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15 • Transformations chimiques en solution aqueuse – Réactions acidobasiques…
Solution
S’il s’agissait d’un acide fort, HCl par exemple, vous n’hésiteriez sans doute pas : il est totalement dissocié, la solution contient autant d’ions H 3 O ϩ qu’on y a dissous de molécules d’acide
(c(H 3 O ϩ ) ϭ 0,1 mol.L –1 ), et la réaction HCl ϩ NaOH Æ NaCl ϩ H 2 O nécessiterait évidemment
0,1 mole de soude.
Quelle différence introduit le fait que l’acide en solution soit un acide faible ?
En solution aqueuse, l’acide acétique, qui est un acide faible, se dissocie partiellement et donne
un équilibre :
CH 3 CO 2 H ϩ H 2 O
CH 3 CO 2
– ϩ H 3 O ϩ
L’ajout d’une solution de soude, qui est une base forte, revient à ajouter des ions Na ϩ et des ions
HO – . L’ion Na ϩ est un ion indifférent du point de vue acidobasique : il ne sera pas mentionné
dans la réaction de neutralisation.
Par contre, les ions HO – ajoutés neutralisent les ions H 3 O ϩ :
H 3 O ϩ ϩ HO – ϭ 2 H 2 O
On sait qu’il existe un équilibre puisque l’eau formée se redissocie en ses ions. Toutefois, la
réaction de neutralisation est quasiment complète car à l’équilibre (c’est-à-dire à la fin de la
réaction) il ne reste plus en solution que des concentrations négligeables :
c(H 3 O ϩ ) ϭ c(HO – ) ϭ 10 –7 mol.L –1
La disparition des ions H 3 O ϩ dans la neutralisation entraîne le déplacement total de l’équilibre
de dissociation de l’acide acétique : finalement, pratiquement tout l’acide acétique sera dissocié.
La réaction de neutralisation de l’acide acétique par la soude, c’est-à-dire par une base forte, est
schématisé par l’équation stœchiométrique :
CH 3 CO 2 H ϩ HO – ϭ CH 3 CO 2
– ϩ H 2 O
La neutralisation complète de l’acide acétique se fera en ajoutant la même quantité d’ions HO – ,
c’est-à-dire de soude, que de molécules d’acide acétique. Il faut donc 0,1 mol de soude pour
neutraliser 1 litre d’une solution 0,1 M d’acide acétique.
Les calculs de dosages s’effectuent donc toujours sur les concentrations totales d’acides et de
bases, qu’ils soient forts ou faibles. Par contre, l’acidité ou la basicité des solutions (leur pH)
dépendent de la concentration effective en ions H 3 O ϩ ou HO – , compte tenu des coefficients de
dissociation.
Exercice 15.8 Neutralisation d’un acide fort par une base forte
Quel volume d’une solution de soude 0,1 M faut-il ajouter à 1 litre d’une
solution d’acide chlorhydrique 0,1 M pour que le pH de la solution obtenue
soit égal à 1,5 ?
Solution
• Situation initiale : l’acide chlorhydrique est un acide fort et la soude une base forte ; ils sont
donc tous les deux totalement dissociés dans leurs solutions. Par conséquent, dans la solution
acide initiale c(H 3 O ϩ ) ϭ c 0 ϭ 0,1 mol.L –1 et dans la solution de soude c(HO – ) ϭ c 0 ϭ
0,1 mol.L –1 . D’autre part, la réaction qui va se produire (H 3 O ϩ ϩ HO – Æ 2 H 2 O) fait intervenir mole à mole les deux espèces ioniques.
• Situation finale : Le pH de 1,5 qu’on veut obtenir correspond à [H 3 O ϩ ] ϭ 10 –pH ϭ 3,2.10 –2 ,
concentration inférieure de (0,1 mol.L –1 – 3,2.10 –2 mol.L –1 ) ϭ 6,8.10 –2 mol.L –1 à la concentration initiale.
15 • Transformations chimiques en solution aqueuse – Réactions acidobasiques…
Solution
S’il s’agissait d’un acide fort, HCl par exemple, vous n’hésiteriez sans doute pas : il est totalement dissocié, la solution contient autant d’ions H 3 O ϩ qu’on y a dissous de molécules d’acide
(c(H 3 O ϩ ) ϭ 0,1 mol.L –1 ), et la réaction HCl ϩ NaOH Æ NaCl ϩ H 2 O nécessiterait évidemment
0,1 mole de soude.
Quelle différence introduit le fait que l’acide en solution soit un acide faible ?
En solution aqueuse, l’acide acétique, qui est un acide faible, se dissocie partiellement et donne
un équilibre :
CH 3 CO 2 H ϩ H 2 O
CH 3 CO 2
– ϩ H 3 O ϩ
L’ajout d’une solution de soude, qui est une base forte, revient à ajouter des ions Na ϩ et des ions
HO – . L’ion Na ϩ est un ion indifférent du point de vue acidobasique : il ne sera pas mentionné
dans la réaction de neutralisation.
Par contre, les ions HO – ajoutés neutralisent les ions H 3 O ϩ :
H 3 O ϩ ϩ HO – ϭ 2 H 2 O
On sait qu’il existe un équilibre puisque l’eau formée se redissocie en ses ions. Toutefois, la
réaction de neutralisation est quasiment complète car à l’équilibre (c’est-à-dire à la fin de la
réaction) il ne reste plus en solution que des concentrations négligeables :
c(H 3 O ϩ ) ϭ c(HO – ) ϭ 10 –7 mol.L –1
La disparition des ions H 3 O ϩ dans la neutralisation entraîne le déplacement total de l’équilibre
de dissociation de l’acide acétique : finalement, pratiquement tout l’acide acétique sera dissocié.
La réaction de neutralisation de l’acide acétique par la soude, c’est-à-dire par une base forte, est
schématisé par l’équation stœchiométrique :
CH 3 CO 2 H ϩ HO – ϭ CH 3 CO 2
– ϩ H 2 O
La neutralisation complète de l’acide acétique se fera en ajoutant la même quantité d’ions HO – ,
c’est-à-dire de soude, que de molécules d’acide acétique. Il faut donc 0,1 mol de soude pour
neutraliser 1 litre d’une solution 0,1 M d’acide acétique.
Les calculs de dosages s’effectuent donc toujours sur les concentrations totales d’acides et de
bases, qu’ils soient forts ou faibles. Par contre, l’acidité ou la basicité des solutions (leur pH)
dépendent de la concentration effective en ions H 3 O ϩ ou HO – , compte tenu des coefficients de
dissociation.
Exercice 15.8 Neutralisation d’un acide fort par une base forte
Quel volume d’une solution de soude 0,1 M faut-il ajouter à 1 litre d’une
solution d’acide chlorhydrique 0,1 M pour que le pH de la solution obtenue
soit égal à 1,5 ?
Solution
• Situation initiale : l’acide chlorhydrique est un acide fort et la soude une base forte ; ils sont
donc tous les deux totalement dissociés dans leurs solutions. Par conséquent, dans la solution
acide initiale c(H 3 O ϩ ) ϭ c 0 ϭ 0,1 mol.L –1 et dans la solution de soude c(HO – ) ϭ c 0 ϭ
0,1 mol.L –1 . D’autre part, la réaction qui va se produire (H 3 O ϩ ϩ HO – Æ 2 H 2 O) fait intervenir mole à mole les deux espèces ioniques.
• Situation finale : Le pH de 1,5 qu’on veut obtenir correspond à [H 3 O ϩ ] ϭ 10 –pH ϭ 3,2.10 –2 ,
concentration inférieure de (0,1 mol.L –1 – 3,2.10 –2 mol.L –1 ) ϭ 6,8.10 –2 mol.L –1 à la concentration initiale.