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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 H 3 O +. Les acides. Deux principales catégories d’acides :

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Presentation Transcript

  1. Acides et bases

  2. 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+.

  3. Les acides Deux principales catégories d’acides : • Les acides organiques, qui contiennent du carbone, comme l’acide acétique (CH3COOH). (CH3COOH) H3O+ + CH3COO- H2O

  4. Les acides Deux principales catégories d’acides : • Les acides minéraux, tels que l’acide chlorhydrique (HCl) ou l’acide sulfurique (H2SO4), qui ne contiennent pas de carbone. H2SO4 H3O+ + SO4- H2O

  5. Propriétés des acides • Les acides ont une saveur aigre (les agrumes). Ex : le vinaigre, le citron…

  6. Propriétés des acides • Les acides en solution réagissent sur les indicateurs chimiques. • Le papier tournesol bleu devient rouge. Solution acide

  7. Propriétés des acides • Les acides réagissent avec de nombreux métaux pour donner un sel et de l’hydrogène. (réaction de déplacement simple) Ex. : 2Al + 6HCl(aq) → 2AlCl3 + 3H2↑ Zn + H2SO4(aq)→ ZnSO4 + H2↑

  8. Propriétés des acides • Les acides neutralisent les bases, forment un sel et de l'eau. Ex . : HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl + H2O 3H2SO4(aq) + 2Al(OH)3(aq)→ Al2(SO4)3 + 6H2O • Les acides réagissent avec les carbonates pour donner un sel, du dioxyde de carbone et de l’eau. Ex . : 2HCl(aq) + CuCO3 → CaCl2 + CO2 ↑ + H2O + =

  9. 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+

  10. Propriétés des acides • Ils sont de bons électrolytes et ils conduisent le courant électrique en solution.

  11. Les bases Substance qui lorsqueplacéedansl’eau (en solution) libère des ions OH-. Plus une solution estbasique plus la concentration d’ions OH-estélevée. On diraicique le pH estélevé. H2O Mg(OH)2 Mg+ + OH-

  12. Propriétés des bases • Les bases ont une saveur amère. Ex. : Légumes, noix, Lait de magnésie [Mg(OH)2], etc.

  13. Propriétés des bases • Les bases ont une sensation de glissement au toucher.

  14. Propriétés des bases • Les bases réagissent sur les indicateurs chimiques. • Le papier tournesol rouge devient bleu. Solution basique

  15. 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

  16. Propriétés des bases • Les bases neutralisent les acides pour former un sel et de l’eau. Ex. : NaOH + HCl → NaCl + H2O Acide neutralisé

  17. Propriétés des bases • Les bases ne réagissent généralement pas avec les métaux sauf un, l’aluminium : 2Al + 2 NaOH + 2 H2O → 2NaAlO2 + 3H2(g)

  18. 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+

  19. Propriétés des bases • Elles sont de bons électrolytes et ils conduisent le courant électrique en solution.

  20. En résumé 1) Quelles sont les propriétés caractéristiques des acides et des bases

  21. Note: 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.

  22. Théoried’Arrhenius ·Un acide est un composé contenant de l’hydrogène qui, dissout 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-)

  23. 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:

  24. 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+ avec formation du cation hydronium (oxonium) H3O+.

  25. Petit rappel

  26. 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 de dihydrogène

  27. Nomenclature des hydracides binaires: • Formule générale : HX(aq) • Nomenclature: acide X-hydrique (acide nom du non-métal + -hydrique). • Exemple : HBr(aq) = acide bromhydrique (A.N) = bromure d’hydrogène (N.N) H2S(aq) = acide sulfhydrique (A.N) = Sulfure de dihydrogène (N.N)

  28. Nomme les acides suivants: 1) HCl 6) H3P 2) HBr(aq) 7) H2Te(aq) 3) H2S 8) HCl(aq) 4) HF(aq) 9) HBr 5) H2Se 10) H2S

  29. Nomenclature des acides ternaires Formule générale: HXO Nomenclature: nom de l’ion polyatomique (XO)+ Hydrogène. Exemple : HClO3: chlorate d'hydrogène H2SO4: sulfate de dihydrogène

  30. Nomenclature des hydracides ternaires 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

  31. 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

  32. Acide fort et faible dissociation complète dissociation partielle

  33. Base forte et faible dissociation complète dissociation partielle

  34. L’échelle de pH • Le pH s’exprimeselonuneéchelle de 0 à 14 unités. Une eau « neutre » possède un pH de 7 unités. • Un pH inférieur à 7 indiqueque la solution estacide • Un pH supérieur à cettevaleurindiquequ’ils’agitd’une solution alcaline (basique). • La baissed’uneunité de pH impliquequel’acidité (# d’ion H+) estmultipliée par un facteur 10. • La mêmefaçon la haussed’uneunité de pH impliqueque la basicité (# d’ion OH-) estmultipliée par un facteur 10.

  35. Le pH H3O+

  36. Le pH

  37. Les réactions de neutralization À chaque fois qu’un acide rencontre une base il réagiront ensemble pour donner un sel et de l’eau. Acide + Base Sel + Eau HCl(aq) + NaOH(aq)NaCl(aq) + H2O(l)

  38. Le Kawah Ijen (Indonésie) Lac d'acide sulfurique

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