Les réactions acide-base

Chapitre 4 : Chimie inorganique de
base
Version 2 - 11/12/2014
1
Rappel
• La charge négative d’un anion est égal au
nombre d’électrons qu’il a gagné
• La charge positive d’un cation est égal au
nombre d’électrons qu’il a perdu
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2
Les charges des ions
Les charges des métaux des transition seront
donner au tableau périodique, leur formation est
un peu plus difficile.
1+
1
2
1,01
H
hydrogène
3
6,94
Li
lithium
Tableau Périodique des Éléments
2+
4
3+
5
9,01
Be
10,81
36
12,01
7
14,01
28
16,00
B
C
N
O
bore
carbone
azote
oxygène
19
19,00
F
béryllium
11
22,99
12
4,00
He
hélium
10
20,18
Ne
néon
fluore
13 26,98
24,31
14
28,09
15
30,97
16
32,06
17
35,45
18
39,95
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
sodium
magnésium
aluminium
silicium
phosphore
soufre
chlore
argon
19
39,10
20
40,08
K
Ca
potassium
calcium
21
44,96
Sc
scandium
3+
Sc
37
85,47
38
87,62
22
39
88,91
47,90
23
Ti
titane
3+/4+
Ti
40
91,22
50,94
24
52,0
V
Cr
vanadium
4+/5+
chrome
2+/3+
V
41
92,91
Cr
42
95,94
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
rubidium
strontium
yttrium
zirconium
niobium
molybdène
25
26
54.94
Fe
Mn
fer
2+/3+
manganèse
Mn
43
55,85
2+/4+
Fe
44 101,07
(98)
technétium
27
58,93
Co
cobalt
2+/3+
Co
45 102,91
Ru
Rh
ruthénium
rhodium
28
58,70
Ni
nickel
2+/3+
Ni
56 137,33
57 138,91
72 178,49
73 180,95
Cs
Ba
césium
baryum
74 183,85
75 186,21
76 190,20
77 192,22
!La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
lanthane
hafnium
tantale
tungstène
rhénium
osmium
iridium
(223)
88 226,03
Fr
Ra
francium
radium
89 227,03
30
65,38
31 69,72
32
72,59
74,92
34
78,96
35
79,90
36
83,80
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
cuivre
+/2+
zinc
2+
gallium
germanium
arsenic
sélénium
brome
krypton
48 112,41
49 114,82
50 118,69
51 121,75
52 127,60
53 126,90
54 131,30
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
tellure
iode
xénon
Cu
Zn
Pd
Ag
Cd
palladium
2+/4+
argent
+
cadmium
2+
indium
78 195,08
79 196,97
80 200,59
81 204,38
82 207,19
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
or
+/3+
mercure
+/2+
thallium
+/3+
platine
2+/4+
33
Cu
47 107,87
Pt
87
63,55
46 106,40
Pd
55 132,91
29
Ag
Au
Cd
Hg
étain
2+/4+
Sn
Tl
plomb
2+/4+
Pb
antimoine
3+/5+
Sb
83 208,98
84
(209)
Bi
Po
bismuth
3+/5+
polonium
2+/4+
Bi
85
(210)
86
(222)
At
Rn
astate
radon
Po
104 (261)
105 (262)
106 (266)
107 (264)
108 (265)
109 (268)
110 (269)
111 (272)
112 (277)
114 (285)
116 (289)
118 (293)
rutherfordium
dubnium
seaborgium
bohrium
hassium
meitnerium
ununnilium
unununium
ununbium
ununqua dium
ununhexium
ununoctium
58 140,12
59 140,91
62 150,36
63 151,96
64 157,25
65 158,93
"
Ac
actinium
3+
Ac
*!
numéro atomique masse atomique (u)
92
238,03
symbole
U
uranium
+
"
nom
Ce
cérium
3+
Ce
90 232,04
Th
thorium
Pr
praséodyme
Pr
3+
91 231,04
Pa
protactinium
4+/5+
60 144,24
61
(145)
Nd
néodyme
3+
Nd
prométhium
Pm
3+
Sm
Eu
Gd
Tb
samarium
2+/3+
europium
2+/3+
gadolinium
3+
terbium
3+
Sm
Eu
Gd
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92 238,03
93 237,05
uranium
neptunium
94
(244)
plutonium
95
(243)
américum
96
(247)
curium
Tb
97
(247)
berkélium
66 162,50
Dy
dysprosium
Dy
98
3+
(251)
californium
67 164,93
68 167,26
69 168,93
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
holmium
3+
erbium
3+
thulium
3+
ytterbium
2+/3+
lutécium
3+
Ho
99
(254)
einsteinium
3+
Er
Tm
70 173,04
Yb
100 (257)
101 (258)
102 (259)
fermium
mendélévium
nobélium
2+/3+
71 174,97
3
Lu
103 (260)
lawrencium
Les liaisons ioniques
 Les ions ne forment pas sans raison…
 Un cation qui a perdu d’électron(s) et un anion qui a gagné
d’électron(s) s’attirent pour former une liaison ionique
 Composé ionique: composé formé entre un ion négatif et un
ion positif. On a un transfert d’électrons.
 Métal + non-métal (cation + anion)
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4
Les liaisons ioniques (2)
Li va perdre 1 eCl a besoin d’un e-
Li
Cl
Li+ + Cl
-
Le composé ionique est LiCl
(chlorure de lithium)
1+
LiCl
1-
Tout composé doit être neutre (les charges doivent s’additioner à
zéro)
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5
Les liaisons ioniques (3)
Mg
-Mg va perdre 2 e-Cl n’a que besion d’un, alors il
faut 2 Cl-
Cl
Le composé ionique est MgCl2
(chlorure de magnésium)
Cl
Mg2+ + Cl
2- (1- x 2)
-
+ Cl
-
2+
MgCl2
Tout composé doit être neutre (les charges doivent s’additioner à
zéro)
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6
La nomenclature (=comment
nommer)
 UICPA (L’union international de chimie pure et appliqué) a créé des
règles à suivre lorsqu’on nomme les composés ioniques
1.
Nommez l’anion (le non-métal) avec une terminaison “-ure” ou
“-yde”
 Ex: KBr bromure
2.
Ajoutez la préposition “de”
 KBr
bromure de
3.
Nommez le cation (le métal)
 KBr
bromure de potassium
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Exemples (formule → nom)
 NaCl
 chlorure de sodium
 MgBr2
 bromure de magnésium
 K2O
 oxyde de potassium
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8
Exemple (nom → formule)
 Ex: chlorure de lithium
1. Déterminez la charge de chaque atome:
 Li a une charge de 1+, Cl a une charge de 12.
Si les charges s’annulent (additionnent à zéro), réécrivez les
symboles avec le métal en premier et vous avez fini  LiCl
3.
Si les charges ne s’annulent pas, il faut déterminer le nombre
d’atomes de chaque élément seront nécessaire pour que les
charges s’annuleront…
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9
Autres exemples (nom → formule)
 Ex: phosphure de magnésium
1. Charge de chaque atome: Mg 2+, P 32.
Option 1: Dessinez structures de Lewis pour déterminer le
nombre de chaque atome il prendra pour avoir un composé
neutre
3.
Option 2: La méthode du chassé croisé
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10
La méthode du chassé-croisé
• Ecrivez les symboles des atomes (métal en premier) avec leurs
charges:
•
Mg 2+ P 3• Utilisez la charge comme indice (en bas)
Mg 2+ P 3- donc Mg2P3
• Si les indices ne peuvent pas être réduites, vous avez fini 
• S’il est possible de réduire les indices, faites-la et après cela
vous avez fini.
– Ex: sulfure de calcium
• Ca 2+ S 2Ca2S2
• réduire (divisez les 2 indices par 2) = CaS
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11
États d’oxydation
 Indique le nombre d’e- que l’atome a capté ou cédé lors de liaisons
avec d’autres atomes.
 Remplace la notion de valence.
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12
États d’oxydation (2)
 Que peut-on dire de l’état d’oxydation du fer pour les deux
molécules suivantes sachant que l’ E.O. de l’oxygène est de -II :
 Fe2O3
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13
Quelques acides ternaires
Désignation Formule Valence Exemple Nomenclature
Hydroxyde -OH
1
NaOH
Hydroxyde de sodium
Nitrite
-NO2
1
HNO2
Nitrite d’hydrogène
Nitrate
Sulfite
Sulfate
Carbonate
-NO3
=SO3
=SO4
=CO3
1
2
2
2
HNO3
H2SO3
H2SO4
H2CO3
Nitrate d’hydrogène
Sulfite d’hydrogène
Sulfate d’hydrogène
Carbonate d’hydrogène
Phosphite
Phosphate
≡PO3
≡PO4
3
3
H3PO3
H3PO4
Phosphite d’hydrogène
Phosphate d’hydrogène
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14
Autres informations sur le tableau
périodique
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15
Exercices
Pour chaque paire d’éléments :
1) faites les structures de Lewis pour les ions,
2) ajoutez les flèches pour montrer le transfert d’électrons (la liaison)
et finalement
3) donnez la formule du composé ionique.
Li et F
Be et O
Al et N
Sr et P
Mg et Br
Na et Se
Ba et As
K et O
Tl et Cl
Ga et S
soufre et magnésium
oxygène et césium
chlore et indium
radium et azote
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16
Les équations chimiques
 Réaction entre le fer (II) et le soufre :
 Mélange de fer (poudre grise) et de soufre (poudre jaune)
 Chauffage (= apport d’énergie !)
 Incandescence
 Réaction entre le fer et le soufre avec dégagement de chaleur.
fer + soufre → sulfure de fer
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17
Les équations chimiques (2)
Fer
Soufre
Sulfure de fer
Fe
S
Fe
2
S
Fe2S2 → FeS
2
Équation chimique :
Fe + S → FeS
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18
Règle de Lavoisier
« Rien ne se perd, rien ne se crée,
tout se transforme. »
Pendant une réaction chimique, le nombre d’atomes est conservé.
En effet, lors d’une réaction, il n’y a ni perte, ni gain d’atomes,
mais les atomes des réactifs sont groupés autrement pour former
les produits de la réaction.
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19
Les équations chimiques (3)
 Réaction entre le cuivre (I) et le soufre :
 Mélange de cuivre (solide rouge métallique) et de soufre
(poudre jaune)
 Chauffage (= apport d’énergie !)
 Incandescence
 Réaction entre le cuivre et le soufre avec dégagement de chaleur.
cuivre + soufre → sulfure de cuivre
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20
Les équations chimiques (4)
Cuivre
Soufre
Sulfure de cuivre
Cu
S
Cu
S
Cu2S
1
2
Équation chimique :
Cu + S → Cu2S
1
1
2 1
équation non équilibrée !
2 Cu + S → Cu2S
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21
Les équations chimiques (5)
 Réaction entre le phosphore (V) et le dichlore :
 Introduction du phosphore dans du dichlore
 Combustion du phosphore avec une flamme jaune
 Production d’une fumée blanche (chlorure de phosphore)
phosphore + dichlore → chlorure de phosphore
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Les équations chimiques (6)
Phosphore
Dichlore
Chlorure de phosphore
P
Cl2
P
Cl
PCl5
5
1
Équation chimique :
P + Cl2 → PCl5
1
2
1 5
équation non équilibrée !
2 P + 5 Cl2 → 2 PCl5
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23
Les équations chimiques (7)
 Réaction entre le nitrate de plomb (II) et l’iodure de
potassium :
 Mélange de solutions aqueuses du nitrate de plomb et
de l’iodure de potassium
 Formation d’un précipité jaune (iodure de plomb (II))
 Un deuxième produit est présent (nitrate de potassium
ou salpêtre) sous forme aqueuse incolore.
Nitrate de plomb + iodure de potassium → iodure de plomb + nitrate de potassium
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24
Les équations chimiques (8)
nitrate de plomb (II) Pb
NO3
Pb(NO3)2
2
iodure de potassium K
1
I
KI
1
iodure de plomb (II) Pb
1
I
PbI2
2
nitrate de potassium K
1
NO3
KNO3
1
1
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25
Les équations chimiques (9)
Équation chimique :
Pb(NO3)2 + KI → PbI2 + KNO3
Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3
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26
Les équations chimiques (10)
 Alcool flambé :
 Combustion de l’éthanol avec du dioxygène
 Création de dioxyde de carbone et d’eau
éthanol + dioxygène → dioxyde de carbone + eau
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27
Les équations chimiques (11)
Éthanol
Dioxygène
dioxyde de carbone
Eau
C2H5OH
O2
CO2
H2O
Équation chimique :
C2H5OH + O2 → CO2 + H2O
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
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28
Les réactions de précipitation
 Mélange de deux solutions différentes.
 Précipitation si un composé solide se forme.
Équation chimique :
NaCl(aq) + AgNO3(aq)
AgCl(s) + NaNO3(aq)
Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq)
Cl-(aq) + Ag+(aq)
AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
AgCl(s)
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29
Les réactions de précipitation (2)
 Solubilité :
 C’est la quantité maximale de produit que l’on peut dissoudre à une
température déterminée dans une quantité de solvant déterminée.
 Produit de solubilité d’une réaction :
BnAm(s)
n Bm+(aq) + m An-(aq)
Ks = [Bm+]n . [An-]m
 Disponible à l’arrière du tableau de Mendeleev.
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30
Version 2 - 11/12/2014
31
Les réactions de précipitation (3)
Cl-(aq) + Ag+(aq)  AgCl(s)
Ks = 1,77 . 10-10
Trois cas possibles :
1. [Ag+] . [Cl-] < Ks : pas de précipitation
2. [Ag+] . [Cl-] > Ks : précipitation jusqu’à ce que [Ag+] . [Cl-] = Ks
3. [Ag+] . [Cl-] = Ks : limite de précipitation
Version 2 - 11/12/2014
32
Les réactions de précipitation (4)
La solubilité du chromate d'argent Ag2CrO4, dans l'eau à 25 °C est de
0,0027 g par 100 ml.
Calculer le produit de solubilité du chromate d'argent.
Ag=108; Cr=52; O=16 g/mol
Version 2 - 11/12/2014
33
Les réactions de précipitation (5)
La solubilité du chromate d'argent Ag2CrO4, dans l'eau à 25 °C est de
0,0027 g par 100 ml. Calculer le produit de solubilité du chromate
d'argent. Ag=108; Cr=52; O=16 g/mol
Ag2CrO4 : masse molaire : 2 . 108 + 52 + 4 . 16 = 332 g/mol
Solubilité Ag2CrO4 : 0,0027/0,1 = 0,027 g/l
CrO42-(aq) + 2 Ag+(aq)  Ag2CrO4(s) avec Ks = [CrO42-] . [Ag+]2
Moles 1
2
Mol/l 0,027/332
2 . 0,027/332
8,13 . 10-5
1,63 . 10-4
Ks = [CrO42-] . [Ag+]2 = 2,15 . 10-12
Version 2 - 11/12/2014
34
Les réactions d’oxydo-réduction
 Quand un métal réagit avec l'oxygène, on dit qu'il y a une réaction
d'oxydation de cet élément.
 2 Fe + 3/2 O2 → Fe2O3
Le fer métallique est à l'étage d'oxydation 0 (zéro).
Dans la rouille, le fer est à l'état d'oxydation +III.
Le fer est passé de Fe à Fe3+.
Réaction d’oxydation: Fe → Fe3+ + 3 e Tout élément qui, lors d'une réaction, subit une montée d'étage
d'oxydation, a été oxydé.
Version 2 - 11/12/2014
35
Les réactions d’oxydo-réduction (2)
 Quand un métal réagit avec l'oxygène, on dit qu'il y a une réaction
d'oxydation de cet élément.
 2 FeO + 1/2 O2 → Fe2O3
Réaction d’oxydation : Fe2+ → Fe3+ + 1 eL’oxygène O2 est passé de l’E.O. 0 à l’E.O. –II
Réaction de réduction : ½ O2 + 2 e- → O2 Tout élément qui, lors d'une réaction, subit une descente d'étage
d'oxydation, a été réduit.
Version 2 - 11/12/2014
36
Les réactions d’oxydo-réduction (3)
 Lorsqu'il y a une réaction d'oxydation, il y a toujours, en même temps,
une réaction de réduction.
 C'est pour cela que l'on parle de réaction d'oxydo-réduction ou de
réaction "rédox".
 Le nombre d'électrons "donnés" doit toujours être égal au nombre
d'électrons "pris".
Version 2 - 11/12/2014
37
Les réactions d’oxydo-réduction (4)
 Étude de la réaction suivante :
 Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2
Réaction d’oxydation : ?
Réaction de réduction : ?
Version 2 - 11/12/2014
38
Les réactions d’oxydo-réduction (5)
 Étude de la réaction suivante :
 Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2
Fe : E.O. de +III à +II (réduction)
C : E.O. de +II à +IV (oxydation)
O : E.O. de -II (inchangé) !
Réaction d’oxydation : C2+ → C4+ + 2 eRéaction de réduction : Fe3+ + 1 e- → Fe2+ (x 2)
Équation ionique globale : C2+ + 2 Fe3+ + 2 e- → C4+ + 2 e- + 2 Fe2+
Équation moléculaire globale : Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2
Version 2 - 11/12/2014
39
Les réactions d’oxydo-réduction (6)
Dans une solution de sulfate de cuivre, on plonge un clou en fer.
On observe, après peu de temps, que la couleur du clou n'est plus la
même mais ressemble à la couleur du cuivre.
La réaction chimique a transformé les ions cuivre en cuivre métallique.
Ecrivez les équations rédox, l’équation ionique globale et l’équation
moléculaire globale
Version 2 - 11/12/2014
40
Les réactions d’oxydo-réduction (7)
Grâce au tableau des équilibres rédox (voir au recto du tableau
périodique), il y a moyen de voir que la réaction est possible sans devoir
faire l'expérience.
Fe
Fe2+
(-0,47 V)
Cu
Cu2+
(0,34 V)
La réaction Fe + Cu++ → Fe2+ + Cu est une réaction qui peut avoir lieu
spontanément.
Version 2 - 11/12/2014
41
Version 2 - 11/12/2014
42
Les réactions d’oxydo-réduction (8)
Réaction d’oxydoréduction entre le zinc et le cuivre en plongeant une
plaque de zinc dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre.
Zn
Zn2+
SO42Zn2+
Zn2+
SO42SO42-
Apparition d’un dépôt rougeâtre de cuivre sur la plaque de zinc et la
coloration bleue des ions cuivre diminue autour de la plaque.
La réaction entre Zn et Cu2+ se produit donc à la surface de la plaque, à
l’endroit où atomes et ions peuvent se rencontrer pour échanger des
électrons : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s).
Version 2 - 11/12/2014
43
Les réactions d’oxydo-réduction (9)
Transfert d’électrons à distance entre le réducteur Zn et l’oxydant Cu2+.
L’oxydation et la réduction à distance se feront si on place, entre les deux
réactifs, un conducteur d’électrons (un fil métallique).
Zn2+
SO42- Cu2+
Zn2+
Cu
Cu2+
Zn2+
SO4
2-
SO42-
Cu2+
Zn Zn2+ + 2 eCu2+ + 2 e-  Cu
Oxydation de Zn crée un surplus de charges positives (Zn2+) dans la zone
de réaction.
Réduction de Cu2+ crée un déficit de charges positives dans la zone de
réaction.
Les réactions d’oxydation et de réduction ne pourront continuer que s’il
existe un dispositif pour évacuer les ions des zones de réaction.
Version 2 - 11/12/2014
44
Les réactions d’oxydo-réduction (10)
La pile
comprend :
- une zone où la réaction d’oxydation peut se produire ;
- une zone où la réaction de réduction peut se produire ;
- un conducteur qui permet aux électrons de circuler de la zone
d’oxydation vers la zone de réduction ;
- un pont électrolytique permettant aux ions de circuler entre les zones
de réduction et d’oxydation.
 e-
+
-
Zn Zn2+ + 2 eVersion 2 - 11/12/2014
Cu2+ + 2 e- Cu
45
Les réactions d’oxydo-réduction (11)
On nomme « force électromotrice » (abréviation : f.é.m.) le nombre de
volts mesuré (DE) de la pile.
V
 e-
+
-
Zn Zn2+ + 2 e-
Cu2+ + 2 e- Cu
La pile convertit l’énergie chimique d’une réaction d’oxydoréduction en
énergie électrique. DE dépend de la constante d’équilibre de la réaction.
La f.é.m. d’une pile dépend de la nature des deux électrodes et de la
nature du dispositif permettant aux ions de circuler (jonction).
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46
Les réactions acide-base : acides
 Un acide est une substance qui libère des ions H+ en solution aqueuse.
Par exemple :
HCl + H2O H3O+ + Cl- (H3O+ = ion hydronium)
 Formule générale :
 Acides binaires : HX (par ex. : HCl, H2S, …)
 Acides ternaires : H(XO) (par ex. : HNO3, H2SO4, …)
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47
Les réactions acide-base : acides (2)
 Nomenclature des acides binaires :
 Acide + nom du non-métal + hydrique
 Nom du non-métal + ure + d’hydrogène
 Exemple : HCl : acide chlorhydrique ou chlorure d’hydrogène
 Nomenclature des acides ternaires I :
 Acide + nom du non-métal + ique
 Nom du non-métal + ate + d’hydrogène
 Exemple : H2SO4 : acide sulfurique ou sulfate d’hydrogène
 Nomenclature des acides ternaires II (1 O en moins que ci-dessus) :
 Acide + nom du non-métal + eux
 Nom du non-métal + ite + d’hydrogène
 Exemple : H2SO3 : acide sulfureux ou sulfite d’hydrogène
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48
Les réactions acide-base : acides (3)
 Acides forts :
 Les acides forts sont ionisés totalement en solution aqueuse.(HCI,
H2SO4, …)
 H2SO4 → 2 H+ + SO42 Acides faibles :
 Les acides faibles sont très peu ionisés en solution aqueuse. (H2S,
H3PO4, H2CO3, ... )
 H3PO4  H+ + H2PO4 H2PO4-  H+ + HPO42 HPO42-  H+ + PO43 H3PO4  3H+ + PO43-
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49
Les réactions acide-base : acides (4)
 Existence d’une constante d’équilibre (équilibres acide-base) :
 Voir valeurs pKa dans tableau de Mendeleev
 HF  H+ + F-
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50
Les réactions acide-base : acides (5)
Acide
Acide fluorhydrique
Acide chlorhydrique
Acide sulfhydrique
Acide carbonique
Acide sulfurique
Acide phosphorique
Acide sulfureux
Usage
Gravure de verre (danger de brûlures graves).
Décapage des dépôts calcaires ..
Odeur nauséabonde (oeuf pourri)
→ additif dans le gaz de ville pour donner l'odeur
Dans boissons gazeuses
Dans les batteries, dans la fabrication d'engrais
Acidification des boissons non alcoolisées (Coca Cola)
Fulmination (production de vapeurs désinfectantes ou
insecticides)
Blanchiment de la pâte à papier, des textiles ...
 Formules chimiques de ces acides ?
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51
Les réactions acide-base : bases
 Une base est une substance qui libère des ions OH- en solution
aqueuse.
Par exemple :
NaOH → Na+ + OH Formule générale : M(OH)
 Nomenclature : hydroxyde de + nom du métal
 NaOH : hydroxyde de sodium (nom usuel : soude caustique)
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52
Les réactions acide-base : bases (2)
 Bases fortes :
 Les bases fortes sont dissociées en solution aqueuse.
 On y trouve notamment les hydroxydes des éléments de la
première et de la deuxième colonne du tableau périodique.
 NaOH → Na+ + OH Bases faibles :
 Les bases faibles sont très peu ionisées en solution aqueuse
comme par exemple l'ammoniaque (solution d'ammoniac dans
l'eau).
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53
Les réactions acide-base : sels
 Il y a formation d'un sel lors d’une réaction de neutralisation ( action
d’un acide sur une base)
Acide +
base
→
sel
+
eau
HX
+
MOH
→
MX +
H2O
H(XO) +
MOX
→
M(OX)+
H2O
Par exemple :
HCl +
H2SO4 +
HNO3 +
HNO3 +
NaOH
2 NaOH
NaOH
Ca(OH)2
→
→
→
→
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NaCl +
Na2SO4+
+
+
H2O
2 H2O
54
Les réactions acide-base : sels (2)
Ion
ClIBrFHCO3NO2NO3-
Nom
Chlorure
Iodure
Bromure
Fluorure
Hydrogénocarbonate
Nitrite
Nitrate
NH4+
Ammonium
Ion
S2SO32SO42CO32CrO42Cr2O72-
Nom
Ion
Sulfure
PO43Sulfite
PO33Sulfate
Carbonate
Chromate
Bichromate
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Nom
Phosphate
Phosphite
55
Les réactions acide-base : pH
L'eau est constituée de molécules d'eau mais une très faible quantité se
retrouve sous forme dissociée H+ et OH-.
Réaction d’équilibre :
H2O  H+ + OH-
Constante d’équilibre :
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56
Les réactions acide-base : pH (2)
 Cas de l’eau pure : autant d’ions H+ que d’ions OH-.
 [H+] = 10-7
 pH = 7
 Ajout d’un acide :
 [H+] augmente mais la constante K reste constante.
 [OH-] doit diminuer.
 [H+] > 10-7
 pH < 7
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Les réactions acide-base : pH (3)
 Ajout d’une base :
 [OH-] augmente mais la constante K reste constante.
 [H+] doit diminuer.
 [H+] < 10-7
 pH > 7
pH
0
7
Zone acide
Acide fort
14
Zone neutre
Acide faible
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Zone basique
Base faible
Base forte
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Éléments en céramique
Élément
Aluminium
Antimoine
Argent
Baryum
Bismuth
Bore
Cadmium
Calcium
Carbone
Chrome
Cobalt
Symbole
Al
Sb
Ag
Ba
Bi
B
Cd
Ca
C
Cr
Co
Élément
Cuivre
Etain
Fer
Hydrogène
Lithium
Magnésium
Manganèse
Nickel
Oxygène
Phosphore
Plomb
Symbole
Cu
Sn
Fe
H
Li
Mg
Mn
Ni
O
p
Pb
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Élément
Potassium
Sélénium
Silicium
Sodium
Strontium
Titane
Uranium
Vanadium
Zinc
Zirconium
Symbole
K
Se
Si
Na
Sr
Ti
U
V
Zn
Zr
59
Oxydes en céramique
Formule Nom
Formule
Nom
Formule
Nom
Al2O3
Oxyde
d’aluminium
CuO
Oxyde de cuivre
PbO
Oxyde de plomb
Sb2O3
Oxyde d’antimoine
SnO
Oxyde d’étain
K2O
Oxyde de potassium
BaO
Oxyde de baryum
Fe2O3
Oxyde de fer
SiO2
Bioxyde de silicium
B2O2
Oxyde borique
Li2O
Oxyde de lithium Na2O
Oxyde de sodium
CaO
Oxyde de calcium
MgO
Oxyde de
magnésium
ZnO
Oxyde de zinc
Cr2O3
Oxyde de chrome
MnO2
Bioxyde de
manganèse
ZrO2
Oxyde de zirconium
Co2O3
Oxyde de cobalt
NiO
Oxyde de nickel
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Sels en céramique
 Sels utilisés en céramique dans les glaçures et les émaux :
Sels
Après cuisson, il reste
CoCO3
CoO
CuCO3
CuO
MnCO3
MnO
K2Cr2O7
K2O.Cr2O3
Version 2 - 11/12/2014
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