tu seras débordant de connaissances !
Avant de nous plonger dans les quatre différents types de réactions acido-basiques, nous allons essayer de passer rapidement en revue ce qu'est une réaction acido-basique ! En se basant sur le nom, n'importe qui pourrait probablement dire qu'une réaction acido-basique est clairement une réaction entre un acide et une base. Techniquement, c'est vrai, mais c'est à peu près aussi clair que de dire qu'une explosion, c'est quand quelque chose explose !
Alors, comment définir une réaction acido-basique ?
Les réactions acido-basiques sont des réactions de neutralisation où les protons \( H^+ \) réagissent avec l'ion \( OH^- \) pour former \( H_2O \) et où les ions acides et basiques forment un sel.
Cette définition nous permet d'observer deux aspects importants des réactions acido-basiques :
Cela signifie également que l'explosion volcanique de notre expo-sciences de l'école primaire ne produit en réalité que de l'eau et du sel qui forment des bulles à cause du dioxyde de carbone !
Tu te demandes peut-être, s'il s'agit d'une réaction acide-base générale, pourquoi tous les différents types de réactions ont-ils de l'importance s'ils produisent tous la même chose ? Eh bien, toutes les réactions ne sont pas complètement neutralisées et des solutions de différents niveaux de pH peuvent être produites en fonction de la force des acides et des bases qui réagissent ensemble !
Il est important que tu comprennes ce que sont les acides et les bases et comment ils réagissent normalement, alors n'hésite pas à revenir en arrière et à te rafraîchir la mémoire !
Ceci n'était qu'un bref aperçu, alors si tu veux réviser, consulte "Acides et bases" !
Chaque acide \( HA \) est associé à une base (sa base conjuguée \( A^- \) ) .
Chaque base \( B \) est associée à un acide (son acide conjugué \( BH^+ \) ).
Les espèces conjuguées forment un couple acide-base.
Un couple acide/base est formé par deux espèces conjuguées qui échangent un proton, selon la relation suivante :
$$ HA+H_2O \rightarrow A^- +H_3O^+ $$
Un couple acide/base est représenté par l'écriture : acide/base, où l'acide conjugué s'écrit en premier.
Ceci n'était qu'un bref aperçu, alors si tu veux réviser, consulte "Couples acide-base" !
Nous allons essayer de commencer par les réactions qui te sont probablement les plus familières entre un acide fort et une base forte !
Les acides forts sont des acides qui s'ionisent complètement et les bases fortes sont des bases qui se dissocient complètement dans une solution donnée.
Que se passe-t-il donc si l'on mélange un acide fort et une base forte ? Découvrons-le !
Nous allons essayer d'étudier cette réaction avec du chlorure d'hydrogène \( HCl \) , un acide fort, et de l'hydroxyde de sodium \( NaOH \) , une base forte !
Sur la base de ce que nous avons couvert jusqu'à présent, essaie d'écrire une équation équilibrée pour cette réaction.
L'équation correcte devrait être :
$$ HCl_{(aq)}\,\textcolor{red}{(acide)}+NaOH_{(aq)}\,\textcolor{blue}{(base)}\rightarrow NaCl_{(aq)}\,\text{(sel)}+H_2O_{(l)}\,\text{(eau)} $$
Nous pouvons maintenant déterminer notre équation ionique nette et observer la réaction de neutralisation fondamentale qui se produit.
$$ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
En nous débarrassant des ions spectateurs, nous obtenons :
$$ H^+ + OH^- \rightarrow H_2O $$
C'est exactement ce qui devrait se produire dans une réaction de neutralisation : un proton, \( H^+ \) , et un ion hydroxyde, \( OH^- \) , réagissant pour former de l'eau !
Cette équation nous permet d'observer qu'étant donné que les bases et les acides forts se dissocient complètement, si nous présentons une quantité molaire égale de chacun d'eux réagissant l'un avec l'autre, ils se "neutraliseront" complètement et le pH sera de sept.
Mais il est rare que nous ayons un scénario parfait dans lequel les moles de l'acide fort et de la base sont exactement égales, alors que se passe-t-il s'il y a des quantités inégales de moles dans une réaction ? C'est là que le plaisir peut commencer !
Pour toutes les réactions acide-base, il existe trois scénarios :
Nous allons travailler ensemble sur un problème d'exemple et couvrir les étapes importantes pour comprendre ce qui se passe !
Pour calculer le pH d'une solution, tu dois déterminer quel réactif est en excès. Tu peux alors calculer la concentration des ions hydrogène ou des ions hydroxyde restants, puis calculer le pH comme précédemment. Nous allons maintenant essayer un exemple pour t'aider à comprendre le processus.
Le pH d'une solution correspond à la concentration d'ions oxonium \( H_3O^+ \) dans la solution par la relation suivante :
$$ pH = -log ( \frac {[H_3O^+]} {C^0}) $$
L'organigramme suivant résume le commentaire sur le calcul du pH pour les acides forts, les bases et les mélanges des deux.
Fig.1- Calculer le pH d'une solution.
Supposons que l'on te demande de calculer le pH de la solution lorsque \( 400 ml \) de \( HBr \) \( 1 M \) sont mélangés à \( 100 ml \) de \( LiOH \) \( 1M \) .
1- La première étape consiste à toujours écrire l'équation chimique équilibrée :
$$ HBr_{(aq)} + LiOH_{(aq)} \rightarrow LiBr_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Nous connaissons l'équation ionique nette : \( H^+ + OH^- \rightarrow H_2O \)
2) Nous devons trouver le nombre de moles pour notre acide et notre base en utilisant la molarité donnée et les volumes de \( HBr \) et de \( LiOH \) .
\( HBr \)
Nous notons que les dimensions de la molarité sont : \( M = mol/L \)
$$ 0,4\,L*1\,M\,HBr=0,4L*\frac{1\,mol}{1\,L}\,HBr=0,4\,mol\,HBr $$
\( LiOH \)
$$ 0,1\,L*1\,M\,LiOH=0,1L*\frac{1\,mol}{1\,L}\,LiOH=0,1\,mol\,LiOH $$
Il est important de comprendre que, comme l'acide et la base se dissocient à \( 100 \% \) , ces valeurs molaires sont égales à la valeur des ions hydroxyde et hydrogène ! Il y a donc \( 0,4 mol \) d'ions \( H^+ \) et \( 0,1 mol \) d'ions \( OH^- \) .
3) À partir de là, nous pouvons observer que nous aurons un réactif limitant puisque nous présentons un excès de base. Nous pouvons donc supposer que la neutralisation de \( OH^- \) va jusqu'à son terme, mais les \( 0,1 mol \) de \( OH^- \) , provenant de \( LiOH \) , ne peuvent neutraliser que \( 0,1 mol \) de \( H^+ \) , provenant de \( HBr \) . Nous soustrayons donc la quantité de \( OH^- \) de la quantité de \( H^+ \) pour obtenir les \( 0,3 mol \) de \( H^+ \) qui restent !
4) Puisqu'on nous demande le pH, nous devons reconvertir les \( 0,3 mol \) de \( H^+ \) en concentration. Rappelle-toi que nous avons ajouté \( 400 mL \) \( (HBr \space 1M) \) à \( \text {100 mL (LiOH 1M)} \) pour obtenir un volume total de la solution de \( 500mL \) . Nous pouvons maintenant calculer la concentration de l'acide restant, \( H^+ \) ,
$$ Molarité\,de\,H^+=\frac{moles\,of\,H^+}{volume\,totale\,,\,L} $$
ou
$$ Molarité\,de\,H^+=\frac{0,3\,mol\,H^+}{0,5\,L}=0,6\,M\,H^+ $$
5) Enfin, nous pouvons simplement introduire notre concentration de \( H^+ \) dans notre équation de pH connue, qui est \( pH = -log[H_3O^+] \) .
$$ pH=-log_{10}(0,6)=0,22 $$
qui est une solution dont le pH est inférieur à \( 1 \) , c'est-à-dire une solution très fortement acide.
L'une des choses les plus importantes à garder à l'esprit lors de la résolution de réactions d'acide fort et de base forte est de savoir si les quantités molaires sont égales ou non.
Nous allons maintenant passer à la réaction qui se produit entre une base faible et un acide fort. Nous suivrons le même schéma que pour la section sur les bases et les acides forts en commençant par déterminer la réaction générique entre les bases faibles et les acides forts et en travaillant alors sur un exemple !
Si nous mélangions de l'ammoniac, \( NH_3 \) , et de l'acide chlorhydrique, \( HCl \) , dans de l'eau, quelle serait, selon toi, l'équation chimique ? (Essaie de l'écrire avant de continuer !)
Nous présentons nos deux réactifs et nous connaissons la réaction de neutralisation qui produit de l'eau et du sel :$$ HCl_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_4Cl_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$Remarque que \( H_2O_{(l)} \) est ajouté à la fin de la réaction parce que celle-ci s'est déroulée dans l'eau.Pour déterminer l'équation ionique complète, nous notons que seul l'acide fort, \( HCl \) , se dissociera complètement en ions, tandis que le réactif (côté gauche), l'ammoniac, \( NH_3 \) , ne sera que partiellement ionisé :
$$ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_{4\,(aq)}^+ + Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
En se débarrassant des ions spectateurs, nous obtenons l'équation suivante :
$$ H^+_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_{4\,(aq)}^+ + H_2O_{(l)} $$
C'est l'équation ionique nette.
À partir de cette équation ionique, nous pouvons dire que l'équation générique de toute équation base faible-acide fort sera :
$$ H^+_{(aq)} + B_{(aq)} \rightarrow BH^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Mais quel serait le pH ? Acide, basique, neutre ? Réfléchissons-y.
Nous allons nous demander si les quantités molaires d'acide et de base sont égales. Nous commenterons plus en détail la manière de déterminer le pH si l'une ou l'autre des espèces est en excès dans les tampons acides-bases.
Bien que, comme le montre l'équation ionique nette, l'ammoniac, \( NH_3 \) , soit complètement converti en ammonium, \( NH_4^+ \) , (c'est la signification de la flèche unidirectionnelle, \( \rightarrow \) ) ce n'est pas la fin de l'histoire. Contrairement à la réaction acide fort-base, si une base faible et un acide fort sont ajoutés en quantités molaires égales, l'ammonium, \( NH_4^+ \) , qui en résulte existera en équilibre avec l'ion hydronium \( H_3O^+ \) . Alors, peux-tu deviner quelle est la seule espèce dont nous devons nous préoccuper pour déterminer le pH ? Il s'agit de l'ion ammonium, \( NH_4^+ \) , dans une solution aqueuse !
Du côté des produits (côté droit) de l'équation ionique nette, il reste \( NH_4^+ \) et \( H_2O \) . L'ion ammonium réagit avec l'eau, formant un équilibre avec l'ion hydronium. Par conséquent :
$$ NH_{4\,(aq)}^+ + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{3\,(aq)} + H_3O^+_{(aq)} $$
Note que l'acide dans l'eau est l'ion hydronium qui peut être écrit comme \( H^+ \) ou comme \( H_3O^+ \) .
Cet équilibre présente l'effet net de produire plus d'ions hydronium qui augmentent le pH et rendent la solution légèrement acide !
Des processus de réflexion et une logique similaires peuvent être appliqués aux réactions d'acide faible et de base forte.
Utilisons la réaction entre l'acide acétique \( CH_3COOH \) et l'hydroxyde de potassium \( KOH \) ! Écris l'équation chimique équilibrée !
L'équation chimique correcte est la suivante :
$$ CH_3COOH_{(aq)} + KOH_{(aq)} \rightarrow CH_3COOK_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Pour trouver l'équation ionique nette, nous conservons l'acide faible ensemble et séparons le \( KOH \) en ions puisqu'il s'agit d'une base forte qui se dissocie à \( 100 \% \) .
$$ CH_3COOH_{(aq)} + K^+_{(aq)} +OH^-_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + K^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Après avoir supprimé les ions spectateurs, nous obtenons l'équation suivante :
$$ CH_3COOH_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
À partir de cette équation ionique, nous pouvons dire que l'équation générique pour toute équation acide faible-base forte sera :
$$ HA_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Dans le cas où l'acide faible et la base forte présentent une quantité égale de moles, qu'est-ce que cela signifie ? Cela signifie qu'ils se sont neutralisés l'un l'autre et que l'acide acétique et les ions hydroxyde seront complètement épuisés. Alors, peux-tu deviner quelle est la seule espèce dont nous devons nous préoccuper pour déterminer le pH ? C'est l'ion \( CH_3COO^- _{(aq)} \) !
Il nous reste \( CH_3COO^- \) et \( H_2O \) qui peuvent en fait former une réaction d'équilibre puisque \( CH_3COO^- \) est une base faible.
$$ CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons CH_3COOH_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
Cet équilibre produit davantage d'ions hydroxyde qui augmentent le pH et le rendent légèrement basique !
Dans l'eau, il se produit spontanément ce que l'on appelle une autoprotolyse. Les molécules d'eau peuvent aussi bien céder des protons que les absorber. Il se forme ainsi en permanence de petites quantités d'ions oxonium \( H_3O^+ \) ainsi que d'ions hydroxyde \( OH^- \) dans l'eau. Tu peux décrire cela avec l'équation de réaction suivante :
$$ 2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- $$
Comme l'eau est dans ce cas à la fois un acide et une base, on appelle également l'eau un ampholyte.
Les ampholytes, également appelés amphotères, sont des composés qui peuvent absorber des protons en tant qu'acide et libérer des protons en tant que base. L'eau et l'ammoniaque sont des exemples d'ampholytes.
Comme indiqué précédemment, un autre scénario auquel nous pouvons être confrontés est celui d'un excès d'acide ou de base. Dans ce cas, si un couple acide-base conjugué réagit avec lui-même, un tampon se forme !
Une solution tampon est une solution composée d'acides faibles et de bases conjuguées qui résiste aux changements de pH.
Voici comment on résoudrait le pH d'une réaction entre un acide faible et une base forte si l'acide est en excès. Comme la solution contient un excès d'acide et de base conjuguée, nous utilisons l'équation de Henderson-Hasselbalch définie comme suit \( pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]}) \) pour déterminer le pH d'une telle solution.
Nous essaierons d'entrer dans les détails dans Acides - bases réactions et tampons ! Ceci n'est qu'une brève introduction au concept !
Une réaction acide-base est équilibrée par addition d'un acide ou d'une base pour neutraliser l'excès d'acide ou de base dans la solution.
La réaction entre un acide et une base est une réaction de neutralisation où les protons H+ réagissent avec l'ion OH- pour former H2O et où les ions acides et basiques forment un sel.
Les produits qui se forment lorsqu’un acide réagit avec une base sont l'eau et le sel.
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