Acides et bases

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. (simple déplacement) Ex. : 2Al + 6HCl(aq) → 2AlCl3 + 3H2↑ Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑

8. 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 + =

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 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. 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 réagissent avec aucun 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 • Ils 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. 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.

22. Théoried’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-)

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+ par liaison dative 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 d’hydrogène

27. 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

28. Nommes 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 ternaire Formule générale: HXO Nomenclature: nom de l’ion polyatomique (XO)+ Hydrogène. Exemple : HClO3: chlorate d'hydrogène H2SO4: sulfate d'hydrogène

30. 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

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. Exercices de NomenclatureNommes 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)

33. Acide fort et faible dissociation complète dissociation partielle

34. Base forte et faible dissociation complète dissociation partielle

35. 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.

36. Le pH H3O+

37. Le pH

39. 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)

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