acide fort ou acide faible

Comprendre : acide fort ou faible
TP C5
ACIDE FORT OU ACIDE FAIBLE
Compétences attendues : Mesurer le pH d’une solution aqueuse ; Reconnaître un acide et une
base selon Brönsted.
Document n°1. Calcul de pH.
En solution aqueuse, les ions H+ sont présents sous la forme d’ions oxonium H3O+.
Le pH (potentiel hydrogène) mesure l’acidité ou la basicité d’une solution. Le pH est relié à la
concentration en ions oxonium ou en ions hydroxyde par :
pH = -log([H3O+]) ou pH = 14 + log([HO-])
avec log : fonction logarithme décimal donc [H3O+] = 10-pH, relation valable pour une solution
diluée dont [H3O+] < 0,050 mol/L
Ainsi, dans un milieu aqueux à 25 °C
 une solution de pH = 7 est dite neutre ;
 une solution de pH < 7 est dite acide ; plus son pH s'éloigne de 7 (diminue) et plus elle est
acide ;
 une solution de pH > 7 est dite basique ; plus son pH s'éloigne de 7 (augmente) et plus elle
est basique.
Document n°2. Acide et base conjuguée
Un acide, selon Bronsted, est une espèce chimique capable de libérer un proton tel que :
AH
A- + H+
On parle alors de couple acido-basique AH/AC’est la capacité à libérer ce proton qui confère à l’acide son acidité.
Un acide fort est un acide qui se dissocie totalement en sa base conjuguée. On parle alors de
réaction totale…
Un acide est dit « faible » si il ne se dissocie pas totalement…un équilibre est alors formé à la fin de
la réaction.
Document n°3. Réaction totale ou partielle.
Il existe deux façons de représenter les équilibres chimiques.
A + B →C +D (1)
A+B
C + D (2)
Dans l’équation (1), la réaction s’arrête lorsque l’un des réactifs vient à manquer. La
réaction est totale, on a formé le maximum de produits possible. Dans l’équation (2), la réaction
s’arrête alors qu’il reste des réactifs. Un équilibre entre les espèces s’installe, on dit que la réaction
est limitée.
Document n°4. Matériel à disposition.
-
Solutions d’acide chlorhydrique à 1,0.10-2 mol/L
-
Solution d’acide acétique à 0,10 mol/L
-
pH-mètre
-
eau distillée
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-
fiole jaugée de 100 mL, 250 mL avec bouchon
-
béchers 150 mL
-
Pipette jaugée de 10 mL+ + poire à pipeter
-
Eprouvette graduée
Document n°5. La dilution
La dilution est un procédé consistant à obtenir une solution finale (solution fille) de
concentration inférieure à celle de départ (solution mère), soit par ajout de solvant, soit par
prélèvement d'une partie de la solution et en complétant avec du solvant pour garder le même
volume.
Lors d’une dilution par prélèvement, le volume final de la solution fille contient autant de quantité
de matière de soluté que celui contenu dans le volume de solution mère prélevé nécessaire à la
fabrication de la solution fille (solution diluée).
Document n°6. Wikipédia.
Le 28 juin 2012, on pouvait lire dans cet article de l’encyclopédie Wikipedia :
« L'ammoniaque NH3(aq), ou solution aqueuse d'hydroxyde d'ammonium, ( NH4( aq)  HO  ( aq) ) est
une solution aqueuse formée d'ions ammonium NH4( aq) et d'ions hydroxyde HO  ( aq) résultants
de la dissolution du gaz ammoniac (NH3) dans l'eau. »
Dans la page Discussion associée, on pouvait lire cette remarque :
« La transformation entre NH3 et l'eau étant très limitée, la solution aqueuse d'ammoniaque ne
contiendra qu'une très faible quantité d'ions NH4( aq) et HO  ( aq) . On ne peut pas dire (1ère
phrase de l'article) que l'ammoniaque est une solution aqueuse d'hydroxyde d'ammonium. ».
Document n°7. Evaluation de l’incertitude sur une série de mesures
Le résultat d’une série de mesures identiques peut être présenté sous la forme d’un intervalle de
confiance : M  M  M avec ΔM = ks. s est appelée l’incertitude type, elle ne compte qu’un seul
chiffre significatif, M est la moyenne.
Dans la majorité des cas étudiés au lycée, pour un niveau de confiance de 95 %, la mesure aura 95%
de chance de se trouver dans l’intervalle [M  ks ; M  ks] avec k facteur d’élargissement k dépendant
du nombre de mesures effectuées et de l’intervalle de confiance choisi.
n
2
3
4
5
6
7
8
9
10
k95%
12,7
4,30
3,18
2,78
2,57
2,45
2,37
2,31
2,26
k99%
63,7
9,93
5,84
4,60
4,03
3,71
3,50
3,36
3,25
s est l’incertitude type avec s 
n 1
n
, n nombre de mesures avec n 1 l’écart type expérimental qui
N
 (m  M)
i
représente, en quelque sorte, la moyenne des écarts avec la valeur moyenne n 1 
i1
2
n 1
mi : valeur de la mesure i et n nombre de mesures.
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Travail préliminaire :
1. Pour chaque acide, établir le tableau d’avancement pour déterminer la quantité d’ion
oxonium. En déduire la valeur attendue du pH. Proposer un protocole expérimental
permettant de vérifier cette valeur.
Acide
éthanoïque à
1,0.10-2mol.L-1
CH3CO2H(aq) + H2O(l)
CH3CO2-(aq) + H3O+(l)
CH3CO2H(aq) + H2O(l) →
CH3CO2-(aq) + H3O+(l)
et
Acide
chlorhydrique à
1,0.10-2mol.L-1
HCl(aq) + H2O(l)
H3O+ + Cl-(aq)
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+ + Cl-(aq)
2. On propose deux équations de réaction :
NH3(aq) + H2O
NH4( aq)  HO  ( aq)
NH3(aq) + H2O → NH4( aq)  HO  ( aq)
Présentez brièvement les deux points de vue en opposition. Associer une des équations proposées à
chaque point de vue.
Visualiser les vidéos d’utilisation et d’étalonnage du pHmètre sur mbphysique.wordpress.com dans les
Tuto matériels
A réaliser en classe :
3. Réaliser les protocoles et en déduire quel est l’acide fort et l’acide faible. Justifier
4. Grâce aux mesures de pH de chaque groupe pour l’acide chlorhydrique, écrire la valeur du
pH sous la forme pH  pH  pH
5. Réaliser une expérience permettant de savoir quel point de vue évoqué dans la question 2.
est correct. Justifier.
6. NH3(aq) est :
Une base forte
Un acide fort
Un acide faible
Une base faible
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