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On verse peu à peu de la soude (solution d'hydroxyde de sodium, Na+ et OH-) dans de l'acide chlorhydrique (H+ et Cl-) de pH 1. Écris l'équation de la réaction, nomme les ions spectateurs et dis comment le pH évolue au début de l'ajout.
Les ions qui réagissent sont H+ de l'acide et OH- de la soude : H+ + OH- → H2O. Les ions Na+ et Cl- ne participent pas à la réaction : ce sont les ions spectateurs. Au début, les ions OH- ajoutés réagissent avec les H+ : la quantité de H+ diminue, la solution devient moins acide et son pH augmente à partir de 1, en restant inférieur à 7 tant qu'il reste des ions H+ en excès.
Un élève mélange 20 mL d'acide chlorhydrique avec 20 mL de soude de même concentration, puis teste le mélange avec du bleu de bromothymol. Prévois la couleur, le pH approximatif et ce que l'on obtient si on laisse évaporer l'eau. Puis explique ce qui se passe si l'élève ajoute encore 5 mL de soude.
Les deux solutions ont la même concentration et le même volume : les quantités d'ions H+ et OH- sont égales, donc tous réagissent et on est à l'équivalence. Le mélange est neutre, de pH proche de 7, et le bleu de bromothymol est vert. Il reste en solution les ions Na+ et Cl- ; en évaporant l'eau, on obtient un solide ionique, le chlorure de sodium. Si l'on ajoute encore 5 mL de soude, les ions OH- sont maintenant en excès car il n'y a plus de H+ pour réagir : le pH passe au-dessus de 7, la solution devient basique et le bleu de bromothymol vire au bleu.
Écris l'équation de la réaction de neutralisation entre des ions H+ et des ions OH-, et indique ce qui se forme.
H+ + OH- → H2O ; il se forme de l'eau.
La neutralisation correspond à la rencontre d'un ion hydrogène et d'un ion hydroxyde, qui s'unissent en une molécule d'eau. Les ions H+ et OH- disparaissent, ce qui rapproche la solution de la neutralité.
On ajoute lentement de l'acide chlorhydrique dans une solution de soude de pH 13. Comment le pH évolue-t-il, et que devient la solution si l'acide est en excès ?
Le pH diminue à partir de 13 en se rapprochant de 7 ; si l'acide est en excès, la solution devient acide (pH inférieur à 7).
Les ions H+ de l'acide réagissent avec les ions OH- de la soude, qui diminuent, donc la solution devient moins basique. À l'équivalence le pH vaut 7 ; au-delà, il reste des H+ non consommés, d'où un pH inférieur à 7.
Un laboratoire a renversé un peu d'acide concentré sur la paillasse. Cite deux consignes de sécurité à respecter pour le nettoyer.
Porter lunettes et gants, puis diluer abondamment avec de l'eau ou neutraliser avec un produit faible comme du bicarbonate de sodium, sans utiliser de base concentrée.
L'acide concentré est corrosif : la protection évite les brûlures. Une neutralisation avec un produit concentré dégage beaucoup de chaleur et peut projeter ; la dilution ou un réactif faible rend l'opération maîtrisée.
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