Karamö, le prof virtuelLeçon 12 sur 20
Acides forts et bases fortes
Je sais reconnaître un acide fort et une base forte, calculer le pH de leurs solutions et celui d'un mélange des deux.
- 1 h
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Définir un acide fort et une base forte par leur réaction totale avec l'eau
- Calculer le pH d'une solution d'acide fort (pH = −log C) ou de base forte (pH = 14 + log C)
- Prévoir l'effet d'une dilution sur le pH
- Calculer le pH d'un mélange d'un acide fort et d'une base forte
Avant de commencer : La leçon « Dissociation de l'eau : produit ionique et pH » (Ke, définition du pH), la concentration molaire et la dilution.
1Je découvre
Dans l'atelier de réparation de batteries de son oncle, à Kankan, Ibrahima remarque un bidon marqué « acide – corrosif ». Au lycée, le professeur de chimie montre deux flacons : une solution d'acide chlorhydrique et une solution d'acide éthanoïque (l'acide du vinaigre), toutes deux à la concentration C = 1,0 × 10-2 mol/L.
Kadiatou mesure leur pH. Surprise : l'acide chlorhydrique donne pH = 2,0, alors que l'acide éthanoïque, à la même concentration, donne pH = 3,4. Les deux solutions contiennent pourtant le même nombre de moles d'acide par litre.
Elle fait la même chose avec une solution d'hydroxyde de sodium (la soude) à 1,0 × 10-2 mol/L : pH = 12,0.
Pourquoi deux acides de même concentration n'ont-ils pas le même pH, et comment prévoir le pH d'une solution d'acide fort ou de base forte ?
2Je comprends
1. Qu'est-ce qu'un acide fort ?
Selon Brønsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H^+, et une base une espèce capable de capter un proton.
Un acide fort est un acide dont la réaction avec l'eau est totale : toutes les molécules d'acide cèdent leur proton à l'eau.
Exemple : le chlorure d'hydrogène HCl (un gaz) se dissout dans l'eau en donnant l'acide chlorhydrique :
HCl + H2O → H3O^+ + Cl^- (simple flèche : réaction totale).
Dans la solution, il ne reste aucune molécule HCl. Si l'on dissout C mol de HCl par litre, on obtient C mol/L d'ions H3O^+ et C mol/L d'ions Cl^-.
Preuve expérimentale. Pour C = 1,0 × 10-2 mol/L, on mesure pH = 2,0, soit [H3O^+] = 10-2 mol/L = C. Tout l'acide a réagi. Pour l'acide éthanoïque, pH = 3,4 donne [H3O^+] ≈ 4 × 10-4 mol/L, bien moins que C : cet acide ne réagit que partiellement, c'est un acide faible (leçon suivante).
Autres acides forts courants : l'acide nitrique HNO3, le bromure d'hydrogène HBr, l'iodure d'hydrogène HI.
pH d'une solution d'acide fort de concentration C :
[H3O^+] = C donc pH = -log C.
Cette formule est valable pour des concentrations comprises entre environ 10-6 et 10-1 mol/L. Pour des solutions encore plus diluées, les ions H3O^+ venant de l'eau ne sont plus négligeables et le pH reste inférieur à 7.
2. Qu'est-ce qu'une base forte ?
Une base forte est une base dont la réaction avec l'eau est totale. La plus utilisée est l'ion hydroxyde OH^- apporté par l'hydroxyde de sodium ou l'hydroxyde de potassium, solides ioniques qui se dissocient entièrement :
NaOH(s) → Na^+ + OH^- ; KOH(s) → K^+ + OH^-.
La solution d'hydroxyde de sodium s'appelle couramment la soude. L'ion éthanolate C2H5O^- est aussi une base forte : il réagit totalement avec l'eau pour donner de l'éthanol et des ions OH^-.
pH d'une solution de base forte de concentration C (à 25 °C) :
[OH^-] = C, donc [H3O^+] = KeC = 10-14C, et pH = 14 + log C.
Même domaine de validité : C entre environ 10-6 et 10-1 mol/L.
- Réaction totale avec l'eau
- [H3O+] = C
- pH = −log C
- Exemple : acide chlorhydrique
- Réaction totale avec l'eau
- [OH-] = C
- pH = 14 + log C
- Exemple : soude (NaOH)
Exemple
Calculer le pH d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration C = 5,0 × 10^−3 mol/L.
L'acide chlorhydrique est un acide fort : [H3O+] = C = 5,0 × 10^−3 mol/L.
pH = −log(5,0 × 10^−3) = 2,30, soit pH ≈ 2,3.
Exemple
On dissout 0,20 g d'hydroxyde de sodium dans de l'eau pour obtenir 250 mL de solution. Calculer le pH (M(NaOH) = 40 g/mol).
n = m / M = 0,20 / 40 = 5,0 × 10^−3 mol.
C = n / V = 5,0 × 10^−3 / 0,250 = 2,0 × 10^−2 mol/L.
Base forte : [OH−] = 2,0 × 10^−2 mol/L.
pH = 14 + log(2,0 × 10^−2) = 14 − 1,70 = 12,3.
3. Effet de la dilution
Diluer n fois une solution, c'est diviser sa concentration par n (le facteur de dilution).
- Acide fort dilué 10 fois : C est divisée par 10, le pH augmente de 1.
- Base forte diluée 10 fois : C est divisée par 10, le pH diminue de 1.
Dans les deux cas, la dilution rapproche le pH de 7, sans jamais le dépasser : une solution acide diluée reste acide.
4. Mélange d'un acide fort et d'une base forte
Quand on mélange de l'acide chlorhydrique et de la soude, les ions H3O^+ et OH^- réagissent :
H3O^+ + OH^- → 2 H2O.
Cette réaction est totale, rapide et exothermique (le mélange s'échauffe). Les ions Cl^- et Na^+ ne réagissent pas : ce sont des ions spectateurs.
Trois cas selon les quantités apportées nA = CA VA (ions H3O^+) et nB = CB VB (ions OH^-) :
- nA > nB : il reste des ions H3O^+, le mélange est acide ;
- nA = nB : le mélange contient seulement de l'eau salée (Na^+ + Cl^-), il est neutre (pH = 7 à 25 °C) ;
- nA < nB : il reste des ions OH^-, le mélange est basique.
Méthode
Pour calculer le pH d'un mélange acide fort + base forte :
- Je calcule nA = CA × VA et nB = CB × VB (volumes en litres).
- J'écris la réaction H3O+ + OH− → 2 H2O et je repère le réactif en excès.
- Je calcule la quantité restante : n(excès) = |nA − nB|.
- Je divise par le volume TOTAL du mélange : V = VA + VB.
- J'en déduis le pH : −log[H3O+] si H3O+ en excès ; 14 + log[OH−] si OH− en excès.
Exemple
On mélange 30 mL d'acide chlorhydrique à 2,0 × 10^−2 mol/L et 20 mL de soude à 5,0 × 10^−2 mol/L. Calculer le pH.
nA = 2,0 × 10^−2 × 0,030 = 6,0 × 10^−4 mol d'ions H3O+.
nB = 5,0 × 10^−2 × 0,020 = 1,0 × 10^−3 mol d'ions OH−.
nB > nA : les ions OH− sont en excès. Restent : 1,0 × 10^−3 − 6,0 × 10^−4 = 4,0 × 10^−4 mol.
Volume total : 50 mL = 0,050 L. [OH−] = 4,0 × 10^−4 / 0,050 = 8,0 × 10^−3 mol/L.
pH = 14 + log(8,0 × 10^−3) = 14 − 2,10 = 11,9. Le mélange est basique.
- 1Calculer nA = CA·VA et nB = CB·VB
- 2Écrire H3O+ + OH- → 2 H2O et trouver l'ion en excès
- 3Calculer la quantité en excès |nA − nB|
- 4Diviser par le volume total VA + VB
- 5Calculer le pH et conclure
5. Sécurité
Les solutions concentrées d'acides forts et de bases fortes sont corrosives : elles brûlent la peau et les yeux. On porte une blouse et des lunettes, et pour diluer un acide concentré on verse toujours l'acide dans l'eau, lentement, jamais l'eau dans l'acide (la chaleur dégagée pourrait projeter du liquide).
3Je retiens
Je retiens
Acide fort : réaction totale avec l'eau (HCl + H2O → H3O+ + Cl−). [H3O+] = C et pH = −log C.
Base forte : réaction totale avec l'eau ou dissociation totale (NaOH → Na+ + OH−). [OH−] = C et pH = 14 + log C (25 °C).
Formules valables pour 10^−6 < C < 10^−1 mol/L environ.
Dilution par 10 : le pH augmente de 1 (acide fort) ou diminue de 1 (base forte) ; il se rapproche de 7 sans le dépasser.
Mélange : H3O+ + OH− → 2 H2O, réaction totale, rapide et exothermique ; on calcule l'excès et on divise par le volume total.
Pour diluer : verser l'acide dans l'eau.
4Erreurs fréquentes
- Oublier de diviser par le volume TOTAL dans un mélange : la concentration de l'ion en excès se calcule avec VA + VB.
- Écrire pH = −log C pour une base forte : pour une base, pH = 14 + log C.
- Oublier de convertir les millilitres en litres dans n = C × V.
- Penser qu'en diluant beaucoup un acide fort on obtient un pH supérieur à 7 : une solution d'acide reste acide.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Calcule le pH des solutions suivantes (25 °C) :
a) acide nitrique à 1,0 × 10-3 mol/L ;
b) acide chlorhydrique à 4,0 × 10-3 mol/L ;
c) hydroxyde de potassium à 2,5 × 10-3 mol/L.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Acide fort : pH = -log(1,0 × 10-3) = 3,0.
b) pH = -log(4,0 × 10-3) ≈ 2,4.
c) Base forte : pH = 14 + log(2,5 × 10-3) = 14 - 2,60 ≈ 11,4.
2Exercice 2
Une solution d'acide chlorhydrique a un pH de 3,7. Quelle est sa concentration ? Même question pour une solution de soude de pH 11,0.
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Acide fort : C = [H3O^+] = 10-3,7 ≈ 2,0 × 10-4 mol/L.
Base forte : [H3O^+] = 10-11 mol/L, donc C = [OH^-] = 10-1410-11 = 1,0 × 10-3 mol/L.
3Exercice 3
Fatoumata dispose de 50 mL de soude de pH 12,0. Elle veut obtenir une solution de pH 11,0.
a) Quel facteur de dilution doit-elle appliquer ?
b) Quel volume final doit-elle obtenir ? Quel volume d'eau ajoute-t-elle ?
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a) Le pH d'une base forte diminue de 1 quand on la dilue 10 fois : facteur de dilution 10.
Vérification : pH 12,0 donne C = 10-2 mol/L ; pH 11,0 donne C' = 10-3 mol/L ; CC' = 10.
b) Volume final : 50 × 10 = 500 mL. Elle ajoute 500 - 50 = 450 mL d'eau.
4Exercice 4
On mélange 10 mL d'acide chlorhydrique à 0,10 mol/L et 15 mL de soude à 5,0 × 10-2 mol/L. Calcule le pH du mélange.
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nA = 0,10 × 0,010 = 1,0 × 10-3 mol ; nB = 5,0 × 10-2 × 0,015 = 7,5 × 10-4 mol.
H3O^+ en excès : 1,0 × 10-3 - 7,5 × 10-4 = 2,5 × 10-4 mol dans 25 mL.
[H3O^+] = 2,5 × 10-40,025 = 1,0 × 10-2 mol/L, donc pH = 2,0.
5Exercice 5
(Type BAC) On dissout 0,12 L de chlorure d'hydrogène gazeux dans de l'eau pour obtenir 500 mL de solution S. Volume molaire des gaz : Vm = 24 L/mol.
a) Écris l'équation de la réaction de HCl avec l'eau. Pourquoi est-elle totale ?
b) Calcule la concentration CA de S et son pH.
c) On prélève VA = 20 mL de S. Quel volume de soude à CB = 2,0 × 10-2 mol/L faut-il ajouter pour obtenir un mélange neutre ?
d) Calcule le pH du mélange obtenu si l'on ajoute seulement 5,0 mL de cette soude, puis si l'on en ajoute 15 mL.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) HCl + H2O → H3O^+ + Cl^-. Le chlorure d'hydrogène est un acide fort : il cède son proton à l'eau de façon totale ; la solution ne contient plus de molécules HCl.
b) n = VVm = 0,1224 = 5,0 × 10-3 mol ; CA = 5,0 × 10-30,500 = 1,0 × 10-2 mol/L ; pH = -log(10-2) = 2,0.
c) Neutralité si nB = nA : CB VB = CA VA, donc VB = 1,0 × 10-2 × 202,0 × 10-2 = 10 mL.
d) nA = 1,0 × 10-2 × 0,020 = 2,0 × 10-4 mol.
- Avec 5,0 mL : nB = 2,0 × 10-2 × 0,0050 = 1,0 × 10-4 mol. Excès de H3O^+ : 1,0 × 10-4 mol dans 25 mL, soit [H3O^+] = 4,0 × 10-3 mol/L et pH = -log(4,0 × 10-3) ≈ 2,4.
- Avec 15 mL : nB = 3,0 × 10-4 mol. Excès de OH^- : 1,0 × 10-4 mol dans 35 mL, soit [OH^-] ≈ 2,9 × 10-3 mol/L et pH = 14 + log(2,86 × 10-3) ≈ 11,5.
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6Je vérifie
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