04/03/2011

Les acides et les bases

Formation STI2D

BASIQUE

Introduction Le pH

ACIDE

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Introduction Le pH

Toute solution aqueuse contenant des ions hydronium (oxonium) peut être caractérisée par son pH, grandeur sans unité.

Pour des solutions aqueuses diluées,

[H 3 O + ] < 10 -1 pH = - log [H 3 O + ]. mol.L

-1

, Le pH d’une solution aqueuse est mesurée : Par du papier pH (précision 0,5 au max) Par un pH mètre (précision 0,01 à 0,1) 04/03/2011 Formation STI2D

Introduction Notation de la concentration molaire

La

concentration apportée

en soluté, notée

C

ou

c

, correspond à la quantité de matière par unité de volume de soluté apporté dans la solution. Si il y a réaction lors de la dissolution, elle ne correspond pas à la concentration effective des espèces chimiques en solution .

La

concentration effective d’une espèce chimique A

en solution est notée entre crochet :

[A]

.

Exemple

: O n a fabriqué une solution de chlorure de cuivre de concentration apportée C = 0,01 mol.L

-1 . Calculer la concentration des espèces chimiques suivantes : Cu 2+ , Cl et CuCl 2 .

La dissolution est considérée comme totale. CuCl 2 → Cu 2+ + 2 Cl . Dans cette solution [CuCl 2 ] = 0 ; [Cu 2+ ] = 0,01 mol.L

-1 et [Cl ] = 0,02 mol.L

-1 .

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Réactions acide base Définitions

Exemple

: CH 3 CO 2 H + NH 3 = CH 3 CO 2 + NH 4 + Une

réaction acide base

transfert d’ions H + (H + est une réaction au cours de laquelle il y a est en réalité un proton ! ) Un

acide selon Bronsted

est une espèce chimique susceptible de

céder un ou plusieurs protons H + .

Une

base selon Bronsted

est une espèce chimique susceptible de

capter un ou plusieurs protons H +

.

On reconnait

deux couples acide / base

: CH 3 CO 2 H / CH 3 CO 2 notés plus généralement

AH / A ou BH + / B .

L’acide et la base ainsi liés sont dits

conjugués

.

et NH 4 + / NH 3 On peut alors écrire

deux demi équations

: CH 3 CO 2 H = CH 3 CO 2 + H + et NH 4 + Plus généralement : AH = A + H + = NH 3 ou BH + + H + = B + H + 04/03/2011 Formation STI2D

Réactions acide base Les couples de l’eau

H 3 O + = H + + H 2 O : couple H 3 O + / H 2 O L’eau est

la base conjuguée de l’ion oxonium H 3 O +

H 2 O = H + + HO : couple H 2 O / HO L’eau est

l’acide conjugué de l’ion hydroxyde HO -

Dans toute solution aqueuse l’eau, on a l’équilibre : 2 H 2 O = H 3 O + + HO c’est

l’autoprotolyse de l’eau

.

La constante de cet équilibre, notée

K e

, est appelée

produit ionique

constante d’autodissociation de l’eau : de l’eau ou

K e = [H 3 O + ][HO ]

mol.L

-1 .

Définition du pK e A 25 ° C,

K e

pour une solution diluée, les concentrations étant exprimées en :

pK e = 1,0.10

-14 = - log K et pK e e = 14

ou .

K e = 10 -pKe L’eau est un ampholyte

(il est amphotère): il peut être l’acide dans un couple et la base dans un autre 04/03/2011 Formation STI2D

Réaction d’un acide ou d’une base sur l’eau Cas d’un acide fort

Un

acide est dit fort

dans l’eau si sa réaction sur l’eau est totale.

Exemples d’acides forts

: L’acide chlorhydrique HCl, l’acide nitrique HNO 3 .

Calcul du pH

HNO 3 + H 2 O → NO 3 + H 3 O + La réaction étant totale, et si on néglige les ions H 3 O + [NO 3 ] = [H 3 O + ] = c

pH = - log [H 3 O + ] = - log c

provenant de l’eau pure 04/03/2011 Formation STI2D

Réaction d’un acide ou d’une base sur l’eau Cas d’une base forte

Une

base est dite forte

dans l’eau si sa réaction sur l’eau est totale.

Exemples de bases fortes

Les alcoolates (CH 3 O : …), l’ion amidure NH 2 , l’hydroxyde de sodium NaOH

Calcul du pH

CH 3 O + H 2 O → CH 3 OH + HO La réaction est totale et si on néglige les ions HO [CH 3 OH] = [HO ] = c provenant de l’eau : K e = [H 3 O + ].[HO ] d’où [H 3 O + ] = K e pH = - log [H 3 O + ] = - log(K e pH = -(log K e / c) – log c) = - log K e / [HO + log c ] = K e / c

pH = pK e + log c

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

Réaction d’un acide ou d’une base sur l’eau Est-elle toujours totale ?

On a mesuré le pH d’une solution d’acide éthanoïque CH 3 CO 2 H de volume V = 100 mL et de concentration c = 1,0.10

-2 mol.L

-1 . La mesure de son pH donne 3,4.

Ecrire l’équation de la réaction de l’acide éthanoïque sur l’eau.

Quel serait la concentration en ion H 3 O + Quelle est la concentration en ion H 3 O + si la réaction était totale ?

dans le cas de l’acide éthanoïque ?

Peut on dire que la réaction de l’acide éthanoïque est totale ?

CH 3 CO 2 H + H 2 O = CH 3 CO 2 + H 3 O + Si la réaction était totale, [H 3 O + ] = 1,0.10

-2 mol.L

-1 .

Dans le cas de l’acide éthanoïque, [H 3 O + ] = 10 -pH = 10 -3,4 = 4,0.10

-4 mol.L

-1 .

La solution d’acide éthanoïque contient moins d’ions H 3 O + .

L’acide éthanoïque n’a donc pas réagit totalement sur l’eau.

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La constante d’acidité K

A

Définition

La

constante d’acidité K A

d’un acide est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction de cet acide sur l’eau .

Exemple du couple HCO 2 H / HCO 2 HCO 2 H + H 2 O = HCO 2 + H 3 O + K A   HCO  2  HCO H 3 H 2 O    Exemple du couple NH 4 + NH 4 + + H 2 O = NH 3 + H 3 O + / NH 3 K A   NH 3   H   3 O   Pour le couple H 3 O + / H 2 O : H 3 O + + H 2 O = H 2 O + H 3 O + d’où K A = 1 soit pK A = 0,0 K A    H 3 H 3 O  O    Pour le couple H 2 O / HO H 2 O + H 2 O = H 3 O + + HO d’ou K A = K e = 10 -14 : soit pK K A A = [H 3 O = 14,0 .

+ ].[HO ] K pH A

Généralisation :

  Base  conjugués   H 3 O  Acide conjugués   pK A   log   Base conjugués Acide conjugués   04/03/2011 Formation STI2D

La constante d’acidité K

A

Généralisation

Généralisation :

AH +H 2 O = A + H 3 O + K A   H 3   O   pH  pK A  log     K A   Base  conjugués   H 3 O Acide conjugués    pH  pK A  log   Base conjugués Acide conjugués   04/03/2011 Formation STI2D

La constante d’acidité K

A

Tableau de valeurs

acides forts (plus forts que H 3 O HBr, HCl, HNO 3 ...... + ) HI, bases inertes (indifferentes) Nom du couple acide /base hydronium/eau trichloroéthanoïque/trichloroéthanoate iodique/iodate dichloroéthanoïque/dichloroéthanoate Formule H 3 O + /H 2 O CCl 3 COOH/CCl 3 COO HIO 3 /IO 3 CHCl 2 COOH/CHCl 2 COO fluoroéthanoïque/fluoroéthanoate chloroéthanoïque/chloroéthanoate bromoéthanoïque/bromoéthanoate lactique/lactate nitreux/nitrite iodoéthanoïque/iodoéthanoate fluorhydrique/fluorure acétylsalicylique/acétylsalicylate cyanique/cyanate méthanoïque/méthanoate ascorbique/ascorbate benzoïque/benzoate anilinium/aniline éthanoïque/éthanoate CH 2 FCOOH/CH 2 FCOO CH 2 ClCOOH/CH 2 ClCOO CH 2 BrCOOH/CH 2 BrCOO CH 3 CHOHCOOH/CH 3 CHOHCOO HNO 2 /NO 2 CH 2 ICOOH/CH 2 ICOO HF/F C 8 H 7 O 2 COOH/C 8 H 7 O 2 COOH HOCN/OCN HCOOH/HCOO C 6 H 8 COOH/C 6 H 8 COO C 6 H 5 COOH/C 6 H 5 COO C 6 H 5 NH 3 + /C 6 H 5 NH 2 CH 3 COOH/CH 3 COO 2,86 2,90 3,08 3,14 3,16 3,17 3,48 3,66 3,75 4,17 4,19 4,62 4,75 pKa 0 0,70 0,80 1,26 2,57 propanoïque/propanoate pyridinium/pyridine hydroxylammonium/hydroxylamine dioxyde de carbone/hydrogénocarbonate sulfhydrique/hydrogénosulfure hypochloreux/hypochlorite ammonium/ammoniac borique/borate CH 3 CH 2 COOH/CH 3 CH 2 COO C 5 H 5 NH + /C 5 H 5 N NH CO 3 2 OH + H +/ 2 NH 2 OH O/HCO H 2 S/HS HClO/ClO NH 4 + /NH 3 H 3 BO 3 /H 2 BO 3 HBrO/BrO 3 hypobromeux/hypobomite cyanhydrique/cyanure HCN/CN triméthylammonium/triméthylamine (CH 3 ) 3 NH + /(CH 3 ) 3 N phénol/phénolate C 6 H 5 OH/C 6 H 5 O hydrogénocarbonate/carbonate hypoiodeux/hypoiodite HCO 3 /CO 3 2 HIO/IO méthylammonium/méthylamine éthylammonium/éthylamine triéthylammonium/triéthylamine diméthylammonium/diméthylamine diéthylammonium/diéthylamine eau/hydroxyde acides inertes (indifferents) CH 3 NH 3 + /CH 3 NH 2 C 2 H 5 NH 3 + /C 2 H 5 NH 2 (C 2 H 5 ) 3 NH + /(C 2 H 5 ) 3 N (CH 3 ) 2 NH 2 + /(CH 3 ) 2 NH (C 2 H 5 ) 2 NH 2 + /(C 2 H 5 ) 2 NH H 2 O/OH bases fortes (plus fortes que OH NH 2 , alcoolate.....

) 4,87 5,25 6,00 6,12 7,04 7,55 9,20 9,23 9,24 9,31 9,87 9,89 10,25 10,64 10,70 10,75 10,81 10,87 11,10 14 04/03/2011 Formation STI2D

La constante d’acidité K

A

Le classement des couples

Un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement un proton. Plus l’acide est fort, plus l’équilibre : HA(aq) + H 2 O = A (aq) + H 3 O + (aq) est déplacé dans le sens direct.

Un acide est d’autant plus fort que sa constante d’acidité est grande et que son pK A est faible .

Une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton. Plus la base est forte, plus l’équilibre : A (aq) + H 2 O = AH(aq) + HO (aq) est déplacé dans le sens direct.

Une base est d’autant plus forte que la constante d’acidité du couple est petite et que son pK A est grand.

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Dosages Définitions

Doser

une solution d’acide (ou de base) consiste à

déterminer la concentration apportée d’acide

(ou de base) dans cette solution.

Titrer

une solution est déterminer la concentration d’une espèce chimique dans une solution par une réaction chimique qui consomme cette substance.

La réaction support d’un titrage doit être

rapide, totale et unique A l’équivalence

d’un titrage, les réactifs ont été versés dans

les proportions stœchiométriques

de l’équation de la réaction support du dosage.

L’équivalence peut être repérée par : •Le

virage d’un indicateur coloré

dont la zone de virage contient le pH à l’équivalence •

La courbe pH métrique

en appliquant la

méthode des tangentes ou avec la dérivée

(maximum de la dérivée) •

La courbe de conductivité

: le point équivalent correspond au net

changement de conductivité de la solution

.

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Les indicateurs colorés Zone de virage

Un

indicateur coloré acido-basique

est constitué par les deux espèces conjuguées d’un couple acide-base noté :

Hin / In dont les deux couleurs sont différentes

. pH  pK A  log 

Formule utilisée

Base conjugués  Acide conjugués   Lorsque

[HIn] > 10.[In ]

alors l’indicateur coloré prend

la couleur de la forme acide

Ce qui est le cas pour

pH < pH A - 1

Lorsque

[In ] > 10. [HIn]

alors l’indicateur coloré prend la

couleur de la forme basique

Ce qui est le cas pour

pH < pH A + 1

Entre les deux, la teinte de l’indicateur coloré est un mélange des deux couleurs

Couleur de la forme acide

pK A - 1 pK A + 1

Couleur de la forme basique

pK A pH

Couleurs de bleu de bromothymol

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Les indicateurs colorés Exemples

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