STE408 - Électrolyes et neutralisation

Électrolytes et neutralisation acidobasique

01

Rappels

Tableau périodique

"Répertoire" des atomes et de leurs propriétés

• Familles : Colonnes
• Noms
• Nombre d'électrons de valence
• Périodes : lignes
• Nombre de couches électroniques
• Numéro atomique
• Nombre de protons (électrons si atome)
• Masse atomique
• Masse molaire (STE)
• Nombre de masse (STE)
• Nombre de neutrons (STE)

Base

Acide

• pH > 7
• Bleuit le papier tournesol
• Texture visqueuse

• pH < 7
• Rougit le papier tournesol
• Réagit avec les métaux

02

Électrolytes

Électrolyte

Substance qui, une fois dans l'eau, laisse passer le courant électrique.

• Pour que le courant puisse passer, la substance doit se dissocier en ions.

+ STE

Source : http://people.bu.edu/straub/courses/demomaster/electrolytes.html

Acide

Base

Sel

• Substances qui libères des ions en solution (autres que H+ ou OH-)
• Formé d'un métal et un non-métal

• Libère des ions H+ en solution
• Formé d'un ion H+ et d'un non-métal
• Débute souvent par H

• Libères des ions OH- en solution
• Formé d'un métal et d'un ion OH-
• Se termine souvenet par OH

+ STE

03

pH

pH

potentiel d'Hydrogène

• Échelle permettant de déterminer le niveau d'acidité ou de basicité d'une substance
• C'est une échelle logarithmique : chaque "bond" de 1 sur l'échelle indique une substance 10 fois plus acide (valeur plus petite) ou 10 fois plus basique (valeur plus grande)

Source : Allo-Prof

Neutralisation

acidobasique

Une substance acide va réagir avec une substance basique dans une réaction chimique de neutralisation acidobasique. La réaction produira toujours un sel et de l'eau (H2O). S'il y a un nombre égal d'ions H+ et d'ions OH- lors de la réaction, le mélange qui en résulte sera neutre (pH = 7)

+ STE

Liaison ionique

• Transfert d'électrons (gain et perte)
• Généralement entre un métal et un non-métal
• Notation de Lewis
• On représente le transfert par des flèches.

Retour

Force d'un électrolyte

Faible

Fort

Électrolye dans lequel un certaine portion des molécules se dissocient en ions. Plus la proportion des molécules qui se dissocient en ions est grand, plus l'électrolyte est fort.

Électrolye dans lequel pratiquement toutes les molécules se dissocient en ions.

Source : Allo-Prof

Équation de dissociation

Cl

Cl

1. Décomposer les réactifs en ions
1. S'assurer de bien identifier la charge des ions
2. Balancer les équations
1. Les indices de la molécules deviennent les coefficients des ions
3. S'assurer que les charges totales sont balancées.

HCl ➡ H+ + Cl-

1. Décomposer les réactifs en ions
1. S'assurer de bien identifier la charge des ions
2. Balancer les équations
1. Les indices de la molécules deviennent les coefficients des ions
3. S'assurer que les charges totales sont balancées.

Équations de dissociation

H2SO4

SO42-

H+

H+

H2SO4 ➡ 2 H+ + SO42-

1. Décomposer les réactifs en ions
1. S'assurer de bien identifier la charge des ions
2. Balancer les équations
1. Les indices de la molécules deviennent les coefficients des ions
3. S'assurer que les charges totales sont balancées.

Équations de dissociation

Mg3(PO4)2

PO43-

Mg2+

Mg2+

Mg2+

PO43-

Mg3(PO4)2 ➡ 3 Mg2+ + 2 PO43-

Retour

Équation de la réaction de neutralisation

Cl

Cl

Na

Na

1. Décomposer les réactifs en ions
2. Les ions H+ et OH- forment de l'eau (H2O)
3. Les autres ions forment le sel
4. S'assurer que l'équation est balancée (nombre d'atomes et charges)
1. Exception : les indices peuvent être modifiés

HCl + NaOH ➡ NaCl + H2O

1. Décomposer les réactifs en ions
2. Les ions H+ et OH- forment de l'eau (H2O)
3. Les autres ions forment le sel
4. S'assurer que l'équation est balancée (nombre d'atomes et charges)
1. Exception : les indices peuvent être modifiés

Équation de la réaction de neutralisation

K2SO4 + 2 H2O

H2SO4 + 2 KOH

2 H+ + SO42-

2 K+ + SO42-

2 H+ + 2 OH-

2 K+ + 2 OH-