Comment neutraliser une base avec un acide

Verser un liquide d

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Lorsqu'un acide et une base réagissent l'un avec l'autre, une réaction de neutralisation se produit, formant un sel et de l'eau. L'eau se forme à partir de la combinaison de l'H+ions de l'acide et de l'OH-ions de la base. Acides forts et bases fortes se dissocient complètement, de sorte que la réaction donne une solution à pH neutre (pH = 7). En raison de l'intégralité dissociation d'acides et de bases forts, si on vous donne une concentration d'un acide ou d'une base, vous pouvez déterminer le volume ou la quantité de l'autre produit chimique nécessaire pour le neutraliser. Cet exemple de problème explique comment déterminer la quantité d'acide nécessaire pour neutraliser un volume et une concentration connus d'une base.

Principaux points à retenir : Neutralisation acido-basique

  • Résoudre un problème de chimie où un acide fort neutralise une base forte est simple car l'acide et la base se dissocient complètement.
  • En revanche, la neutralisation impliquant un acide faible et/ou une base faible nécessite de connaître et d'utiliser la constante de dissociation.
  • La neutralisation se produit au point où le nombre de moles de H+est égal au nombre de moles de OH-.

Examen de la réaction de neutralisation

La neutralisation repose sur la dissociation d'un acide et d'une base. La dissociation est l'endroit où l'acide ou la base se décompose en ses ions composants. Les ions participant à une réaction de neutralisation sont les H+de l'acide et de l'OH-de la base. La forme générale de la réaction est :



acide + base → sel + eau
AH + B → A + BH

Par exemple, lorsque l'acide chlorhydrique (HCl) réagit avec l'hydroxyde de sodium (NaOH), il produit du sel de table ou du chlorure de sodium (NaCl) et de l'eau :



HCl + NaOH → NaCl + HdeuxO

La neutralisation nécessite des quantités égales de H+ et OH-. Ainsi, connaître le volume et la concentration de l'acide ou de la base vous permet de trouver le volume et la concentration de son partenaire dans la réaction.

Résoudre un problème de neutralisation acide-base

Quel volume de 0,075 M HCl est nécessaire pour neutraliser 100 millilitres de 0,01 M Ca(OH)deuxla solution?

HCl est un acide fort et se dissocie complètement dans l'eau en H+et Cl-. Pour chaque mole de HCl, il y aura une mole de H+. Puisque la concentration de HCl est de 0,075 M, la concentration de H+sera de 0,075 M.



Ca(OH)deuxest une base forte et se dissociera complètement dans l'eau en Ca2+et OH-. Pour chaque mole de Ca(OH)deuxIl y aura deux grains de beauté d'OH-. La concentration de Ca(OH)deuxvaut 0,01 M donc [OH-] sera de 0,02 M.

Ainsi, la solution sera neutralisée lorsque le nombre de moles de H+est égal au nombre de moles de OH-.



    Étape 1 : Calculer le nombre de grains de beauté d'OH-.
  • Molarité = moles/volume
  • moles = molarité x volume
  • moles OH-= 0,02 M/100 millilitres
  • moles OH-= 0,02 M/0,1 litre
  • moles OH-= 0,002 mole
  • Étape 2 : Calculer le volume de HCl nécessaire
  • Molarité = moles/volume
  • Volume = moles/molarité
  • Volume = moles H+/0.075 Molarité
  • grains de beauté H+= moles OH-
  • Volume = 0,002 mole/0,075 molarité
  • Volume = 0,0267 litres
  • Volume = 26,7 millilitres de HCl

Exécution du calcul

26,7 millilitres de HCl 0,075 M sont nécessaires pour neutraliser 100 millilitres de solution de Ca(OH)2 0,01 molarité.

L'erreur la plus courante que commettent les gens lors de ce calcul est de ne pas tenir compte du nombre de moles de des ions produit lorsque l'acide ou la base se dissocie. C'est facile à comprendre : une seule mole d'ions hydrogène est produite lorsque l'acide chlorhydrique se dissocie, mais il est également facile d'oublier que ce n'est pas un rapport de 1:1 avec le nombre de moles d'hydroxyde libérées par l'hydroxyde de calcium (ou d'autres bases avec des cations divalents ou trivalents ).



L'autre erreur courante est une simple erreur mathématique. Assurez-vous convertir des millilitres de solution en litres lorsque vous calculez la molarité de votre solution !

Sources

  • Skoog, DA ; West, D.M. ; Holler, JF ; Crouch, S.R. (2004). Fondamentaux de la chimie analytique (8e éd.). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0.
  • Snoeyink, V.L. ; En ligneJenkins, D. (1980). Chimie aquatique : équilibres et taux chimiques dans les eaux naturelles . New York : Wiley. ISBN 0-471-51185-4.
  • Tambour, Alexandre ; Lipping, Lauri ; Plage de Kaljur, Ivari; Koppel, Ilmar A.; Leito, Ivo (2016). 'Acidité des acides forts dans l'eau et le diméthylsulfoxyde'. Le Journal de chimie physique A . 120 (20): 3663–3669. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253
  • En ligneZumdahl, Steven S. (2009). Principes chimiques (6e éd.). New York : Houghton Mifflin Company.