[PDF] SA1 : EQUILIBRES ACIDE-BASE Il est ainsi possible de

View - Download SA1 : EQUILIBRES ACIDE-BASE

Previous PDF

Next PDF

PCSILycée Bergson - Angers

SA1 : EQUILIBRES ACIDE-BASE

•Comment expliquer l"acidité ou la basicité des produits du quotidien (leur efficacité)? •Qu"est ce que le pH d"une solution corps humain, piscine, le sol?

•Comment est fixée sa valeur?

•Comment la mesurer?

Contexte :

Table des matières

1.1 Acide, base, ampholyte, polybase . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . 3

1.2 Réactions acide-base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . 4

2 Ionisation de l"eau-pH (Solvant amphotère)4

2.1 Autoprotolyse de l"eau . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . 4

2.2 Définition du pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . 5

3 Force des acides et des bases en solution aqueuse5

3.1 Constante d"acidité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . 5

3.2 Cas de l"eau . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . 6

3.3 Quelle est la force d"un acide . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . 6

3.4 Quelle est la force d"une base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . 6

3.5 Présentation de l"échelle d"acidité . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . 7

3.6 Quelques noms à connaitre . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . 7

4 Distribution des espèces suivant le pH7

4.1 Diagramme de prédominance . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . 8

4.2 Diagramme de distribution . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . 9

4.2.1 cas du monoacide - acide acétique . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . 9

4.2.2 cas du diacide - acide oxalique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . 10

5 Réactions entre acides et bases12

5.1 Comment déterminer la constante d"équilibre d"une réaction acide-base? . . . . . . . . . . 12

5.2 Comment prévoir le caractère favorisé ou non d"une réaction? règle du gamma . . . . . . 13

5.3 Méthode de la réaction prépondérante (R.P.) - détermination théorique d"une concentration 14

6 Solution tampon16

7 Détermination expérimentale d"une concentration.16

7.1 Comment fonctionne un pH-mètre . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . 16

7.2 Que se passe-t-il lors d"un dosage. Notion d"équivalence . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

7.3 Exploitation d"une courbe ph-métrique . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . 17

7.4 Différentes allures des courbes ph-métrique : cas d"un polyacide . . . . . . . . . . . . . . . 19

•Les propriétés acido-basiques du solvant eau

•La définition du pH

•Les définitions d"un acide fort ou faible, d"une base forte oufaible •Les exemples usuels d"acides et de bases et leur nature (forte ou faible) •La définition de la constante d"acidité d"un couple acido-basique

Ce qu"il faut connaitre :

Solutions aqueuses - chapitre 1 : Acides et basesPage 1

PCSILycée Bergson - Angers

•Identifier le caractère acido-basique d"une réaction .

•Ecrire l"équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant

compte des caractéristiques du milieu réactionnel (naturedes espèces chimiques en présence,

pH) et des observations expérimentales. •Utiliser des tables pour extraire des données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.

•Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d"équilibre sur une équation de réaction,

combinaison linéaire d"équations dont les constantes themodynamiques sont connues.

•Déterminer la composition chimique du système dans l"état idéal, en distinguant les cas d"équi-

libre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une ré- action chimique unique.

•Utiliser les diagrammes de prédominance ou d"existence pour prévoir les espèces incompatibles

ou la nature des espèces majoritaires. •Retrouver les valeurs de constantes d"équilibre par lecture des courbes de distribution et de diagramme de prédominance (et réciproquement).

•Capacité numérique : tracer, à l"aide d"un langage de programmation, le diagramme de distri-

bution des espèces d"un ou plusieurs couple(s) acide-base,ou d"espèces impliquées dans une réaction de précipitation.

Ce qu"il faut savoir faire :

Solutions aqueuses - chapitre 1 : Acides et basesPage 2

PCSILycée Bergson - Angers

Figure1 - les produits d"entretien.

Figure2 - Le pH au quotidien.

Figure3 - Contrôle du pH d"une piscine.

Figure4 - Contrôle qualité en laboratoire.

Figure5 - hortensia bleu - pH du sol entre 4 et 5. Figure6 - hortensia rose - pH du sol entre 6 et 7.

1.1 Acide, base, ampholyte, polybase

•Une espèce chimique possédant une liaisonX-Hpolarisée (Xétant plus électronégatif que

H) est capable de céder un proton . Elle est appeléeacideet est notéeAH. exemple :NH+4 •Une espèce chimique possédant un doublet non liant est capable de capter un protonH+. Elle est appeléebaseet est notéeA-. exemple :NH3 •À tout acideAHcorrespond une baseA-dite conjuguée (et réciproquement). L"ensemble des deux composés constitué uncouple acido-basiquenotéAH/A-. Une demi-équation acido-basique traduit l"échange formel de proton entre lesdeux :AH=A-+H+exemple : NH +4=NH3+H+

Définition : acide - base

Un ampholyte est une substance à la fois acide et base.

•exemple 1 : l"eau

Définition : ampholyte

Solutions aqueuses - chapitre 1 : Acides et basesPage 3

PCSILycée Bergson - Angers

H2O=H++OH-(ionhydroxyde) coupleH2O/OH-

H

2O+H+=H3O+(ionoxonium) coupleH3O+/H2O

•exemple 2 : l"ammoniac

NH

3=H++NH-2coupleNH3

/NH-2 NH

3+H+=NH+4coupleNH+4/NH3

1.2 Réactions acide-base

DANS AUCUN SOLVANT, IL N"EXISTE UN PROTON LIBRE.

L"acide ne peut libérer de proton que s"il rencontre une base acide

1+base2=base1+acide2

Il s"agit d"un échange de proton.

Définition : réaction acide-base

- Solution aqueuse d"acide :

AH+H2O=A-+H3O+

acide

1base2=base1+acide2

- Solution aqueuse de base :

B+H2O=BH++OH-

base

1acide2=acide1+base2

Remarque :

NaOHn"est pas une base, mais un sel, c"est un solide ionique. NaOH (s)eau--→Na+(aq)+OH- (aq) est une réaction de dissolution et non un échange de proton. Na +est un ion spectateur etOH-est une base.

Remarque :

Le rôle du solvant est fondamental. L"acide (respectivement la base) ne perd (ne gagne) un proton que parce que le solvant est une base (un acide).

Remarque :

2 Ionisation de l"eau-pH (Solvant amphotère)

2.1 Autoprotolyse de l"eau

L"autoprotolyse de l"eau est une réaction d"équation bilan: H

2O+H2O=H3O++OH-

La constante d"équilibre de cette réaction estKe= [H3O+]eq[OH-]eq(Loi d"action de masse) K eest leproduit ionique de l"eau, il est fonction deTuniquement. K e= 10-14quand T= 25◦C Définition : Autoprotolyse de l"eau et produit ionique Solutions aqueuses - chapitre 1 : Acides et basesPage 4

PCSILycée Bergson - Angers

•Les concentrations doivent être exprimées enmol.L-1

•Ke= 0,12.10-14à 0◦C.

Remarque :

2.2 Définition du pH

Le potentiel hydrogène (noté pH) est défini parpH=-log10(H3O+). En solution très dilué :

pH=-log10[H3O+] c◦ oùc◦= 1mol.L-1est la concentration de référence appelée concentration standard On pourra écrirepH=-log10[H3O+] et [H3O+] = 10-pHà condition d"exprimer [H3O+] en mol.L -1.

Définition : pH

•eau pure : [H3O+] = [OH-] =?pH= 7

•solution acide : [H3O+]>[OH-] =?pH <7

•solution basique : [H3O+]<[OH-] =?pH >7

Question 1 :A l"aide du produit ionique de l"eau, montrer que :

3 Force des acides et des bases en solution aqueuse

3.1 Constante d"acidité

On appelle constante d"acidité d"un coupleAH/A-la constante d"équilibre de la réaction :

AH+H2O=A-+H3O+

La condition d"équilibre s"écrit pour les solutions diluées : K

A=[A-]eq[H3O+]eq

[AH]eqavec(H2O) = 1

On définit aussipKa=-log10KaetKa= 10-pKa

Définition : constante d"acidité

Solutions aqueuses - chapitre 1 : Acides et basesPage 5

PCSILycée Bergson - Angers

3.2 Cas de l"eau

Calcul deKApourT= 25◦C

PourH3O+/H2O:H3O+

acide+H2O=H2Obase+H3O+ K

A=[H3O+]eq

[H3O+]eq= 1 soitpKA= 0.

PourH2O/OH-:H2Oacide+H2O=OH-

base+H3O+ K

A= [H3O+]eq[OH-]eq=Ke= 10-14soitpKA= 14.

L"eau est une espèce amphotère qui intervient dans deux couples acido-basiques : le coupleH3O+/H2Odont lepKa= 0 et le coupleH2O/OH-dont lepKa= 14,0. couple de l"eau

3.3 Quelle est la force d"un acide

Par définitionla force d"un acide est son pouvoir de dissociation. Plus leKaest grand (pKa

petit), plus la réaction de l"acide sur l"eau est thermodynamiquement favorisée dans le sens direct et plus

l"acide est dissocié. Autrement dit, pluspKaest faible, plus la force de l"acide est élevée.

Dans le cas où l"aciden"est quepartiellement dissocié, on parle d"acide faible.

Dans le cas contraire où la réaction de l"acide avec l"eau esttrès favorisée, l"acide peut être considéré

comme totalement dissocié : AH (aq)+H2Ol→A-(aq)+H3O+ (aq).

On parle dans ce cas d"acide fortet sabaseconjuguée, ne captant pas de proton, est diteindifférente.

Un acide fort dans l"eau ne peut exister. Il donneH3O+. C"est l"acide le plus fort que l"on puisse trouver dans l"eau. L"eau nivelle les acides forts.

Remarque :

3.4 Quelle est la force d"une base

Par définition laforce d"une base est son pouvoir à se protoner. Étudions la réaction d"une

base dans l"eau : A (aq)+H2O(l)=AH(aq)+OH- (aq).

À l"équilibre chimique on a :K=[AH][OH-]

[A-]=[AH][A-][H3O+][H3O+][OH-] =KeKa.Ainsi, plus leKa

est petit (pKagrand), plus la constante d"équilibreKest grande, plus la réaction de la base sur l"eau

est thermodynamiquement favorisée dans le sens direct et plus la base est protonée. Autrement dit, plus

pK aest élevé, plus la force de la base est élevée. Dans le cas où labasen"est quepartiellement protonée, on parle debase faible.

Dans le cas contraire où la réaction de la base avec l"eau est très favorisée, la base peut être considérée

comme totalement protonée : A (aq)+H2O(l)→AH(aq)+OH- (aq).

On parle dans ce cas debase forteet sonacideconjugué, ne cédant pas de proton, est ditindifférent.

Une base forte dans l"eau ne peut exister. Elle donneOH-. C"est la base la plus forte que l"on puisse trouver dans l"eau. L"eau nivelle les bases fortes.

Remarque :

Solutions aqueuses - chapitre 1 : Acides et basesPage 6

PCSILycée Bergson - Angers

3.5 Présentation de l"échelle d"acidité

Figure7 - echelle despKa.

Les espèces grisées ne peuvent pas exister dans l"eau. Pour déterminer leurpKA, il a fallu changer de

solvant (protique : L"acide chlorhydrique pour les acides forts et l"ammoniac pour les bases fortes).

Tout acideAHdont lepKaest inférieur aupKa(H3O+/H2O) = 0 est considéré comme fort, c"est-

à-dire comme totalement dissocié dans l"eau. À l"inverse, toute baseA-dont lepKaest supérieur au

pK

a(H2O/OH-) = 14,0 est considérée comme forte, c"est-à-dire comme totalement protonée dans l"eau.

L"ion oxoniumH3O+est l"acide le plus fort pouvant exister dans l"eau et l"ion hydroxydeOH-la base la plus forte pouvant exister dans l"eau.

Remarque :

Figure8 - échelle despKa.

3.6 Quelques noms à connaitre

quotesdbs_dbs22.pdfusesText_28

[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

[PDF] Hyperuricémie : mise au point sur la - John Libbey Eurotext

[PDF] les relations entre l 'acidité actuelle et l 'acidité potentielle du lait - Hal

[PDF] Acidose lactique sur déficit en thiamine chez l 'alcoolique chronique

[PDF] VII - COMPLICATIONS METABOLIQUES AIGUES DU DIABÈTE

[PDF] Acide lactique

[PDF] 35 NCD 16 - MDS métaux détails services

[PDF] acier corten - Metalco

[PDF] Consignes d 'entretien Streetlife

[PDF] fiche technique acier corten - Artiplant

[PDF] Metaux - ACIER CORTEN - Cont Air