Au programme de ce chapitre
- I. La réaction de neutralisation
- II. Calculer les quantités
- III. Sécurité et exercice
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition Une neutralisation est la réaction entre un acide et une base. Entre un acide fort et une base forte, elle se résume à :
H3O+ + OH− → 2 H2O
Elle est complète et exothermique (le mélange s'échauffe). Avec les ions spectateurs, on obtient un sel dissous et de l'eau : HCl + NaOH → NaCl + H2O.
H3O+ + OH− → 2 H2O
Elle est complète et exothermique (le mélange s'échauffe). Avec les ions spectateurs, on obtient un sel dissous et de l'eau : HCl + NaOH → NaCl + H2O.
Un exemple corrigé
Exemple
- Les antiacides contiennent de l'hydroxyde de magnésium ou de l'hydrogénocarbonate de sodium : Mg(OH)2 + 2 H3O+ → Mg2+ + 4 H2O.
- Le chaulage des terres agricoles (chaux ou calcaire broyé) remonte le pH de sols trop acides.
- L'acide sulfurique est diacide : H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O. Il faut deux fois plus de soude que d'acide, en moles.
Lexique
- neutralisation
- réaction entre un acide et une base
- sel
- composé ionique formé par le cation de la base et l'anion de l'acide
- stœchiométrique
- dans les proportions exactes données par l'équation
- excès
- réactif présent en plus grande quantité que nécessaire
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — diviser par le mauvais volume. Pour le pH d'un mélange avec excès, la concentration restante se calcule dans le volume total. Avec 1,0 · 10−3 mol d'acide en excès dans 50 mL, [H3O+] = 0,020 mol/L, et non 1,0 · 10−3 / 0,020 = 0,050 mol/L.
Piège — croire que la neutralisation donne toujours pH 7. Neutraliser, c'est faire réagir autant de H3O+ que d'OH−. Mais si l'un des deux est faible, le sel formé réagit avec l'eau : le pH final est supérieur à 7 pour un acide faible et inférieur à 7 pour une base faible.
Attention Si l'un des réactifs est en excès, le pH final est fixé par cet excès, dilué dans le volume total. Exemple : 20 mL d'HCl à 0,10 mol/L (2,0 · 10−3 mol) + 10 mL de NaOH à 0,10 mol/L (1,0 · 10−3 mol). Il reste 1,0 · 10−3 mol de H3O+ dans 30 mL : [H3O+] = 0,033 mol/L, pH = 1,5. N'oublie pas d'additionner les volumes.
L'astuce du prof
Astuce Pour diluer un acide concentré, on verse l'acide dans l'eau, lentement, jamais l'eau dans l'acide : la réaction dégage beaucoup de chaleur et des projections brulantes sont possibles. Lunettes et gants sont obligatoires au laboratoire.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Trois équations de neutralisation
Pondère : a) HNO3 + KOH → KNO3 + H2O ; b) HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O ; c) H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O.
Voir la correction
Je compare les protons et les ions hydroxyde. a) Un H+ pour un OH− : l'équation est déjà équilibrée, HNO3 + KOH → KNO3 + H2O. b) Ca(OH)2 libère 2 OH−, donc il faut 2 HCl : 2 HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O. c) 2 Al(OH)3 libèrent 6 OH− et 3 H2SO4 cèdent 6 H+ : 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O.
Exercice 2 — Un volume de base
Quel volume d'hydroxyde de potassium à 0,25 mol/L neutralise exactement 15,0 mL d'acide nitrique à 0,10 mol/L ?
Voir la correction
La réaction est 1 : 1. n(HNO3) = 0,10 × 0,0150 = 1,5 · 10−3 mol, donc n(KOH) = 1,5 · 10−3 mol. Alors V = 1,5 · 10−3 / 0,25 = 6,0 · 10−3 L, soit 6,0 mL.