CHAPITRE 5 : LA REACTION ENTRE LES SOLUTIONS D’ACIDE CHLORHYDRIQUE ET D’HYDROXYDE DE SODIUM

I. La réaction entre les solutions d’acide chlorhydrique et d’hydroxyde de sodium

1.Expérience

Dans un bécher, on introduit 50 cm3  d’acide chlorhydrique de concentration Ca = 2 mol.L-1 on ajoute 50 cm3 d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration
Cb = 2 mol.L-1. La réaction est très exothermique. Après évaporation il se forme un dépôt cristallin blanc : c’est le chlorure de sodium NaCl. Les ions Na+  et Cl- ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs ou indifférents.

L’équation s’écrit : (H3O+  + Cl- )   +    (Na+   +    OH- ) →  2H2O + (Na+ + Cl-)

Comme les ions Na+ et  Cl-  n’interviennent pas dans la réaction on a :
H3O+  +  OH-    →  2H2O 

Les ions H3O+ de la solution d’acide chlorhydrique réagissent avec les ions OH- apportés par la solution d’hydroxyde de sodium : c’est une réaction acide/base.     

2.Variation du pH au cours de la réaction de dosage

a.Protocole opératoire

Dans un bécher on introduit un volume Va = 20mL d’acide chlorhydrique, de concentration                   Ca = 10-2 mol.L-1. Dans la solution on plonge l’électrode d’un pH-mètre. Dans la burette on verse une solution d’hydroxyde de sodium de concentration Cb = 10-2 mol.L-1. On verse alors mL à mL, la solution d’hydroxyde de sodium. Pour chaque volume versé on mesure le pH. Les solutions sont prises 25 °C.

On obtient le tableau suivant :

b. Analyse de la courbe

La courbe peut se décomposer en trois parties distinctes.
♦Première partie :   0 mL ≤ Vb ≤ 16 mL : la courbe est croissante et linéaire. Le pH croit très peu.
♦Deuxième partie : 16 mL≤ Vb≤ 22 mL : on observe une variation brutale du pH et la courbe est verticale pour VbE = 20 mL. Cette partie de la courbe est  le saut de pH
♦Troisième partie : Vb > 22 mL : la courbe est légèrement croissante et tend vers une asymptote horizontale.

c.Détermination du point d’équivalence

*  Définition

La deuxième partie de la courbe présente un point d’inflexion noté E, correspondant à Vb = 20 mL. Ce point porte le nom de point d’équivalence. Il a pour coordonnées : Vbe= 20 mL et PHe= 7
Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage. Donc, le point d’équivalence est atteint lorsque la quantité d’ion hydroxyde OH- ajouté est égale à la quantité d’ions hydronium H3O+ initialement apportés par l’acide.
 n(OH-)ajoutés = n(H3O+)introduits
Le pH au point d’équivalence a pour valeur 7 ce qui correspond à une solution neutre.

*Détermination graphique du point E par la méthode des tangentes

On trace deux tangentes à la courbe, parallèles en deux points situés de part et d’autre du saut du pH. On mène ensuite une perpendiculaire commune à ces deux tangentes dont on détermine le milieu I. On trace enfin une parallèle aux tangentes, passant par I, qui coupe la courbe pH = f(Vb) au point d’équivalence E. 

d. Composition du mélange au point d’équivalence 

Les ions présents en solution sont : Na+, Cl-, H3O+, OH-.

*  A l’équivalence, nous avons :

n(H3O+)introduits = CaVa = 10-2×20.10-3 = 2.10-4 mol  et    n(OH-)ajoutés = CbVbE = 10-2×20.10-3 = 2.10-4 mol

comme : n(OH-)ajoutés = n(H3O+)introduits , on a bien : CaVa = CbVbE

*Calculons les concentrations molaires des ions indifférents Na+ et Cl- dans le mélange :

[Na+] =CbVbE/Vb +VbE   et  [Cl-] = CaVa/Va +VbE. A l’équivalence on a :
CaVa = CbVbE     Donc  [Na+]E = [Cl-]E

* L’électroneutralité du mélange permet d’écrire :

H3O+]E + [Na+]E = [OH-]E  + [Cl-]E     ce qui entraine que : [H3O+]E = [OH-]E 

Or pour une solution aqueuse :

Ke = [H3O+][OH-] = 10-14        Donc : [H3O+] =√Ke = 10-7 mol.L-1.Et : pH = 7. 

Le pH au point d’équivalence a pour valeur 7 à 25°C ce qui correspond à une solution neutre.

e.Conclusion

A l’équivalence, le bécher contient une solution de chlorure de sodium de pH = 7 à 25 °C.

 

II.Application aux dosages

Le dosage est une réaction qui consiste à déterminer la concentration d’une solution à partir d’une autre solution de concentration connue.
Le dosage acido-basique est une opération qui consiste à déterminer la concentration d’un acide ou d’une base à l’aide d’une solution de base ou d’acide de concentration connue.
On a deux types de dosage :

-Le dosage pH-métrique qui consiste à mesurer progressivement la valeur du pH d’une solution par ajout d’une solution titrante
Le dosage pH-métrique d’une solution d’acide chlorhydrique permet de déterminer sa concentration Ca. On a :  CaVa = CbVbE    → Ca = CbVbE /Va

-Le dosage à l’aide des indicateurs colorés qui se fait par utilisation d’un indicateur coloré. On observe dans ce cas un changement de couleur. L’indicateur coloré doit avoir sa zone de virage autour de l’équivalence de façon à pouvoir déterminer expérimentalement le saut de pH. La zone de virage est l’intervalle de pH où se produit le changement de couleur de l’indicateur coloré. La couleur de l’indicateur coloré dans la zone de virage est appelée teinte sensible

NB : Lorsqu’il s’agit d’un dosage d’une dibase forte avec un monoacide faible, à l’équivalence on a : 2CbVb = CaVaE

EXERCICES D’APPLICATION

Exercice 1

A 50 mL d’une solution de HCl de C = 2.10-2 mol.L-1, on ajoute 50 mL d’hydroxyde de sodium de concentration C = 10-2 mol.L-1.
1.Ecrire l’équation – bilan de la réaction.
2. A – t – on atteint l’équivalence acido – basique ? Précisez si la solution obtenue est acide ; basique ou neutre ?
3.Déterminer le pH de la solution.
4.Calculer la concentration des différentes espèces chimiques présentes dans la solution.

Solution

1.L’équation – bilan de la réaction.

  H3O+  + OH-   →  2H2O 

2.A l’équivalence on a : CaVa  = CbVb

– Acide : na = CaVa = 2.10-2 x 50.10-3 = 10-3 mol

-Base : nb = CbVb = 10-2×50.10-3 = 5.10-4 mol

On n’est pas à l’équivalence car na ≠ nb

De plus na > nb la solution est acide.

3.Déterminons le pH de la solution.

n(H3O+) = na – nb =  5.10-4 mol.

[H3O+] =n(H3O+)/Va + Vb =5.10-4/0.1 = 5.10-3 mol.L-1 →pH= – log[H3O+] = 2,3

4.la concentration des espèces

Les espèces chimiques : H2O ; H3O+ ; OH- ; Cl- ; Na+.

– Du pH

[H3O+] = 5.10-3 mol.L-1

– Du Ke

    [OH-]  =Ke/10-ph = 2.10-12 mol.L-1

-[Cl-] =na/Va + Vb  = 10-2 mol.L-1

 [Na+]  = nb/Va + Vb = 5.10-3 mol.L-1                              

Exercice 2

On verse une solution chlorhydrique décimolaire dans 50 mL de NaOH de concentration C = 4.10-2 mol.L-1.
1.Tracer en précisant les points important de la courbe pH = f(Va)
2.Déterminer le pH du mélange si Va = 10 mL.

Solution                                                                                                                                                                                          

1.La courbe pH = f(Va)
pHinitial = 14 + logCb = 12,6      pHlimite =-log Ca = 1
A l’équivalence : CaVa  = CbVb    → Va =CbVb /Ca = 20ml  

                                                

2.Déterminons du pH si Va = 10mL.

De l’électroneutralité de la solution  on a : [H3O+] + [Na+]  = [OH-]  + [Cl-]         →  [OH-]  =   [Na+]  – [Cl-] 

[Na+] = CbVb/ Va + Vb = 3,33.10-2 mol.L-1  ;
 [Cl-]=CaVa / Va + Vb = 1,66 .10-2 mol.L-1

 [OH-]  = [Na+]  – [Cl-]   = 1,66 .10-2 mol.L-1
  → [H3O+] =Ke/[OH-] = 6.10-13 mol.L-1     →  pH = -log[H3O+]  = 12

 

METHODE PRATIQUE

Comment déterminer le pH d’un mélange d’un acide fort et d’une base forte ?

Considérons un mélange d’un acide fort AH de concentration Ca et de  volume Va   et d’une base forte de concentration Cb et de volume Vb. 

na = CaVa : quantité de matière de l’acide

nb = CbVb ; quantité de matière de la base

 

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