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Chapitre 1 :
LES ACIDES ET LES BASES
I) L’acidité et le sens du goût :
- L’acidité est une saveur.
- Les papilles gustatives de la langue sont capables de percevoir l’acidité d’une
substance.
- L'acidité des aliments peut être très variable.
Exemple : Une goutte de citron a un goût très acide. Lorsqu'on mange une
pomme, on sent le goût sucré mais également une légère acidité.
- Les solutions acides ou basiques peuvent être aussi très irritantes pour la
peau.
- Le contact avec certaines substances peut entraîner de graves lésions pour
les yeux.
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LES ACIDES ET LES BASES
II) Solution acide et solution basique :
1) Définition :
On montre en biologie que le goût acide des aliments est dû à la présence
plus ou moins importante d'ion hydrogène (H+) en solution. Nous dirons :
- Un acide est une espèce chimique (substance) qui libère des ions
hydrogène (H+) lorsqu'on la met en solution dans l'eau.
Exemple : Le gaz chlorhydrique est un acide : HCl(g) → H+(aq) + Cl−(aq)
L'acide sulfurique est un acide : H2SO4(l) → H+(aq) + HSO4−(aq)
L'acide nitrique est un acide : HNO3(l) → H+(aq) + NO3−(aq)
- Une base est une espèce chimique (substance) qui libère des ions OH−
ou qui absorbe des ions H+ lorsqu'on la met en solution dans l'eau.
Exemple : La soude (hydroxyde de sodium) est une base :
NaOH(s) → Na+(aq) + OH−(aq)
La chaux (hydroxyde de calcium) est une base :
Ca(OH)2(s) → Ca+(aq) + 2 OH−(aq)
Le gaz ammoniac est une base : NH3(g) + H+(aq) → NH4+(aq)
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II) Solution acide et solution basique :
2) Echelle des pH :
Pour comparer l'acidité des solutions, on utilise une échelle de pH :
0
7
14
+++→ pH
← solution basique 
 solution basique →
↑
solution neutre
Une solution est acide si son pH < 7, une solution est basique si son
pH > 7 et une solution est neutre si son pH = 7.
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II) Solution acide et solution basique :
3) Les indicateurs colorés :
Les indicateurs colorés sont des substances dont la teinte dépend du pH de la
solution dans laquelle ils sont introduits en petite quantité.
teinte
zone de virage
teinte
Exemple :
Indicateur coloré
(pH < zone de virage)
teinte sensible
(pH > zone de virage)
méthyle orange
orange
3,1 à 4,4
jaune
bleu de bromothymol
jaune
6 à 7,6
bleu
phénolphtaléine
incolore
8,2 à 10
rose fuchsia
0
1
2
3
4
5
méthyle orange
6 7 8 9 10
11 12 13 14
4
bleu de bromothymol
5 6 7 8 9 10
11 12 13 14
4
phénolphtaléine
6 7 8 9 10
11 12 13 14
+++++++++++++++→ pH
0
1
2
3
+++++++++++++++→ pH
0
1
2
3
5
+++++++++++++++→ pH
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II) Solution acide et solution basique :
4) Mesure de pH et papier pH :
Le papier pH est obtenu en imprégnant un papier d'une solution contenant un
mélange d'indicateurs colorés, puis en le séchant.
On compare la couleur du papier imbibé d'une goutte de solution à tester à
une échelle de couleurs.
Pour faire des mesures plus précises, on peut utiliser un pH-mètre.
Un pH-mètre est un millivoltmètre de très grande résistance intérieure.
Exemple : Nous utiliserons un pH-mètre "stylo" :
Exemple :
Solution
Solution concentrée d'acide chlorhydrique
Vinaigre
Jus d'orange
Jus de tomate
Eau
Nettoie-tout
Eau de Javel
Solution concentrée de soude
pH
1,1
2,6
3,7
3,8
7,2
9,8
11,2
12,9
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III) Neutralisation de l’acidité d’une solution :
1) Définition :
- Une solution aqueuse acide est une solution qui contient un grand
excès d'ions hydrogène (H+) par rapport aux ions hydroxyde (OH−).
On dit que dans une solution acide : [H+] >> [OH−]
- Une solution aqueuse basique est une solution qui contient un grand
excès d'ions hydroxyde (OH−) par rapport aux ions hydrogène (H+).
On dit que dans une solution basique : [H+] << [OH-]
- Une solution aqueuse neutre est une solution qui contient en quantités
égales des ions hydrogène (H+) et des ions hydroxyde (OH−).
On dit que dans une solution neutre : [H+] = [OH-]
0
7
14
+++→ pH
← [H+] >> [OH−] 
 [H+] << [OH−] →
↑
[H+] ≈ [OH−]
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III) Neutralisation de l’acidité d’une solution :
2) Réaction de neutralisation :
Lors de la neutralisation d'une solution acide par une solution basique il
se forme une solution de sel et de l'eau.
Exemple :
acide
+ hydroxyde →
chlorhydriquede sodiumde sodium
chlorure
+
eau
D’une façon générale :
solution acide + solution basique → solution saline + eau
acide
+
base
→
sel
+ eau
Exemple : acide chlorhydrique +ammoniaque → chlorure d’ammonium + eau
(H+ + Cl−)sol
+ (NH3)sol
→
(NH4+ + Cl−)sol
+ H2O
Exemple : acide nitrique + hydroxyde de sodium → nitrate de sodium + eau
(Na+ + OH−)sol
→ (Na+ + NO3−)sol + H2O
(H+ + NO3−)sol +
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IV) Acidité et environnement :
1) Acidité et cellules vivantes :
Les cellules vivantes sont sensibles au pH du milieu dans lequel elles
évoluent.
La plupart des cellules préfèrent les pH neutres (pH = 7) ou proches de la
neutralité.
Il existe des exceptions :
Exemple : Les bactéries qui contribuent à la fabrication du vinaigre peuvent
supporter un pH voisin de 3.
Exemple : A l’heure actuelle, on connaît des algues et certaines bactéries qui
peuvent supporter des pH de l'ordre de 2.
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IV) Acidité et environnement :
2) Les pluies acides :
Les pluies acides résultent de la dissolution par les gouttes de pluie de deux
principaux corps : le monoxyde d'azote (NO) et le dioxyde de soufre (SO2).
Ces deux gaz sont produit par l'industrie moderne et sont contenus dans les
gaz d'échappement des véhicules.
- Le monoxyde d’azote réagit avec le dioxygène de l’air pour former du
dioxyde d’azote :
2 NO + O2 → 2 NO2
- Le dioxyde d’azote, en se dissolvant dans les gouttes d’eau de pluie, réagit
pour former l’acide nitrique : (H+ + NO3−)sol
- Le dioxyde de soufre réagit avec le dioxygène de l’air pour former du
trioxyde de soufre :
2 SO2 + O2 → 2 SO3
- Le trioxyde de soufre, se dissolvant dans les gouttes d’eau de pluie, réagit
pour former l’acide sulfurique : (2 H+ + SO42−)sol
Les pluies peuvent être très acides et atteindre un pH = 1,5 et détruisent la
végétation qui se trouve près des centres industriels.
Les pluies acides altèrent le fonctionnement des branchies des poissons
entraînant leur mort.
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V) Action des acides sur les métaux :
1) Action de l’acide chlorhydrique sur le zinc :
Dans un tube à essai contenant de la poudre de zinc on verse quelques mL
d’une solution d’acide chlorhydrique ou d'acide sulfurique :
solution d’acide
chlorhydrique
allumette
enflammée
poudre
de zinc
On observe un dégagement gazeux de dihydrogène mis en évidence par une
petite explosion lorsqu’on l’enflamme.
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V) Action des acides sur les métaux :
1) Action de l’acide chlorhydrique sur le zinc :
Ayant prélevé une partie de la solution des produits obtenus dans un tube à
essai, on introduit quelques mL d’une solution d’hydroxyde de sodium :
solution d’hydroxyde de sodium (soude)
solution des
produits obtenus
On observe un précipité blanc d'hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2) qui révèle la
présence d’ions zinc (Zn2+) dans les produits obtenus.
Les ions hydrogène (H+) de l’acide chlorhydrique ont réagit avec le métal
zinc (Zn) suivant la réaction : 2 H+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g)
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V) Action des acides sur les métaux :
2) Action de l’acide chlorhydrique sur le fer :
Dans un tube à essai contenant de la poudre de fer on verse quelques mL
d’une solution d’acide chlorhydrique ou d'acide sulfurique :
solution d’acide
chlorhydrique
allumette
enflammée
poudre
de fer
On observe un dégagement gazeux de dihydrogène mis en évidence par une
petite explosion lorsqu’on l’enflamme.
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V) Action des acides sur les métaux :
2) Action de l’acide chlorhydrique sur le fer :
Ayant prélevé une partie de la solution des produits obtenus dans un tube à
essai, on introduit quelques mL d’une solution d’hydroxyde de sodium :
solution d’hydroxyde de sodium (soude)
solution des
produits obtenus
On observe un précipité vert d'hydroxyde de fer II (Fe(OH)2) qui révèle la
présence d’ions fer (Fe2+) dans les produits obtenus.
Les ions hydrogène (H+) de l’acide chlorhydrique ont réagit avec le métal
fer (Fe) suivant la réaction : 2 H+(aq) + Fe(s) → Fe2+(aq) + H2(g)
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VI) Identification des ions :
1) Compatibilité des ions et solubilité des cristaux :
Lors de la neutralisation de l’acide chlorhydrique par la soude, les cations
sodium (Na+(aq)) sont présents avec les anions chlorure (Cl−(aq)).
Lors de la neutralisation de l’acide éthanoïque par la soude, les cations
sodium (Na+(aq)) sont présents avec les anions éthanoate (CH3CO2−(aq)).
On dit que les cations sodium (Na+(aq)) sont compatibles en solution
aqueuse avec les anions chlorure (Cl− (aq)) ou éthanoate (CH3CO2− (aq)).
On sait, par ailleurs, que le cristal ionique de chlorure de sodium (NaCl(s)) (sel
de cuisine) est très soluble dans l’eau.
L’expérience montre que le cristal ionique (cristaux blancs) d’éthanoate de
sodium (NaCH3CO2(s)) est très soluble dans l’eau.
La solubilité des cristaux ioniques d’hydroxyde de sodium (NaCl(s)) ou
d’éthanoate de sodium (NaCH3CO2(s)) est liée à la compatibilité des
cations sodium (Na+(aq)) avec les anions chlorure (Cl−(aq)) ou éthanoate
(CH3CO2−(aq)) en solution aqueuse.
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VI) Identification des ions :
2) Incompatibilité des ions et faible solubilité des cristaux :
Inversement, lorsqu’on verse une solution d’hydroxyde de sodium (Na+(aq),
OH−(aq)) dans une solution contenant des ions zinc II (Zn2+(aq)) on obtient un
précipité d’hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2(s)) qui est un solide divisé.
L’expérience montre que le cristal ionique d’hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2(s))
est pratiquement insoluble dans l’eau.
Lorsqu’on verse une solution d’hydroxyde de sodium (Na+(aq), OH−(aq)) dans
une solution contenant des ions fer II (Fe2+(aq)) on obtient un précipité
d’hydroxyde de fer II (Fe(OH)2(s)) qui est un solide divisé.
L’expérience montre que le cristal ionique d’hydroxyde de fer II (Fe(OH)2(s))
est pratiquement insoluble dans l’eau.
L’insolubilité, dans l’eau, des cristaux ioniques d’hydroxyde de zinc II
(Zn(OH)2(s)) ou d’hydroxyde de fer II (Fe(OH)2(s)) est directement liée à
l’incompatibilité des cations zinc II (Zn2+(aq)) ou fer II (Fe2+(aq)) avec les
anions hydroxyde (OH−(aq)) en solution aqueuse.
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VI) Identification des ions :
3) Mise en évidence d’ions en solution aqueuse :
On veut mettre en évidence la présence de cations C1(aq) dans une solution
aqueuse (1), contenant les cations C1(aq) et également les anions A1(aq).
On mélange la solution (1) avec une solution aqueuse (2) contenant les
anions A2(aq), mais également les cations C2(aq), on a choisi la solution (2) de
telle façon que les cations C1(aq) soient incompatibles avec les anions A2(aq).
Les ions C1(aq) étant incompatibles en solution aqueuse avec les ions A2(aq), le
mélange va donner un précipité de C1A2(s).
Remarque : Il faut que les anions A1(aq) et les cations C2(aq) soient parfaitement
compatibles pour ne pas perturber la mise en évidence.
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VI) Identification des ions :
4) Tableau de compatibilité de quelques ions :
Exemple de compatibilité des ions
Anions →
Cl−
OH−
Cations
ion hydroxyde ion chlorure
↓
SO42−
ion sulfate
CO32−
ion carbonate
NO3−
ion nitrate
Ag2O ↵
(brun)
oxyde
d’argent
AgCl ↵
(blanc)
chlorure
d’argent
Ag2SO4 ↵
(blanc)
sulfate
d’argent
Ag2CO3 ↵
(blanc)
carbonate
d’argent
compatibles
en solution
compatibles
en solution
compatibles
en solution
compatibles
en solution
compatibles
en solution
Ag+
ion argent
K+
ion potassium
Ca(OH)2 ↵
(blanc)
compatibles
hydroxyde de en solution
calcium
NH4+
ion
ammonium
NH3 ↑
compatibles
(gaz incolore)
en solution
ammoniac
compatibles
en solution
Ba2+
Ba(OH)2 ↵
(blanc)
compatibles
hydroxyde de en solution
baryum
BaSO4 ↵
(blanc)
sulfate de
baryum
H+ ou H3O+ compatibles
ion hydronium en solution
compatibles
en solution
Ag3PO4 ↵
(jaune)
phosphate
d’argent
compatibles
en solution
compatibles
en solution
compatibles
en solution
ClO4−
ion
perchlorate
compatibles
en solution
KClO4 ↵
compatibles compatibles compatibles compatibles compatibles
(blanc)
en solution
en solution
en solution
en solution
en solution perchlorate de
potassium
CaCO3 ↵
CaC2O4 ↵
CaSO4 ↵
Ca3(PO4)2 ↵
(blanc)
(blanc)
(blanc)
(blanc)
compatibles
compatibles
sulfate de carbonate de en solution phosphate de oxalate de
en solution
calcium
calcium
calcium
calcium
Ca2+
ion calcium
ion baryum
PO43−
C2O42−
ion phosphate ion oxalate
BaCO3 ↵
Ba3(PO4)2 ↵
(blanc)
(blanc)
compatibles
compatibles
carbonate de en solution phosphate de en solution
baryum
baryum
CO2 ↑
compatibles (gaz incolore) compatibles compatibles compatibles
en solution
dioxyde de
en solution
en solution
en solution
carbone
compatibles
en solution
compatibles
en solution
compatibles
en solution