Les quatre classes de composés minéraux
Les oxydes sont des composés d'un élément avec l'oxygène, comme CaO ou CO₂. Les oxydes métalliques sont en général basiques ; les oxydes de non-métaux sont en général acides ; certains, comme Al₂O₃ et ZnO, sont amphotères (ils réagissent avec les acides et avec les bases).
Les acides libèrent des ions H⁺ dans l'eau (HCl, H₂SO₄, HNO₃). Les bases libèrent des ions OH⁻ ou captent H⁺ (NaOH, Ca(OH)₂, NH₃). Une base soluble dans l'eau est un alcali. Les sels sont formés d'un ion métallique (ou NH₄⁺) et de l'ion restant d'un acide (NaCl, CuSO₄, NH₄NO₃).
Les idées acide-base à connaître
- Arrhenius : un acide donne H⁺ dans l'eau ; une base donne OH⁻.
- Brønsted–Lowry : un acide donne un proton ; une base capte un proton. NH₃ est une base car elle prend H⁺.
- Lewis : un acide accepte un doublet d'électrons ; une base en donne un.
Nommer les acides, les bases et les sels
- Acides binaires : hydro- + radical + -ique : HCl acide chlorhydrique, HBr acide bromhydrique.
- Oxoacides : plus d'oxygène = -ique, moins d'oxygène = -eux : H₂SO₄ sulfurique, H₂SO₃ sulfureux ; HNO₃ nitrique, HNO₂ nitreux.
- Bases : hydroxyde de + métal : NaOH hydroxyde de sodium, Fe(OH)₃ hydroxyde de fer(III) (le chiffre romain indique la charge).
- Sels : la terminaison de l'acide change : -ique → -ate, -eux → -ite, hydro-…-ique → -ure. Ainsi H₂SO₄ donne des sulfates, H₂SO₃ des sulfites, HCl des chlorures. On dit « sulfate de sodium » : l'anion d'abord, puis le métal.
- Les sels acides contiennent encore H : NaHCO₃ hydrogénocarbonate de sodium. Les sels basiques contiennent encore OH : Mg(OH)Cl.
Le lien entre les classes
On peut suivre un même élément à travers les classes, comme une lignée familiale :
Métal : Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ (2Ca + O₂ → 2CaO ; CaO + H₂O → Ca(OH)₂ ; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O)
Non-métal : S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃
Les deux lignées se rejoignent dans un sel. Les sels se forment de plusieurs façons : acide + base, acide + métal, acide + oxyde basique, base + oxyde acide, et acide + carbonate.
Introduction au titrage
Un titrage trouve la concentration inconnue d'une solution en la faisant réagir avec une solution de concentration connue (la solution étalon ou solution titrante).
- Avec une pipette, prélève un volume exact (disons 25.0 mL) de l'acide inconnu dans un erlenmeyer. Ajoute 2 à 3 gouttes d'indicateur.
- Remplis la burette avec la base étalon. Lis le volume de départ au bas du ménisque, à hauteur des yeux.
- Ajoute la base en agitant. Vers la fin, ajoute-la goutte à goutte.
- Arrête-toi au premier changement de couleur durable : c'est le point final (virage). Note la lecture finale. Recommence jusqu'à ce que deux résultats concordent à 0.10 mL près.
Point d'équivalence = les moles d'acide et de base correspondent exactement selon l'équation. Point final = moment où l'indicateur change de couleur. Un bon indicateur rend les deux presque identiques.
Courbes de titrage et choix de l'indicateur
Trace le pH en fonction du volume de base ajouté. Tu obtiens une courbe de titrage en forme de S.
- Acide fort + base forte (HCl + NaOH) : le pH part près de 1, saute fortement d'environ 3 à 11, équivalence à pH 7. La phénolphtaléine ou l'hélianthine (méthylorange) conviennent.
- Acide faible + base forte (CH₃COOH + NaOH) : départ vers pH 3, zone plate (tampon), équivalence au-dessus de 7 (environ 8.7). Utilise la phénolphtaléine (change entre 8.2 et 10). À la demi-équivalence, pH = pKa.
- Acide fort + base faible (HCl + NH₃) : équivalence sous 7 (environ 5). Utilise l'hélianthine (change entre 3.1 et 4.4).
- Faible + faible : pas de saut net, donc aucun indicateur ne convient bien ; utilise un pH-mètre.
Règle : choisis un indicateur dont la zone de virage se trouve dans la partie raide de la courbe.
Calculs de titrage
Moles = concentration (mol/L) × volume (L). Utilise le rapport de l'équation équilibrée.
Pour HCl + NaOH (1 : 1) : CaVa = CbVb.
Pour H₂SO₄ + 2NaOH : moles de NaOH = 2 × moles de H₂SO₄, donc 2CaVa = CbVb.
Avant l'équivalence (acide fort) : [H⁺] = (moles d'acide restantes) ÷ (volume total). Après : [OH⁻] = (moles de base en excès) ÷ (volume total), puis pH = 14 − pOH (à 25 °C).
Formules et définitions clés
- n = C × V (V en litres)
- Réaction 1 : 1 : C₁V₁ = C₂V₂
- a·CₐVₐ = b·C_bV_b (a, b = nombre de H⁺ / OH⁻ libérés par chacun)
- pH = −log[H⁺] ; pH + pOH = 14 (25 °C)
- Acide faible à la demi-équivalence : pH = pKa
Exemples résolus
1. Nomme : (a) HNO₂ (b) K₂SO₄ (c) Fe(OH)₂ (d) NaHCO₃.
(a) acide nitreux (moins d'O → -eux). (b) sulfate de potassium (sulfurique → sulfate). (c) hydroxyde de fer(II). (d) hydrogénocarbonate de sodium, un sel acide.
2. Écris la chaîne de transformations du magnésium jusqu'au chlorure de magnésium.
2Mg + O₂ → 2MgO ; MgO + H₂O → Mg(OH)₂ ; Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O.
3. 25.0 mL de HCl demandent 20.0 mL de NaOH 0.100 M. Trouve [HCl].
n(NaOH) = 0.100 × 0.0200 = 0.00200 mol = n(HCl). C = 0.00200 ÷ 0.0250 = 0.0800 M.
4. 20.0 mL de H₂SO₄ sont neutralisés par 32.0 mL de NaOH 0.250 M. Trouve [H₂SO₄].
n(NaOH) = 0.250 × 0.0320 = 0.00800 mol. H₂SO₄ : NaOH = 1 : 2, donc n(H₂SO₄) = 0.00400 mol. C = 0.00400 ÷ 0.0200 = 0.200 M.
5. 25.0 mL de HCl 0.100 M. Trouve le pH après l'ajout de 20.0 mL de NaOH 0.100 M.
Acide 0.00250 mol, base 0.00200 mol. H⁺ restant = 0.000500 mol dans 45.0 mL. [H⁺] = 0.000500 ÷ 0.0450 = 0.0111 M. pH = 1.95.
6. Même flacon, après 30.0 mL de NaOH. Trouve le pH.
Base 0.00300 mol, OH⁻ en excès = 0.000500 mol dans 55.0 mL. [OH⁻] = 0.00909 M, pOH = 2.04, pH = 11.96. Le pH a sauté d'environ 2 à 12 en seulement 10 mL – la partie raide de la courbe.
Erreurs fréquentes
- Oublier de convertir les mL en L avant de calculer les moles.
- Utiliser C₁V₁ = C₂V₂ pour H₂SO₄ + NaOH ; il faut utiliser le rapport 1 : 2.
- Croire que le point d'équivalence est toujours à pH 7. Seul acide fort + base forte donne 7.
- Lire la burette au-dessus ou en dessous de la ligne du ménisque (erreur de parallaxe), ou ne pas rincer la burette avec la solution titrante avant.