[PDF] IV Etude approximative des solutions acides et basiques diluées

View - Download IV Etude approximative des solutions acides et basiques diluées

Previous PDF

Next PDF

Etude approximative des solutions acides et basiques diluées.

Chapitre IV 37

IV.. Etude approximative des solutions acides et

basiques diluées

Peter Lauritz Soerensen ( 1868 - 1939 )

a. Acides forts .... 38 b. Acides faibles .... 39 c. Bases fortes .... 44 d. Bases faibles .... 46 e. Couples acide faible - base faible .... 51 f. Degré d"ionisation .... 54 g. Exercices .... 58

Acides et bases

Chapitre IV 38

Etude approximative

des solutions acides et basiques diluées a) Les acides forts

1) Définition des acides forts

Exemples:

H Cl + H

2O H3O+ + Cl- (Ionisation de l"acide chlorhydrique)

HNO

3 + H2O H3O+ + NO3- (Ionisation de l"acide nitrique)

2) La vraie nature des solutions d"acide fort

Puisque la réaction d"ionisation est complète, l"espèce HB n"existe plus en solution aqueuse: Les

solutions d"acides forts sont des solutions de l"acide H 3O+ !

3) Calcul approximatif du pH d"une solution aqueuse d"acide fort

On peut négliger l"apport de H3O+ par l"autoprotolyse de l"eau .2 Le calcul se limite alors à compter

les ions H

3O+ fournis par la réaction d"ionisation, qui sont évidemment en même nombre que les

molécules d"acide " au départ », puisque cette réaction est complète:

1 Voir exemple 1 du chapitre : définition de Broenstedt.

2si [HB]o>3.10-7 mol/l. Sinon, le calcul précis sera vu plus tard.

Un acide est fort, si la réaction de dissociation dans l"eau1

HB + H2O H3O+ + B-

est complète.

Equation 14: Dissociation des acides forts

Etude approximative des solutions acides et basiques diluées.

Chapitre IV 39

4) Mise en évidence des acides forts.

Le pH-mètre permet de trouver quels sont les acides qui s"ionisent complètement dans l"eau: Ce sont

ceux qui vérifient l"équation (15) : pH = -log[HB] o

Exemple:

Pour une solution 0,01 mol/l de HCl on mesure un pH de 2,0: 2,0 = -log0,010 : HCl est un acide fort!

Voici les acides forts usuels:

b) Les acides faibles

1) Définition des acides faibles.

[[[[]]]][[[[]]]][[[[]]]]HOHBpHlogHB3oo+ Equation 15: Acide fort dilué avec [HB]o >3.10-7 mol/l

HClO4 acide perchlorique

HNO

3 acide nitrique

H

2SO4 acide sulfurique

HCl acide chlorhydrique

HBr acide bromhydrique

HI acide iodhydrique

Un acide est faible, si sa réaction de dissociation dans l"eau

HB + H2O H3O+ + B-

Equation 16 : ionisation d©un acide faible3

est incomplète, donc limitée à un d"équilibre.

Acides et bases

Chapitre IV 40

Exemples:

HF + H

2O H3O+ + F- (ionisation de l"acide fluorhydrique)

NH

4+ + H2O H3O+ + NH3 (ionisation de l"ion ammonium)

HCO

3- + H2O H3O+ + CO32- (ionisation de l"ion hydrogénocarbonate)

2) Nature des solutions d"acide faible.

Comme l"ionisation de ces espèces est incomplète, on trouvera dans leur solution aqueuse à la fois de

l"acide non dissocié HB et des ions hydronium.

Exemple:

Une solution aqueuse d"acide fluorhydrique renferme 1) H

2O, l"eau, qui est le solvant 2) HF, l"acide fluorhydrique non

ionisé 3) F

-, des ions fluorure provenant de l"ionisation de l"acide fluorhydrique. 4) H3O+, des ions hydronium provenant

de l"ionisation de l"acide fluorhydrique ou de l"autoprotolyse de l"eau 5) OH -, des ions hydroxyde (peu) provenant de l"autoprotolyse de l"eau.

3) Mise en évidence des acides faibles.

Si le pH mesuré pour une solution d"acide est supérieur à celui auquel on s"attendrait pour un acide

fort, il s"agit d"un acide faible. La liste des acides faibles figure sur table en annexe.

Exemple:

On mesure un pH de 2,1 pour une solution 0,1 molaire d"acide fluorhydrique . Il ne peut s"agir d"un acide fort, sinon on

aurait mesuré: pH = -log0,1 = 1

4) Constante de dissociation acide

Appliquons la loi de Guldberg et Waage à l"équilibre d"ionisation d"un acide faible: [][] BHO

HBHOK-

3 2+ Or [H2O] = constante (solution diluée d"acide ! III c) [][] [][]BHO

HBKHO-

3 2+

3Il est évident que la charge réelle de l"espèce que nous avons désigné par B- est toujours d"une unité inférieure à

celle de HB. Les exemples suivants montrent qu"il faudrait distinguer en réalité entre les cas HB+/B , HB/B-,

HB-/B2-, HB2-/B3- ........

Etude approximative des solutions acides et basiques diluées.

Chapitre IV 41

Le produit K[H2O] est donc constant. On l"appelle " constante d"acidité de l"acide HB » et on le note

K a: [[[[]]]]KBHO

HBa3====

Equation 17 : Définition de la constante de dissociation acide

Acides et bases

Chapitre IV 42

Par analogie avec le pH, on définit:

Exemples: (voir tableau des couples acide faible - base faible) acide hypochloreux: pK a = 7,3 Û Ka = 10-7,3 = 5. 10-8 = [ClO-][H3O+]/[HClO] ion méthylammonium: pK a = 10,72 Û Ka = 10-10,72 = 1,9.10-11 = [CH3NH2][H3O+]/[CH3NH3+] ion hydrogénophosphate: pK a = 12,3 Û Ka = 10-12,3 = 5.10-13 = [PO43- ][H3O+]/[HPO42- ]

5) Discussion de la constante de dissociation acide.

a) Les concentrations figurant dans l"expression de la constante de dissociation acide sont les molarités à l"équilibre, donc [HB] n"est en particulier jamais égale à la concentration avant dissociation [HB] o. b) K a et pKa varient en sens contraire: Plus Ka est grand, plus pKa est petit.

c) Plus Ka est grand ( et pKa petit), plus le numérateur du rapport définissant la constante de

dissociation est grand et le dénominateur petit, donc plus l"acide est dissocié ( fort): Les acides faibles

peuvent être classés suivant les valeurs de leur K a. (voir le tableau des acides faibles en annexe) d) L"acide H

3O+ joue un rôle tout à fait spécial: Il subit dans l"eau l"équilibre trivial:

H

3O+ + H2O H3O+ + H2O

D"après ce qui précède, sa constante de dissociation acide vaut: [][]KHOHO

HOHO55,36mol/la32

3 2=== et l"ion hydronium figure ainsi dans le tableau des acides faibles.

e) Nous réservons la notion de constante d"acidité aux acides faibles. Les solutions d"acides forts sont

des solutions de l"acide H

3O+ et seront incluses comme telles dans notre classification.

6) Calcul approximatif du pH d"une solution d"acide faible.

1ère approximation:

On néglige l"apport de H

3O+ par autoprotolyse de l"eau. Cette approximation n"est justifiée que si le

pH diffère sensiblement de 7. 4

4Pour tous les acides faibles de la liste en annexe et pour les concentrations utilisées en pratique, cette condition est

toujours vérifiée. Nous allons y recourir encore à plusieurs reprises. Un traitement plus rigoureux dans le cas d"un pH

voisin de 7 passe par la condition d"électroneutralité et la conservation de la masse que nous verrons plus tard.

pKa = -log Ka

Equation 18 : Définition du pKa

Etude approximative des solutions acides et basiques diluées.

Chapitre IV 43

Calcul d"équilibre:

Soit V le volume de la solution

n(HB)o le nombre de moles " initial » (formel, stoechiométrique, moles supposées non dissociées) de l"acide. Remplissons la première ligne du tableau suivant:

En appelant x le nombre de moles de H

3O+ présents au moment où l"équilibre est atteint, nous

pouvons remplir progressivement les deux lignes suivantes. Nous trouvons dans l"ordre:

1) x moles H

3O+ produits

2) x moles HB disparus

3) n(HB)

o - x moles restent à l"équilibre

4) x moles B produits

5) 0 + x = x moles B- à l"équilibre

Nous passons ensuite aux concentrations molaires à l"équilbre: [][][]HBn(HB)xV;HOxV;BxV o

3-=-==+

En introduisant ces molarités dans l"expression de la constante d"acidité, nous obtenons: Kx Vx V n(HB)x V a o=- , c"est à dire:

HB + H2O H3O+ + B-

Initialement n(HB)o 0 0

Variation -x 2) + x 1) + x 4)

A l"équilibre n(HB)o - x 3) x x 5) KHO

HBHOa32

o

3====----

Equation 19 : valable pour pH << 7

Acides et bases

Chapitre IV 44

2ième approximation:

On négliger [H3O+] devant [HB]o au dénominateur de l"équation précédente, à condition que

K HBa o<-104:

Démonstration:

Vu l"imprécision du pH-mètre qui est de l"ordre de 1%,, il est raisonnable de négliger des concentrations en ions

hydronium n"excédant pas un centième de la concentration initiale de l"acide: []HOHB 100(
HB 100)
HBHB 100
KHB

9900KK

HB1,0110103oo

2 o oaoaa o44+--<Û

La deuxième inéquation a été obtenue en utilisant l"équation précédente (19). En augmentant le numérateur et en

diminuant le dénominateur d"une fraction, celle-ci devient évidemment plus grande!) Dans ces conditions, l"équation précédente (19) devient: HO HBK32 o a+= et enfin:

Exemples: 1) Soit un acide avec Ka= 4.10-2, [HB]o=1o-2 mol/l : (éq.19): [H3O+] = 8,3.10-3 mol/l

2) Soit un acide avec K

a= 10-6, [HB]o=4.1o-2 mol/l : (éq. 20): [H3O+] = 2,0.10-4 mol/l 2 1 2 ++++====ÛÛÛÛ====----log

Equation 20 : Valable si Ka/[HB]o < 10

-4 ou pKa + log[HB]o > 4 Etude approximative des solutions acides et basiques diluées.

Chapitre IV 45

c) Les bases fortes

1) Définition des bases fortes

Exemples:

C

2H5O- + H2O C2H5OH + OH- (La "dissociation" de l"ion éthanolate est complète: c"est une base forte)

O

2- + H2O OH- + OH- (La "dissociation "de l"ion oxyde est complète: c"est une base forte)

2) La vraie nature des solutions de base forte.

Puisque la réaction (21) est complète, l"espèce B- n"existe plus en solution aqueuse: Les solutions de

base forte sont des solutions de la base OH

Exemple:

Une solution aqueuse où vient d"être introduit l"ion éthanolate renferme au moins 1) OH -, des ions hydroxyde provenant de la dissociation basique de l"ion éthanolate et de l"autoprotolyse de l"eau 2) H

3O+, des ions hydronium (peu) provenant

de l"autoprotolyse de l"eau. 3) C

2H5OH, des molécules d"éthanol provenant de la dissociation basique de l"ion éthanolate.

Il n"y a plus d"ions éthanolate C

2H5O-, car la dissociation basique complète a transformé ces ions intégralement en

molécules d"éthanol !

3) Calcul approximatif du pOH d"une solution aqueuse de base forte.

On peut négliger l"apport de OH- par l"autoprotolyse de l"eau 5 . Le calcul se limite alors à compter les ions OH - fournis par la réaction de dissociation basique, qui

sont en même nombre que les molécules de base " au départ », puisque cette réaction est complète:

5si [B]o>3.10-7. Sinon, un calcul plus précis sera vu plus tard.

Une base est forte, si la réaction de "dissociation" dans l"eau

B- + H2O HB + OH-

Equation 21 : 'Dissociation" des bases fortes

est complète.

Acides et bases

Chapitre IV 46

Exemple:

Solution aqueuse d"un litre dans laquelle vient d"être introduite 0,1 mole d"ions éthanolate: pOH = -log(0,1/1) = 1

4) Mise en évidence des bases fortes.

Le pH-mètre permet de vérifier quelles sont les bases qui s"hydratent complètement dans l"eau: Ce

sont celles qui vérifient l"équation (22): pOH = -log[B -]o.

Exemple:

Le pH d"un litre de solution aqueuse dans laquelle vient d"être introduite 0,2 mole de l"ion éthanolate est déterminé au

pH-mètre. On trouve ainsi expérimentalement pH = 13,3, donc pOH = 0,7. Ceci correspond à à la valeur -log0,2 fournie

par l"équation 22. On peut donc dire que l"éthanolate est une base forte.

Voici les bases fortes usuelles:

5) Des bases fortes qui n"en sont pas

Dans tous les livres élémentaires de chimie, les hydroxydes solubles sont considérés comme bases fortes:

6 les ions alcoolates RO- peuvent être considérés comme bases fortes, sauf les alcoolates aromatiques, tels que l"ion

phénolate Cquotesdbs_dbs22.pdfusesText_28

[PDF] Le pH 6 Le dosage des solutions d 'acides et des bases faibles

[PDF] Exercice 1 Exercice 1 : Dosage d une base forte par un acide fort

[PDF] pH et pKa - Eli Zysman-Colman

[PDF] Acides et Bases en solution aqueuse Acides Exercice 1 - Eduscol

[PDF] Corrigé du bac S Physique-Chimie Spécialité 2016 - Sujet de bac

[PDF] Acide fusidique et Hydrocortisone QUELS CAS EST-IL UTILISÉ ? 1/4

[PDF] Les stimulateurs des défenses naturelles des plantes (SDN)

[PDF] EXERCICE I : ACIDE LACTIQUE ET MÉDECINE ANIMALE (7 points

[PDF] tp : ts comparaison des proprietes physiques de molecules

[PDF] Problème 1 : Titrage d 'une solution d 'acide oxalique - Chimie en PCSI

[PDF] Acide phosphorique 65 ? 80 % de qualité alimentaire - PotashCorp

[PDF] Fiche technique de santé et de sécurité ACIDE PHOSPHORIQUE 75

[PDF] act_molecule1corpartie b

[PDF] preparation de l 'acide 2-acetoxybenzoique - Eduscol

[PDF] acide sulfurique, 70 % - 100 - Laboratoire Mag Québec