FORMULAIRE FORMULAIRE - Saint-gobain-pam.pt

FORMULAIRE
CANALISATION
FORMULAIRE
Ce fascicule constitue un extrait du formulaire PONT-A-MOUSSON
dont la version complète est éditée aux Editions Lavoisier-TEC & DOC,
11, rue Lavoisier - F-75381 PARIS CEDEX 08
© 1989
Ce fascicule constitue un extrait du formulaire PONT-A-MOUSSON
dont la version complète est éditée aux Editions Lavoisier-TEC & DOC,
11, rue Lavoisier - F-75381 PARIS CEDEX 08
© 1989
Les informations contenues dans ce document sont données à titre indicatif. SAINT-GOBAIN PAM ne saurait être tenue pour responsable des éventuelles erreurs contenues dans ce document .

FORMULAIRE
CANALISATION
SOMMAIRE
CHIMIE DES SOLUTIONS AQUEUSES 3
Dissociation ionique, ions 3
Dissociation ionique de l’eau 3
Acides, bases, sels : définition, dissociation, normalité 4
pH 4
Valeurs approximatives du pH 5
Oxydation et réduction 5
Les informations contenues dans ce document sont données à titre indicatif. SAINT-GOBAIN PAM ne saurait être tenue pour responsable des éventuelles erreurs contenues dans ce document .
2

CHIMIE DES SOLUTIONS
AQUEUSES
FORMULAIRE
CANALISATION
DISSOCIATION IONIQUE, IONS
La dissolution d’un acide, d’une base ou d’un sel dans l’eau s’accompagne d’une dissociation partielle en atomes
ou groupements d’atomes appelés ions, qui portent une charge positive (ions positifs ou cations, par exemple H + ,
Na + ) ou négative (ions négatifs ou anions, par exemple OH – , Cl – , SO 3
––). Cette dissociation partielle est appelée
ionisation (théorie d’Arrhenius).
Remarque : L’ionisation se produit également dans les solutions aqueuses des acides organiques, de leurs sels et de quelques autres composés organiques.
Elle peut avoir lieu aussi dans les gaz ou vapeurs lors de décharges électriques.
Dans tous les cas, c’est la dissociation ionique qui explique la conductibilité électrique du milieu considéré.
DISSOCIATION IONIQUE DE L’EAU
L’eau chimiquement pure contient des ions hydrogène H + et hydroxyle OH – à la même concentration de 10 –7 ions-grammes par litre.
Un nombre d’ions égal au nombre d’Avogadro est par définition un ion-gramme ; celui-ci est à l’ion ce que la mole et l’atome-gramme sont respectivement
à la molécule et à l’atome.
Les ions H + et OH – se forment par dissociation de l’eau selon l’équilibre :
H 2 O ←→H + + OH – ,
appelée équation d’équilibre ionique de l’eau. A la température de 24 ± 1 °C, cet équilibre est régi par la loi :
(H + ) (OH – ) = 10 –14 , (1)
(H + ) et (OH – ) représentant ce qu’on nomme l’activité des ions-grammes H + et OH – dans la solution.
ll y a maintenant lieu de préciser cette notion :
Activité. Plus une solution est concentrée en acide, base ou sel, plus les interactions entre ions diminuent le degré de dissociation, si bien que, pour étudier
celle-ci de façon correcte, on est amené à substituer à la concentration de la solution en ions-grammes une autre grandeur, appelée l’activité des ionsgrammes,
plus faible que la concentration, mais tendant vers celle-ci lorsque la dilution augmente indéfiniment. On représente l’activité par des symboles
tels que (H + ), (OH – ), (Cl – ), (SO 3
––). Dans le cas de l’eau pure ou des solutions aqueuses très diluées, les activités sont pratiquement égales aux
concentrations ; pour les solutions aqueuses d’acides et de bases forts contenant 1/10 à 1/100 de mole par litre, les activités sont d’environ les 8/10 des
concentrations ; dans d’autres cas, ce rapport peut descendre beaucoup plus bas.
Revenant au cas de l’eau pure, on observe que la dissociation de la molécule H 2 O donne évidemment un nombre égal d’ions H + et d’ions OH – ; comme,
dans ce cas, activités et concentrations se confondent pratiquement, l’égalité des concentrations entraîne celle des activités :
(H + ) = (OH – ).
Si l’on rapproche de l’égalité (1), on obtient l’importante relation :
(H + ) = (OH – ) = 10 –7 .
Remarque : La très faible concentration de l’eau pure en ions H + et OH – est illustrée par le fait qu’il en faut environ 10 000 m 3 pour contenir un iongramme
de chacun d’eux.
Les informations contenues dans ce document sont données à titre indicatif. SAINT-GOBAIN PAM ne saurait être tenue pour responsable des éventuelles erreurs contenues dans ce document .
3

CHIMIE DES SOLUTIONS AQUEUSES
FORMULAIRE
CANALISATION
ACIDES, BASES, SELS : DÉFINITIONS, DISSOCIATION, NORMALITÉ
Un acide est une substance contenant de l’hydrogène H et qui se dissocie en solution aqueuse pour donner un ou plusieurs ions hydrogène H+. Quand un
acide se dissout dans l’eau, la concentration de la solution en ions hydrogène croît, celle en ions hydroxyle décroît sans s’annuler ; la loi d’équilibre ionique
ci-dessus entre (H + ) et (OH – ) subsiste en tout cas.
Une base est une substance contenant le groupement hydroxyde OH et qui se dissocie en solution aqueuse pour donner un ou plusieurs ions hydroxyle
OH – . Quand une base se dissout dans l’eau, la concentration de la solution en ions hydrogène décroît sans s’annuler, celle en ions hydroxyle croît ; la loi
d’équilibre ionique ci-dessus subsiste en tout cas.
La dissociation de l’acide ou de la base est complète ou presque complète quand il s’agit d’un acide ou d’une base forte, partielle dans le cas d’un acide ou
d’une base faible.
Comme il a été dit plus haut, les sels résultent notamment de l’action d’un acide sur une base. Quand un sel se dissout dans l’eau, il y a dissociation du sel
en ions autres que H + ou OH – ; selon la nature de ceux-ci, la concentration de l’eau en ions H + croît, décroît ou reste inchangée ; la loi d’équilibre ionique
ci-dessus subsiste en tout cas.
La dissociation des sels d’un acide fort ou/et d’une base forte est complète ou presque complète.
Normalité des solutions aqueuses d’acides ou de bases dans leurs réactions mutuelles. Dans le cas de ces réactions, on dit que la solution d’un acide (ou
d’une base) dans l’eau est normale quand elle contient 1 ion-gramme H + (ou OH – ) par litre. La normalité de la solution est le nombre d’ions-grammes H +
(ou OH – ) que contient 1 litre de cette solution.
Par exemple, l’abréviation 12 N accompagnant la désignation d’un acide commercial signifie que la solution d’acide considérée contient 12 ions-grammes
N
H + par litre ; l’abréviation 0,01 N ou —— accompagnant la désignation d’une solution basique utilisée pour un titrage signifie que cette solution contient
100
0,01 ion-gramme OH – par litre. On parle de solutions normales (N), décinormales (0,1 N), centinormales (0,01 N).
Remarque : On définit une normalité différente lorsqu’il s’agit de réactions d’oxydation ou de réduction.
pH
Le pH sert à mesurer l’acidité, ou la basicité d’une solution aqueuse. ll est fonction de la quantité d’acide, ou de base présente dans la solution et du degré
de dissociation de l’acide, ou de la base, facteurs se traduisant tous deux par l’activité des ions-grammes H + , ou OH – .
Pratiquement, on considère seulement l’activité des ions-grammes H + , celle des ions-grammes OH – étant connue en fonction de la première d’après la loi
(H + ) (OH – ) = 10 –14 . De plus, l’activité des ions-grammes H + , comprise entre 10 –0,1 et 10 –14 , couvre un intervalle très étendu et elle est généralement très
faible : suivant l’initiative prise en 1909 par Sørensen, on préfère utiliser le logarithme décimal de son inverse, c’est-à-dire son cologarithme décimal.
L’indice ainsi obtenu est très généralement appelé pH (abréviation pour « potentiel d’hydrogène ») :
pH = colog 10 (H + ).
Le pH varie entre 0,1 pour les solutions très acides et 14 pour les solutions très basiques.
Ainsi, pour l’eau à 24 ± 1 °C :
(H + ) = 10 –7 et pH = 7
(équilibre ionique de l’eau) ; c’est la neutralité.
Pour une solution acide :
(H + ) > 10 –7 et pH < 7 (peut descendre jusqu’à 0,1)
Pour une solution basique :
(OH – ) > 10 –7 , (H + ) < 10 –7 et pH > 7 (peut monter jusqu’à 14)
Le pH varie avec la température, comme le montre l’exemple suivant, relatif à l’eau pure :
D’après Handbook of Chemistry and Physics (Chemical Rubber Publishing Co., New York).
Température (°C) 0 20 24 25 30 40 50 60
pH 7,47 7,08 7,00 6,99 6,91 6,76 6,13 6,00
La neutralité d’une solution aqueuse n’est donc caractérisée par pH = 7 qu’à la température de 24 °C.
Remarque : L’acidité, ou la basicité mesurée par titrage rendent compte uniquement de la quantité d’acide, ou de base contenue dans la solution et sont
indépendantes du degré de dissociation de l’acide, ou de la base. En cas de forte dissociation, les acidités, ou basicités mesurées par les deux méthodes se
rejoignent.
Les informations contenues dans ce document sont données à titre indicatif. SAINT-GOBAIN PAM ne saurait être tenue pour responsable des éventuelles erreurs contenues dans ce document .
4

CHIMIE DES SOLUTIONS AQUEUSES
FORMULAIRE
CANALISATION
VALEURS APPROXIMATIVES DU pH
de certaines solutions aqueuses d’acides, de bases et de sels
Acides
Acide chlorhydrique (N) 0,1 Acide sulfhydrique (0,1 N) 4,1 Acide citrique (0,1 N) 2,2
Acide chlorhydrique (0,1 N) 1,1 Acide orthophosphorique (0,1 N) 1,5 Acide formique (0,1 N) 2,3
Acide chlorhydrique (0,01 N) 2,0 Acide borique (0,1 N) 5,2 Acide lactique (0,1 N) 2,4
Acide sulfurique (N) 0,3 Acide acétique (N) 2,4 Acide malique (0,1 N) 2,2
Acide sulfurique (0,1 N) 1,2 Acide acétique (0,1 N) 2,9 Acide oxalique (0,1 N) 1,6
Acide sulfurique (0,01 N) 2,1 Acide acétique (0,01 N) 3,4 Acide tartrique (0,1 N) 2,2
Acide sufureux (0,1 N) 1,5 Acide benzoïque (0,01 N) 3,1
Bases
Soude (N) 14,0 Ammoniaque (N) 11,6
Soude (0,1 N) 13,0 Ammoniaque (0,1 N) 11,1
Soude (0,01 N) 12,0 Ammoniaque (0,01 N) 10,6
Potasse (N) 14,0 Magnésie (solution saturée) 10,5
Potasse (0,1 N) 13,0 Chaux (solution saturée) 12,4
Potasse (0,01 N) 12,0
Sels
Phosphate trisodique
1
(solution à — mole par litre)
30
12,0
Carbonate de sodium
1
(solution à — mole par litre)
20
11,6
Bicarbonate de sodium
1
(solution à — mole par litre)
10
8,4
Métasilicate de sodium
1
(solution à — mole par litre)
20
12,6
Borate de sodium (borax)
1
(solution à — mole par litre)
20
9,2
D’après Handbook of Chemistry and Physics (Chemical Rubber Publishing Co., New York).
OXYDATION ET RÉDUCTION
La combinaison d’un corps avec l’oxygène est une oxydation ; le processus inverse est une réduction.
En même temps que ces phénomènes se produisent des échanges d’électrons :
– l’oxydation s’accompagne d’une perte d’électrons, la réduction d’un gain d’électrons ;
– l’oxydant est l’agent qui capte des électrons, le réducteur celui qui en perd.
Les informations contenues dans ce document sont données à titre indicatif. SAINT-GOBAIN PAM ne saurait être tenue pour responsable des éventuelles erreurs contenues dans ce document .
5