Transcript Acides et bases

Acides et bases
Acide
Un acide est une substance
qui lorsque placée dans l’eau,
se dissocie de façon à former
+
+
des ions H . Ces ions H se
lieront à une molécule d’eau
+
pour former un cation H3O .
Les acides
Deux principales catégories d’acides :
1.
Les acides organiques, qui contiennent du carbone,
comme l’acide acétique (CH3COOH).
(CH3COOH)
H2O
H3O+ + CH3COO-
Les acides
Deux principales catégories d’acides :
2.
Les acides minéraux, tels que l’acide chlorhydrique
(HCl) ou l’acide sulfurique (H2SO4), qui ne contiennent
pas de carbone.
H2SO4
H2O
H3O+ + SO4-
Propriétés des acides

Les acides ont une saveur aigre (les agrumes).
Ex : le vinaigre, le citron…
Propriétés des acides
Les acides en solution réagissent sur les
indicateurs chimiques.

–
Le papier tournesol bleu devient rouge.
Solution acide
Propriétés des acides

Les acides réagissent avec de nombreux métaux
pour donner un sel et de l’hydrogène. (simple
déplacement)
Ex. : 2Al + 6HCl(aq) → 2AlCl3 + 3H2↑
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑
Propriétés des acides

Les acides neutralisent les bases, forment un sel et de l'eau.
Ex . :
HCl + NaOH → NaCl + H2O
3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O

Les acides réagissent avec les carbonates pour donner un sel,
du dioxyde de carbone et de l’eau.
Ex . : 2HCl + CuCO3 → CaCl2 + CO2 ↑ + H2O
+
=
Propriétés des acides

Les acide ont une concentration d’ions H3O+
supérieure à 10-7mol/dm3; c’est-à-dire pH<7.
Ex. : une [H3O+] de 10-3mol/dm3 = pH de 3
H3O+
Propriétés des acides

Ils sont de bons électrolytes et ils conduisent
le courant électrique en solution.
Les bases
Substance qui lorsque
placé dans l’eau (en
solution) libère des ions
OH-. Plus une solution
est basique plus le
nombre d’ions OH- est
élevé. On dira ici que le
pH est élevé.
Mg(OH)2
H2O
Mg+
+
OH-
Propriétés des bases

Les bases ont une saveur amère.
Ex. : Légumes, noix, Lait de magnésie [Mg(OH)2], etc.
Propriétés des bases

Les bases ont une sensation de
glissement au toucher.
Propriétés des bases
Les bases réagissent sur les indicateurs chimiques

–
Le papier tournesol rouge devient bleu.
Solution basique
Propriétés des bases
Les bases réagissent sur les indicateurs chimiques

–
Phénolphtaléine devient rose en présence d’une base.
Base concentrée
11
9
7
La substance neutre
devient basique
Propriétés des bases

Les bases neutralisent les acides pour former
un sel et de l’eau.
Ex. :
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Acide
neutralisé
Propriétés des bases

Les bases réagissent avec aucun métaux sauf
un, l’aluminium :
2Al + 2 NaOH + 2 H2O → 2NaAlO2 + 3H2(g)
Propriétés des bases

Les bases ont une concentration d’ions H3O+
inférieure à 10-7mol/dm3; c’est-à-dire pH>7.
Ex. : une [H3O+] de 10-10mol/dm3 = pH de 10
H3O+
Propriétés des bases

Ils sont de bons électrolytes et ils conduisent
le courant électrique en solution.
En résumé
1) Quelles sont les propriétés caractéristiques
des acides et des bases
Notes: Les acides et les
bases ont une importance
considérable dans l’industrie
chimique. On produit chaque
année dans le monde un
tonnage d’acide sulfurique
presque aussi important que
celui du fer.
Théorie d’Arrhenius
 Un acide est un composé contenant
de l’hydrogène qui, dissous dans
l’eau, libère des ions hydrogène H+.
(par exemple : HCl → H+ + Cl-)
 Une base est un composé qui, dissous dans
l’eau, conduit à un excès d’ions hydroxyde OH-.
(par exemple : NaOH → Na+ + OH-)
Le grand mérite
d'Arrhenius consiste:

à avoir expliqué que les
solutions aqueuses des
acides et des bases sont
des électrolytes

à avoir réduit la neutralisation entre
acides et bases (hydroxydes) à une
seule équation ionique:
Les inconvénients de la
théorie d'Arrhenius:

le cation H+ ne peut pas exister
à l'état libre en solution aqueuse.
Vu que ce cation n'a plus de
cortège électronique, sa taille se
réduit à celle du noyau (proton).

La forte concentration de charge qui en résulte
contraint l'eau à la fixation de H+ par liaison dative
avec formation du cation hydronium (oxonium) H3O+.
Petit rappel
Nomenclature des acides :

Formule générale : HX
 Nomenclature: X-ure d’hydrogène
(le nom du non-métal avec la
terminaison ure + d’hydrogène).

Exemple :
HBr = bromure d’hydrogène
H2S = sulfure d’hydrogène
Nomenclature des
hydracides binaires:

Formule générale : HX(aq)
 Nomenclature: acide X-hydrique
(acide nom du non-métal + -hydrique).

Exemple :
HBr(aq) = acide bromhydrique
H2S(aq) = acide sulfhydrique
Nommes les acides suivants:
1)
2)
3)
4)
5)
HCl
HBr(aq)
H2S
HF(aq)
H2Se
6) H3P
7) H2Te(aq)
8) HCl(aq)
9) HBr
10) H2S
Nomenclature des acides ternaire
Formule générale: HXO
Nomenclature: nom de l’ion
polyatomique (XO)+ Hydrogène.
Exemple : HClO3: chlorate d'hydrogène
H2SO4: sulfate d'hydrogène
Nomenclature des
hydracides ternaire
Formule générale: HXO(aq)
Nomenclature: acide + nom de l’ion
polyatomique (XO)-ique.
Exemple : H2CO3(aq): acide carbonique
H2SO4(aq): acide sulfurique
HNO3(aq): acide nitrique
Nomenclature des
hydracides ternaires variables
Formule générale: HXO(aq)
Nomenclature:
– acide + per - nom de l’ion polyatomique (XO) + O -ique.
– acide + nom de l’ion polyatomique (XO)-ique.
– acide + nom de l’ion polyatomique (XO) – O -eux.
– acide + hypo - nom de l’ion polyatomique (XO)- 2O - eux.
Exemple : H2CO2(aq): acide carboneux
H2SO5(aq): acide persulfurique
HNO(aq): acide hyponitreux
Exercices de Nomenclature
Nommes les composées suivants:
a.
HI
b.
Sc(OH)3
c.
HF(aq)
d.
H3PO2
e.
H2S(aq)
f.
NaOH
g.
H2CO4
h.
HClO3(aq)
i.
H2NO2(aq)
r.
HCl(aq)
Acide fort et faible
Base forte et faible





L’échelle de pH
Le pH s’exprime selon une échelle de 0 à 14
unités. Une eau « neutre » possède un pH de 7
unités.
Un pH inférieur à 7 indique que l’eau est acide
Un pH supérieur à cette valeur indique qu’il
s’agit d’une eau alcaline (basique).
La baisse d’une unité de pH implique que
l’acidité (# d’ion H+) est multipliée par un
facteur 10.
La même façon la hausse d’une unité de pH
implique que la basicité (# d’ion OH-) est
multipliée par un facteur 10.
H3
+
O
Les réactions de neutralization
À chaque fois qu’un acide rencontre
une base il réagirons ensemble
pour donner un sel et de l’eau.
Acide + Base
Sel + Eau
HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl(aq) + H2O(l)