Réactions acide-base

L’acide chlorhydrique contient des ions $\mathrm{H^{+}}$ et des ions $\mathrm{Cl^{-}}$.

L’hydroxyde de sodium contient des ions $\mathrm{Na^{+}}$ et des ions $\mathrm{OH^{-}}$.

C’est l’ion $\mathrm{H^{+}}$ qui rend la première solution acide, et l’ion $\mathrm{OH^{-}}$ qui rend la seconde basique.

Les ions $\mathrm{Cl^{-}}$ et $\mathrm{Na^{+}}$ n’interviennent pas dans le caractère acide ou basique : ce sont des accompagnateurs.

L’équation s’écrit :

$$\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow H_2O}$$

Les éléments et la charge sont conservés : l’équation est correctement écrite.

Les ions $\mathrm{H^{+}}$ et $\mathrm{OH^{-}}$ ont disparu : ils ont formé de l’eau.

Il reste donc les ions $\mathrm{Na^{+}}$ et $\mathrm{Cl^{-}}$ : ce sont les ions spectateurs.

En faisant évaporer l’eau, ces deux ions s’assemblent et donnent un solide blanc : le chlorure de sodium $\mathrm{NaCl}$, autrement dit du sel de cuisine.

L’équivalence correspond à $\mathrm{pH} = 7$.

À $V = 20\ \mathrm{mL}$, on a versé plus que nécessaire : $\mathrm{pH} = 12{,}1 > 7$, donc la soude est en excès. Les ions $\mathrm{OH^{-}}$ qu’elle apporte n’ont plus d’ions $\mathrm{H^{+}}$ à consommer et s’accumulent.

« Avant l’équivalence, le mélange est acide et l’acide est en excès. À l’équivalence, le pH vaut $7$. Après l’équivalence, le mélange est basique. »

Retiens la logique : tant qu’il reste des ions $\mathrm{H^{+}}$ non consommés, la solution reste acide.

La dilution d’un acide concentré est fortement exothermique : elle libère beaucoup de chaleur.

En versant l’eau sur l’acide, toute cette chaleur se dégage dans le tout petit volume d’eau qui arrive : cette eau peut se vaporiser instantanément et projeter de l’acide concentré hors du récipient, vers le visage et les yeux.

Le geste correct est l’inverse : on verse l’acide dans l’eau, lentement, en filet, le long d’une baguette de verre, en agitant. La chaleur se répartit alors dans un grand volume d’eau et l’élévation de température reste modérée.

On retient la formule : « on ne donne pas à boire à un acide ».

C’est ce virage au vert qui rend le BBT si commode : il signale l’équivalence à l’œil nu.

À l’équivalence, le nombre d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ versés est exactement égal au nombre d’ions $\mathrm{H^{+}}$ présents au départ.

Le nouveau volume d’équivalence vaut $24\ \mathrm{mL}$. Le pH de départ, lui, n’aura pas changé : il ne dépend pas du volume, mais de la concentration.

Chaque ion $\mathrm{OH^{-}}$ consomme un ion $\mathrm{H^{+}}$ : les $600$ ions $\mathrm{OH^{-}}$ disparaissent tous.

Il reste des ions $\mathrm{H^{+}}$ : le mélange est encore acide, son pH est inférieur à $7$. L’équivalence n’est pas atteinte.

Vérification de l’électroneutralité : charges $+$ $= 400 + 600 = 1\,000$ ; charges $-$ $= 1\,000$. Le compte est bon.

Une solution conduit le courant lorsqu’elle contient des ions mobiles, quels qu’ils soient.

À l’équivalence, les ions $\mathrm{H^{+}}$ et $\mathrm{OH^{-}}$ ont disparu, mais les ions $\mathrm{Na^{+}}$ et $\mathrm{Cl^{-}}$, eux, sont toujours là : ce sont les spectateurs, et ils n’ont pas bougé.

La solution finale est donc une solution de chlorure de sodium, c’est-à-dire de l’eau salée : elle conduit très bien le courant.

Il ne faut pas confondre trois propriétés indépendantes : être neutre (pH), être incolore (couleur) et être conductrice (présence d’ions). L’eau salée est les trois à la fois.

Le mélange s’est échauffé de lui-même, sans aucun chauffage : la transformation a libéré de l’énergie thermique. Elle est donc exothermique.

C’est aussi une preuve qu’une réaction chimique a bien eu lieu, alors que rien ne se voyait : la solution est restée incolore du début à la fin.

Au-delà de l’équivalence, il n’y a plus d’ions $\mathrm{H^{+}}$ : la réaction ne peut plus se produire, donc plus aucune énergie n’est libérée. La soude ajoutée, plus froide que le mélange, tend même à le refroidir légèrement.

Bécher A ($10\ \mathrm{mL}$, avant l’équivalence). Une partie seulement des ions $\mathrm{H^{+}}$ a réagi : il en reste. Le mélange est acide, le BBT est jaune. Ions présents : $\mathrm{H^{+}}$, $\mathrm{Cl^{-}}$, $\mathrm{Na^{+}}$.

Bécher B ($20\ \mathrm{mL}$, à l’équivalence). Tous les $\mathrm{H^{+}}$ ont réagi, aucun $\mathrm{OH^{-}}$ n’est en excès. Le mélange est neutre, $\mathrm{pH} = 7$, le BBT est vert. Ions présents : $\mathrm{Na^{+}}$ et $\mathrm{Cl^{-}}$ seulement.

Bécher C ($30\ \mathrm{mL}$, après l’équivalence). On a versé $10\ \mathrm{mL}$ de soude de trop : les ions $\mathrm{OH^{-}}$ s’accumulent. Le mélange est basique, le BBT est bleu. Ions présents : $\mathrm{Na^{+}}$, $\mathrm{Cl^{-}}$, $\mathrm{OH^{-}}$.

Dans les trois cas, les ions $\mathrm{Na^{+}}$ et $\mathrm{Cl^{-}}$ sont présents : ils ne participent jamais.

1. Les éléments ne sont pas conservés.

Or, dans une transformation chimique, les atomes se réorganisent mais ne se créent jamais.

2. Le produit n’est pas le bon. $\mathrm{H_2O_2}$ est l’eau oxygénée, une espèce chimique différente de l’eau, aux propriétés désinfectantes et décolorantes. La neutralisation produit de l’eau, $\mathrm{H_2O}$.

L’équation correcte est $\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow H_2O}$ : $2$ hydrogènes et $1$ oxygène de chaque côté, charge nulle de chaque côté.

Les ions réagissent un pour un. Le réactif en défaut est donc celui qui est le moins nombreux.

Le mélange contient à la fin : $3\,000$ ions $\mathrm{OH^{-}}$, $9\,000$ ions $\mathrm{Cl^{-}}$ et $12\,000$ ions $\mathrm{Na^{+}}$ (tous spectateurs).

Vérification : charges $+$ $= 12\,000$ ; charges $-$ $= 3\,000 + 9\,000 = 12\,000$. La solution est bien électriquement neutre.

Il reste des ions $\mathrm{OH^{-}}$ : le mélange est basique.

Cherchons enfin le volume d’équivalence. La soude apporte $12\,000$ ions $\mathrm{OH^{-}}$ pour $20\ \mathrm{mL}$.

Il aurait fallu verser $15\ \mathrm{mL}$ de soude : on en a versé $5\ \mathrm{mL}$ de trop.

La zone située sous le robinet, appelée la pointe de la burette, doit être remplie de liquide avant de régler le zéro.

Si elle contient de l’air, les premiers millilitres délivrés servent uniquement à chasser cette bulle : ils sont comptés sur la graduation mais ne tombent pas dans le bécher.

Karim surestime donc le volume d’équivalence de $4\ \mathrm{mL}$ : c’est le résultat d’Awa, $18\ \mathrm{mL}$, qui est correct.

Cet exercice illustre une règle générale : une mesure n’a de sens que si le protocole a été respecté. Ici, l’erreur est systématique — elle décale tous les résultats dans le même sens — et refaire l’expérience dix fois ne la corrigerait pas.

Au début du dosage, le bécher contient énormément d’ions $\mathrm{H^{+}}$. Chaque goutte de soude en détruit un petit nombre : la proportion détruite est minuscule, donc le pH ne bouge presque pas.

Plus on avance, moins il reste d’ions $\mathrm{H^{+}}$. Une même goutte détruit toujours le même nombre d’ions, mais cela représente désormais une fraction énorme de ce qui reste : diviser par deux, puis par dix, ce qui subsiste devient facile.

Or le pH suit les facteurs, pas les différences : diviser par $10$ le nombre d’ions $\mathrm{H^{+}}$ fait monter le pH d’une unité entière. Dans les toutes dernières gouttes, on divise ainsi par $10$ plusieurs fois de suite, et le pH bondit de plusieurs unités.

Juste après l’équivalence, le phénomène se reproduit en miroir : les premières gouttes de soude en excès font apparaître des ions $\mathrm{OH^{-}}$ dans un milieu qui n’en contenait presque pas, d’où une remontée tout aussi spectaculaire.

C’est précisément cette brutalité qui rend le dosage précis : une goutte de trop se voit immédiatement.

1. $5{,}4 < 7$ : l’eau est acide. Elle contient donc plus d’ions $\mathrm{H^{+}}$ que d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ : c’est l’ion $\mathrm{H^{+}}$ qui est en excès.

2. La chaux apporte des ions $\mathrm{OH^{-}}$. Ceux-ci consomment les ions $\mathrm{H^{+}}$ en excès selon :

$$\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow H_2O}$$

Comme le nombre d’ions $\mathrm{H^{+}}$ diminue, le pH remonte vers $7$.

3. Non. Laisser reposer l’eau ne fait disparaître aucun ion $\mathrm{H^{+}}$ : ceux-ci restent dissous. Le repos permet seulement aux particules solides en suspension de se déposer, ce qui rend l’eau plus claire, mais ne change pas son pH.

Confondre « limpide » et « potable » est une erreur fréquente et parfois dangereuse.

4. Le pH vaut $7{,}1$.

L’objectif est atteint. Mais pour l’affirmer avec un chiffre après la virgule, le papier pH ne suffit pas : il faut un pH-mètre étalonné, précis au dixième.

1. $\mathrm{pH} = 1{,}5$ : le suc gastrique est très acide. Ce sont les ions $\mathrm{H^{+}}$, présents en grande quantité, qui irritent la paroi de l’estomac.

2. Pour consommer des ions $\mathrm{H^{+}}$, l’antiacide doit apporter une espèce basique — hydroxyde de magnésium, bicarbonate de sodium, carbonate de calcium selon les marques. La réaction est la neutralisation :

$$\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow H_2O}$$

3. Trois sachets apportent trois fois plus de base que nécessaire pour un simple excès. Le pH de l’estomac remonterait beaucoup trop haut.

Or l’acidité de l’estomac n’est pas une maladie : elle sert à digérer les protéines et à détruire les micro-organismes avalés avec les aliments. En la supprimant, on empêche la digestion et on ouvre la porte aux infections. De plus, l’estomac réagit souvent en produisant encore plus d’acide ensuite.

Un antiacide se prend à la dose indiquée, ni plus, ni moins.

4. Calcul théorique :

Il faudrait donc $2{,}5$ sachets pour neutraliser la totalité du suc gastrique. Mais c’est exactement ce qu’il ne faut pas faire : le but n’est jamais d’atteindre $\mathrm{pH} = 7$ dans l’estomac, seulement de faire remonter le pH de $1{,}5$ à $4$ ou $5$, ce qui suffit à calmer la douleur tout en laissant la digestion se faire.

1. $5{,}2 < 6{,}5$ : le sol est trop acide pour la culture des salades.

2. La chaux est une espèce basique : elle apporte des ions $\mathrm{OH^{-}}$ dans l’eau du sol.

Ces ions consomment les ions $\mathrm{H^{+}}$ responsables de l’acidité, selon la réaction de neutralisation :

$$\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow H_2O}$$

Le nombre d’ions $\mathrm{H^{+}}$ diminuant, le pH du sol remonte vers la zone favorable aux salades.

3. Le conseil est exactement à l’envers. Le vinaigre est une solution acide ($\mathrm{pH} \approx 3$) : il apporterait encore plus d’ions $\mathrm{H^{+}}$ et ferait baisser le pH.

Le sol deviendrait encore plus acide et les salades jauniraient davantage. Le vinaigre ne se justifie que sur un sol trop basique, ce qui n’est pas le cas ici.

4. Le pH est passé de $5{,}2$ à $6{,}8$.

Le traitement a donc parfaitement fonctionné.

Il ne faut surtout pas recommencer immédiatement : la chaux continue d’agir lentement pendant des mois, et un excès ferait basculer le sol au-delà de $7{,}5$. Un sol trop basique est aussi défavorable qu’un sol trop acide, et il est bien plus difficile à corriger. Comme dans un dosage, c’est en approchant du but qu’il faut avancer goutte à goutte.