I) L’acidité et le sens du goût - esffm.org · I) L’acidité et le sens du goût : Chapitre 1 : LES ACIDES ET LES BASES - L’acidité est une saveur . - Les . papilles gustatives

I) L’acidité et le sens du goût :

Chapitre 1 : LES ACIDES ET LES BASES

- L’acidité est une saveur. - Les papilles gustatives de la langue sont capables de percevoir l’acidité d’une

substance. - L'acidité des aliments peut être très variable.

Exemple : Une goutte de citron a un goût très acide. Lorsqu'on mange une pomme, on sent le goût sucré mais également une légère acidité.

- Les solutions acides ou basiques peuvent être aussi très irritantes pour la peau.

- Le contact avec certaines substances peut entraîner de graves lésions pour les yeux.

1) Définition : II) Solution acide et solution basique :


On montre en biologie que le goût acide des aliments est dû à la présence plus ou moins importante d'ion hydrogène (H+) en solution. Nous dirons : - Un acide est une espèce chimique (substance) qui libère des ions

hydrogène (H+) lorsqu'on la met en solution dans l'eau. Exemple : Le gaz chlorhydrique est un acide : HCl(g) → H+

(aq) + Cl−(aq)

- Une base est une espèce chimique (substance) qui libère des ions OH− ou qui absorbe des ions H+ lorsqu'on la met en solution dans l'eau. Exemple : La soude (hydroxyde de sodium) est une base :

NaOH(s) → Na+(aq) + OH−

(aq)

L'acide sulfurique est un acide : H2SO4(l) → H+(aq) + HSO4

−(aq)

L'acide nitrique est un acide : HNO3(l) → H+(aq) + NO3

−(aq)

Le gaz ammoniac est une base : NH3(g) + H+(aq) → NH4

+(aq)

La chaux (hydroxyde de calcium) est une base : Ca(OH)2(s) → Ca+

(aq) + 2 OH−(aq)

2) Echelle des pH : II) Solution acide et solution basique :


Pour comparer l'acidité des solutions, on utilise une échelle de pH : 0 7 14 +++→ pH ← solution basique solution basique →

↑ solution neutre

Une solution est acide si son pH < 7, une solution est basique si son pH > 7 et une solution est neutre si son pH = 7.

3) Les indicateurs colorés : II) Solution acide et solution basique :


Les indicateurs colorés sont des substances dont la teinte dépend du pH de la solution dans laquelle ils sont introduits en petite quantité.

méthyle orange 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 +++++++++++++++→ pH

Indicateur coloré teinte (pH < zone de virage)

zone de virage teinte sensible

teinte (pH > zone de virage)

méthyle orange orange 3,1 à 4,4 jaune

bleu de bromothymol jaune 6 à 7,6 bleu

phénolphtaléine incolore 8,2 à 10 rose fuchsia

Exemple :

bleu de bromothymol 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 +++++++++++++++→ pH

phénolphtaléine 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 +++++++++++++++→ pH

4) Mesure de pH et papier pH : II) Solution acide et solution basique :


Le papier pH est obtenu en imprégnant un papier d'une solution contenant un mélange d'indicateurs colorés, puis en le séchant. On compare la couleur du papier imbibé d'une goutte de solution à tester à une échelle de couleurs.

Pour faire des mesures plus précises, on peut utiliser un pH-mètre. Un pH-mètre est un millivoltmètre de très grande résistance intérieure. Exemple : Nous utiliserons un pH-mètre "stylo" :

Exemple : Solution pH Solution concentrée d'acide chlorhydrique 1,1 Vinaigre 2,6 Jus d'orange 3,7 Jus de tomate 3,8 Eau 7,2 Nettoie-tout 9,8 Eau de Javel 11,2 Solution concentrée de soude 12,9

1) Définition : III) Neutralisation de l’acidité d’une solution :


- Une solution aqueuse acide est une solution qui contient un grand excès d'ions hydrogène (H+) par rapport aux ions hydroxyde (OH−). On dit que dans une solution acide : [H+] >> [OH−]

- Une solution aqueuse basique est une solution qui contient un grand excès d'ions hydroxyde (OH−) par rapport aux ions hydrogène (H+). On dit que dans une solution basique : [H+] << [OH-]

- Une solution aqueuse neutre est une solution qui contient en quantités égales des ions hydrogène (H+) et des ions hydroxyde (OH−). On dit que dans une solution neutre : [H+] = [OH-]

0 7 14 +++→ pH ← [H+] >> [OH−] [H+] << [OH−] →

↑ [H+] ≈ [OH−]

2) Réaction de neutralisation : III) Neutralisation de l’acidité d’une solution :


Lors de la neutralisation d'une solution acide par une solution basique il se forme une solution de sel et de l'eau. Exemple : acide + hydroxyde → chlorure + eau

chlorhydriquede sodiumde sodium D’une façon générale : solution acide + solution basique → solution saline + eau acide + base → sel + eau Exemple : acide chlorhydrique +ammoniaque → chlorure d’ammonium + eau

(H+ + Cl−)sol + (NH3)sol → (NH4+ + Cl−)sol + H2O

Exemple : acide nitrique + hydroxyde de sodium → nitrate de sodium + eau (H+ + NO3

−)sol + (Na+ + OH−)sol → (Na+ + NO3−)sol + H2O

1) Acidité et cellules vivantes : IV) Acidité et environnement :


Les cellules vivantes sont sensibles au pH du milieu dans lequel elles évoluent. La plupart des cellules préfèrent les pH neutres (pH = 7) ou proches de la neutralité. Il existe des exceptions : Exemple : Les bactéries qui contribuent à la fabrication du vinaigre peuvent

supporter un pH voisin de 3. Exemple : A l’heure actuelle, on connaît des algues et certaines bactéries qui

peuvent supporter des pH de l'ordre de 2.

2) Les pluies acides : IV) Acidité et environnement :


Les pluies acides résultent de la dissolution par les gouttes de pluie de deux principaux corps : le monoxyde d'azote (NO) et le dioxyde de soufre (SO2). Ces deux gaz sont produit par l'industrie moderne et sont contenus dans les gaz d'échappement des véhicules. - Le monoxyde d’azote réagit avec le dioxygène de l’air pour former du

dioxyde d’azote : 2 NO + O2 → 2 NO2 - Le dioxyde d’azote, en se dissolvant dans les gouttes d’eau de pluie, réagit

pour former l’acide nitrique : (H+ + NO3−)sol

- Le dioxyde de soufre réagit avec le dioxygène de l’air pour former du trioxyde de soufre : 2 SO2 + O2 → 2 SO3

- Le trioxyde de soufre, se dissolvant dans les gouttes d’eau de pluie, réagit pour former l’acide sulfurique : (2 H+ + SO4

2−)sol Les pluies peuvent être très acides et atteindre un pH = 1,5 et détruisent la végétation qui se trouve près des centres industriels. Les pluies acides altèrent le fonctionnement des branchies des poissons entraînant leur mort.

1) Action de l’acide chlorhydrique sur le zinc : V) Action des acides sur les métaux :


Dans un tube à essai contenant de la poudre de zinc on verse quelques mL d’une solution d’acide chlorhydrique ou d'acide sulfurique :

poudre de zinc

allumette enflammée

On observe un dégagement gazeux de dihydrogène mis en évidence par une petite explosion lorsqu’on l’enflamme.

solution d’acide chlorhydrique

1) Action de l’acide chlorhydrique sur le zinc : V) Action des acides sur les métaux :


Ayant prélevé une partie de la solution des produits obtenus dans un tube à essai, on introduit quelques mL d’une solution d’hydroxyde de sodium :

On observe un précipité blanc d'hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2) qui révèle la présence d’ions zinc (Zn2+) dans les produits obtenus.

solution d’hydroxyde de sodium (soude)

solution des produits obtenus

Les ions hydrogène (H+) de l’acide chlorhydrique ont réagit avec le métal zinc (Zn) suivant la réaction : 2 H+

(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g)

2) Action de l’acide chlorhydrique sur le fer : V) Action des acides sur les métaux :


Dans un tube à essai contenant de la poudre de fer on verse quelques mL d’une solution d’acide chlorhydrique ou d'acide sulfurique :

poudre de fer

allumette enflammée

On observe un dégagement gazeux de dihydrogène mis en évidence par une petite explosion lorsqu’on l’enflamme.

solution d’acide chlorhydrique

2) Action de l’acide chlorhydrique sur le fer : V) Action des acides sur les métaux :


Ayant prélevé une partie de la solution des produits obtenus dans un tube à essai, on introduit quelques mL d’une solution d’hydroxyde de sodium :

On observe un précipité vert d'hydroxyde de fer II (Fe(OH)2) qui révèle la présence d’ions fer (Fe2+) dans les produits obtenus.

solution d’hydroxyde de sodium (soude)

solution des produits obtenus

Les ions hydrogène (H+) de l’acide chlorhydrique ont réagit avec le métal fer (Fe) suivant la réaction : 2 H+

(aq) + Fe(s) → Fe2+(aq) + H2(g)

1) Compatibilité des ions et solubilité des cristaux : VI) Identification des ions :


Lors de la neutralisation de l’acide chlorhydrique par la soude, les cations sodium (Na+

(aq)) sont présents avec les anions chlorure (Cl−(aq)).

On dit que les cations sodium (Na+(aq)) sont compatibles en solution

aqueuse avec les anions chlorure (Cl− (aq)) ou éthanoate (CH3CO2

− (aq)).

Lors de la neutralisation de l’acide éthanoïque par la soude, les cations sodium (Na+

(aq)) sont présents avec les anions éthanoate (CH3CO2−(aq)).

On sait, par ailleurs, que le cristal ionique de chlorure de sodium (NaCl(s)) (sel de cuisine) est très soluble dans l’eau. L’expérience montre que le cristal ionique (cristaux blancs) d’éthanoate de sodium (NaCH3CO2(s)) est très soluble dans l’eau. La solubilité des cristaux ioniques d’hydroxyde de sodium (NaCl(s)) ou d’éthanoate de sodium (NaCH3CO2(s)) est liée à la compatibilité des cations sodium (Na+

(aq)) avec les anions chlorure (Cl−(aq)) ou éthanoate

(CH3CO2−

(aq)) en solution aqueuse.

2) Incompatibilité des ions et faible solubilité des cristaux : VI) Identification des ions :


Inversement, lorsqu’on verse une solution d’hydroxyde de sodium (Na+(aq),

OH−(aq)) dans une solution contenant des ions zinc II (Zn2+

(aq)) on obtient un précipité d’hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2(s)) qui est un solide divisé. L’expérience montre que le cristal ionique d’hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2(s)) est pratiquement insoluble dans l’eau.

L’insolubilité, dans l’eau, des cristaux ioniques d’hydroxyde de zinc II (Zn(OH)2(s)) ou d’hydroxyde de fer II (Fe(OH)2(s)) est directement liée à l’incompatibilité des cations zinc II (Zn2+

(aq)) ou fer II (Fe2+(aq)) avec les

anions hydroxyde (OH−(aq)) en solution aqueuse.

Lorsqu’on verse une solution d’hydroxyde de sodium (Na+(aq), OH−

(aq)) dans une solution contenant des ions fer II (Fe2+

(aq)) on obtient un précipité d’hydroxyde de fer II (Fe(OH)2(s)) qui est un solide divisé. L’expérience montre que le cristal ionique d’hydroxyde de fer II (Fe(OH)2(s)) est pratiquement insoluble dans l’eau.

3) Mise en évidence d’ions en solution aqueuse : VI) Identification des ions :


On veut mettre en évidence la présence de cations C1(aq) dans une solution aqueuse (1), contenant les cations C1(aq) et également les anions A1(aq). On mélange la solution (1) avec une solution aqueuse (2) contenant les anions A2(aq), mais également les cations C2(aq), on a choisi la solution (2) de telle façon que les cations C1(aq) soient incompatibles avec les anions A2(aq).

Les ions C1(aq) étant incompatibles en solution aqueuse avec les ions A2(aq), le mélange va donner un précipité de C1A2(s). Remarque : Il faut que les anions A1(aq) et les cations C2(aq) soient parfaitement

compatibles pour ne pas perturber la mise en évidence.

4) Tableau de compatibilité de quelques ions : VI) Identification des ions :


Anions → Cations ↓

OH− ion hydroxyde

Cl− ion chlorure

SO42−

ion sulfate CO3

2− ion carbonate

NO3−

ion nitrate PO4

3− ion phosphate

C2O42−

ion oxalate

ClO4−

ion perchlorate

Ag+ ion argent

Ag2O ↵ (brun) oxyde

d’argent

AgCl ↵ (blanc) chlorure d’argent

Ag2SO4 ↵ (blanc) sulfate

d’argent

Ag2CO3 ↵ (blanc)

carbonate d’argent

compatibles en solution

Ag3PO4 ↵ (jaune)

phosphate d’argent



K+ ion potassium








KClO4 ↵ (blanc)

perchlorate de potassium

Ca2+ ion calcium

Ca(OH)2 ↵ (blanc)

hydroxyde de calcium


CaSO4 ↵ (blanc)

sulfate de calcium

CaCO3 ↵ (blanc)

carbonate de calcium


Ca3(PO4)2 ↵ (blanc)

phosphate de calcium

CaC2O4 ↵ (blanc)

oxalate de calcium


NH4+

ion ammonium

NH3 ↑ (gaz incolore)

ammoniac








Ba2+ ion baryum

Ba(OH)2 ↵ (blanc)

hydroxyde de baryum


BaSO4 ↵ (blanc)

sulfate de baryum

BaCO3 ↵ (blanc)

carbonate de baryum


Ba3(PO4)2 ↵ (blanc)

phosphate de baryum



H+ ou H3O+ ion hydronium




CO2 ↑ (gaz incolore)

dioxyde de carbone





Exemple de compatibilité des ions

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