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TS - REACTIONS CHIMIQUES PAR ECHANGE DE PROTON Chapitre 1 - pH, équilibres chimiques, acides et bases
1
Le pH
1.1
1.1.1
Définition du pH
Définition
+
Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H3 O(aq)
. La valeur de H3 O+ peut varier de 10−14 à quelques
mol/L.
Le pH est défini par
pH = −log[H3 O+ ]
Cette définition est valable pour les solutions diluées ([H3 O+ ] < 0, 05 mol/L).
Inversement,
[H3 O+ ] = 10−pH
1.2
1.2.1
Mesure du pH
pH-mètre
Le pH d’une solution aqueuse est mesuré avec un pH-mètre.
Pour indiquer une valeur fiable, le pH-mètre doit être étalonné avec des solutions étalons de pH connu.
Précision de la mesure :
• fraîcheur des solutions étalon
• température
• état de la sonde
• précision de l’appareil
Une incertitude de 0.1 unités sur le pH correspond à une incertitude relative sur [H3 O+ ] de l’ordre de 10%. On
exprime donc les [H3 O+ ] au max avec 2 CS.
1
2 Equilibre chimique
1.2.2
En pratique
Etalonnage et utilisation d’un pH-mètre :
• température
• solution tampon pH 7 = tarage
• ...
2
Equilibre chimique
2.1
2.1.1
Etude expérimentale
Mesures de pH de différentes solutions aqueuses
Les solutions sont préparées à partir de solutés purs ou par dilution de solutions concentrées.
1. Solution S1 d’acide chlorhydrique HCl à C1 = 1, 0.10−2 mol/L : pH1 =
2. Solution S2 d’acide éthanoïque CH3 COOH à C2 = 1, 0.10−2 mol/L : pH2 =
3. Solution S3 d’hydroxyde de sodium N aOH à C3 = 1, 0.10−3 mol/L : pH3 =
4. (*) Solution S1bis d’acide chlorhydrique HCl à C1bis = 1, 0.10−3 mol/L : pH1bis =
5. (*) Solution S2bis d’acide éthanoïque CH3 COOH à C2bis = 1, 0.10−3 mol/L : pH2bis =
2.1.2
Exploitation : acide chlorhydrique
1. Ecrire l’équation de la réaction de dissolution de l’acide chlorhydrique dans l’eau.
2. Ecrire le tableau d’avancement de cette réaction pour V1 = 100 mL
3. Calculer l’avancement maximal xmax
4. Déduire de la valeur du pH la concentration en ions oxonium puis l’avancement final xF de la réaction
5. Comparer xF et xmax . Conclure.
Mêmes questions pour la solution S1bis
2.1.3
Exploitation : acide éthanoïque
1. Ecrire l’équation de la réaction de dissolution de l’acide éthanoïque dans l’eau.
2. Ecrire le tableau d’avancement de cette réaction pour C2 et V2 = 100 mL
3. Calculer l’avancement maximal xmax
4. Déduire de la valeur du pH la concentration en ions oxonium puis l’avancement final xF de la réaction
5. Comparer xF et xmax . Conclure.
Mêmes questions pour la solution S2bis
2
3 Acides et bases
2.2
3
Notion d’équilibre chimique
2.2.1
Définition
Un système chimique est dans un état d’équilibre chimique lorsque, dans l’état final, les réactifs et les produits
sont simultanéments présents. L’équation de la réaction s’écrit alors avec une double flèche qui indique que deux
réactions, inverses l’une de l’autre, peuvent se produire simultanément dans le système
2.2.2
Déplacement d’équilibre
On peut modifier un équilibre en ajoutant un réactif ou un produit.
Evolution : dans le sens correspondant à la consommation de l’espèce ajoutée.
Si on ajoute de l’acide éthanoïque pur dans une solution d’acide éthanoïque, le pH diminue : la réaction évolue
−
+
dans le sens direct (→) CH3 CO2 H(aq) + H2 O(l) → CH3 CO2(aq)
+ H3 O(aq)
3
Acides et bases
3.1
3.1.1
Acide et base selon Brönsted
Acide et base selon Brönsted
Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H + (ion hydrogène)
−
Exemple : CH3 CO2 H(aq) → CH3 CO2(aq)
+ H+
Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H + .
−
Exemple : CH3 CO2(aq)
+ H+ → CH3 CO2 H(aq)
3.2
3.2.1
Couple acide/base
Couple acide/base
Le proton peut passer de l’acide à la base et réciproquement : HA A− + H + .
Un couple acide/base (ou acidobasique) est défini par la demi-équation :
HA A− + H +
L’acide et la base sont alors dits conjugués l’un de l’autre.
On peut aussi écrire le couple sous la forme BH + /B (exemple: N H4+ /N H3 : ion ammonium / ammoniaque) :
BH + B + H +
3.3
3.3.1
Les couples de l’eau
Les couples de l’eau
L’eau appartient à deux couples acidobasiques :
3 Acides et bases
4
+
• H3 O(aq)
/H2 O(l) (ion oxonium / eau)
−
• H2 O(l) /HO(aq)
(eau / ion hydroxyde)
L’eau est donc à la fois une base et un acide : c’est une espèce chimique ampholyte (ou amphotère).
3.4
3.4.1
Transfert de proton
Réaction acido-basique
−
+
Une réaction acidobasique met en jeu deux couples acidobasiques (A1 H + /A−
1 et A2 H /A2 ) lors d’un transfert
de proton d’un acide à une base :
+
A1 H + A−
1 +H
+
A−
2 +H A2 H +
La double flèche indique que la réaction peut se produire dans les deux sens.
3.4.2
Exercice
Ecrire les équations des réactions suivantes :
1. entre l’acide propanoïque (CH3 CH2 COOH/CH3 CH2 COO− ) et les ions hydroxyde (H2 O/HO− )
2. entre l’éthanoate de sodium (CH3 COOH/CH3 COO− ) et l’eau
3. entre l’acide orthophosphorique (H3 P O4 /H2 P O4− ) et l’ammoniaque (N H4+ /N H3 )
3.5
3.5.1
Acide faible / base faible
Acide faible / base faible
Un acide est dit faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale. Une base est dite faible si sa réaction avec l’eau
n’est pas totale.
• Les acides carboxyliques sont des acides faibles dans l’eau
• Les amines et les ions carboxylates sont des bases faibles dans l’eau
3.5.2
Acide fort / base forte
Un acide est dit fort si sa réaction avec l’eau est totale. Une base est dite fort si sa réaction avec l’eau est totale.
• Le chlorure d’hydrogène, le bromure d’hydrogène sont des acides forts dans l’eau
• L’ion ethanolate C2 H5 O− est une base forte dans l’eau
• Les ions hydroxyde peuvent être apportés directement dans l’eau par dissolution de N aOH ou KOH.