Chimie analytique Réactions acido-basiques

Les réactions acido-basiques − Notion d’acide et base selon de Bronsted 1- Exemple de réaction acido-basique : Réaction entre l’acide nitrique et l’eau : La réaction entre l’acide nitrique 3 et l’eau produit des ions nitrate 3− et des ions oxonium 3 + selon la réaction suivante :

I Exemple de réaction acido-basique

Une réaction acido-basique est une transformation mettant en jeu deux couples acido-basiques, acide1/base1 et acide2/base2, qui échangent un proton H + On pourra écrire chaque demi-équation acido-basique correspondant à chaque couple mis en jeu puis leur somme membre à membre qui représente l'équation de la réaction

Réactions acido- basiques - Plus De Bonnes Notes

2) EQUATION DE REACTION ACIDO-BASIQUE Toutes les réactions acido-basique correspondent à un transfert de proton(s) mettant en jeu deux couples Si un acide # $ réagit avec une base # &, on a : A 1H / A 1-A 2H / A 2-L'équation s'écrira: A 1H + A 2-= A 1 + A 2H EXPLICATIONS EXEMPLE L'acide éthanoïque réagit avec l'eau : CH 3CO 2H / CH

Semestre 2 – Chapitre 2 : Réactions acido-basiques

2- Réactions acido-basiques : Une réaction acide-base est une réaction d'échange d'ion H+ entre un donneur de H+ (acide) et un accepteur d'ion H+ (base) Exemple : Écrire la réaction entre l'ammoniac et l'acide acétique, puis entre l'acide phosphorique et la soude 3- L'eau : une espèce amphotère :

REACTIONS ACIDO- BASIQUES EN SOLUTION AQUEUSE

Il ne doit pas apparaître dans l’équation-bilan de la réaction acido-basique HA A- + H+ Les protons s’échangent un par un On peut ainsi trouver des polyacides et des polybases Par exemple: H3A ⏟ triacide ⇆ H2A−+ H+ H2A− ⇆ HA2− + H+ HA2− ⇆ A3− ⏟ tribase + H+ Couple H3A /H2A− Couple H2 A −/ 2 Couple H A2−/ 3

Réactions acido- basiques - Plus De Bonnes Notes

Dans le couple acido-basique, on donne toujours d’abord l’acide et ensuite la base Ils sont reliés par une demie équation protonique : AH=A-+ +H Exemple : acide éthanoïque (aussi appelé acide acétique) *3 1 1 */ *3 1 1− (ion éthanoate, aussi appelé acétate) EXERCICE D’APPLICATION

Lycée Ibn Hazm chimie cours : 6 Réactions acido-basique

Réactions acido-basique ZEGGAOUI EL MOSTAFA - 1 - Exercice_1 1) définir les concepts ( les notions) suivant selon la théorie de Bronsted : acide, base, réaction acido-basique 2) Choisir la continuité exacte au deux phrases suivantes : 2 1) La réaction acido-basique se passe entre a) un acide et sa base conjuguée

Chap13 Les réactions acido-basiques

Une réaction acido-basique est une transformation mettant en jeu deux couples acido-basiques, acide1/base1 et acide2/base2, qui échangent un proton H+ On pourra écrire chaque demi-équation acido-basique correspondant à chaque couple mis en jeu puis leur somme membre à membre qui représente l'équation de la réaction

Chimie analytique Réactions acido-basiques

Exemple : anesthésiques locaux o De contact, locorégionaux, rachianesthésiques o Structure Noyau aromatique = pôle lipophile Amine = ft hydrophile = basique Amide / Ester / Ether Cal ul de la onstante d’éuili e o Si Keq > 1: déplacement vers la droite

ACIDO-BASICITE PRECIPITATION

Exemple : Appliquons-le pour une réaction acido-basique faisant inter-venir deux couples concrets HCOã/CO\- = 10 6) et CH3COOH/CH3COO- (pKa2 = 48) on cherche la constante de la réaction

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Chimie analytique ʹ Réactions acido-basiques :

REACTIONS ACIDO-BASIQUES

Généralités :

o Concentration décimolaire : C = 0,1 mol/L o Densité = x ֞ o x % m/m ֞ o x % v/v ֞ o x % m/v ֞

Principe Basée sur la différence

Basée sur les échanges de

doublets électroniques

Acide Substance chimique libérant un

H+ par dissociation ionique

Capable de céder un H+ Substance électrophile qui capte des électrons

Base Substance chimique libérant OH-

par dissociation ionique Capable de capter un H+ Substance nucléophile qui donne des électrons Composé amphotère : possède des propriétés acides et basiques

Acide : pH ൑ 6,5

Base : pH ൒ 7,5

o + le pKa augmente, + la base est forte

Cm = ௠

௩C = ௡ x10 g/L (Cm) © ASSOCIATION 2ATP 2018-2019 Paul Lecomte ʹ Clara Dugard P A G E | 2

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ACIDES FORTS/BASES FORTES

Réaction totale, irréversible et non équilibrée

Acides forts Bases fortes

- Acide nitrique HNO3 ՜ ion nitrate NO3- - Acide sulfurique H2SO4 ՜ ion sulfate SO42- - Acide chlorhydrique HCl ՜ ion chlorure Cl- - Acide perchlorique HClO4 ՜ ion perchlorate ClO4- - Acide bromhydrique HBr ՜ ion bromure Br- - Acide iodhydrique HI ՜ ion iodure I- - Potasse : KOH ՜ K+ + OH- - Soude : NaOH ՜ Na+ + OH-

ACIDES ET BASES FAIBLES

Réaction équilibrée et réversible : 2 espèces conjuguées coexistent

Ionisation partielle

Acides faibles Bases faibles Solution tampon

Ion ammonium NH4+

Acide nitreux HNO2

Acide formique HCOOH

Acide acétique CH3COOH

Acide fluorhydrique HF

Acide carbonique H2CO3

Acide chromique H2CrO4

Acide borique H3BO3

Acide phosphorique H3PO4

Ammoniaque NH3

Ion nitrite NO2-

Ion formiate HCOO-

Ion acétate CH3COO-

Ion fluorure F-

Ion cyanure CN-

Ion sulfure S2-

Ion carbonate CO32-

Ion chromate CrO42-

Ion othoborate BO33-

Ion phosphate PO43-

Ion hydrogénosulfure HS-

Ion bicarbonate HCO3-

Ion hydrogénochromate HCrO4-

H2BO3- et HBO32-

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CALCULS

pH = - log [H3O+] & [H3O+] = 10-pH

Acide Base

Fort Faible Fort Faible

Critères pH ൑ 6,5 pH < 6,5 et pH ൑ pKa - 1 pH ൒ 7,5 pH ൒ 7,5 et pH ൒ pKa + 1

Formule pH = - log C0 pH = ½ pKa ʹ ½ log C0 pH = pKe + log C0 pH = ½ pKa + ½ pKe + ½ log C0

Polyacide faible : pH = ½ pKa1 ʹ ½ log C0 Polybase faible : pH = ½ pKe + ½ pKa2 + ½ log C0

Amphotère : pH = ½ pKa1 + ½ pKa2

o Conditions : pKa1 ʹ 1 ൑ pH ൑ pKa2 + 1 o Conditions : pKa ʹ 1 ൑ pH ൑ pKa + 1

SOLUTION TAMPON

Acide faible et base conjuguée en quantités équimolaires pH varie pas par dilution

Préparation :

o Acide faible + base forte o Acide faible + base conjuguée o Base faible + acide fort

Idéal : pH = pKa

Exemples :

o Système tampon des protéines : intracellulaire et plasma o Système tapon acide carbonique/bicarbonates : extracellulaire et pH sanguin o Système tampon phosphate : intracellulaire et urine © ASSOCIATION 2ATP 2018-2019 Paul Lecomte ʹ Clara Dugard P A G E | 4

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APPLICATIONS QUALITATIVES

DIAGRAMME DE PREDOMINANCE MONODIMENSIONNEL

o = acide le + fort réagit sur la base la + forte

Exemple : anesthésiques locaux

o De contact, locorégionaux, rachianesthésiques o Structure

Noyau aromatique = pôle lipophile

Amine = ft hydrophile = basique

Amide / Ester / Ether

o Si Keq > 1 : déplacement vers la droite Si > 103 : déplacement vers la droite mais en équilibre o Si Keq < 1 : déplacement vers la gauche Si < 10-3 : déplacement vers la gauche mais en équilibre DIAGRAMME DE PREDOMINANCE BIDIMENSIONNEL : DE DISTRIBUTION ஼଴ et ߙ Finalement : pH = pKa donc ߙ1 = ߙ0 et ߙ1 + ߙ © ASSOCIATION 2ATP 2018-2019 Paul Lecomte ʹ Clara Dugard P A G E | 5

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DIAGRAMME DE PREDOMINANCE BIDIMENSIONNEL : LOGARITHMIQUE

Droite H3O+ : pH = 14 et log(H3O+) = -14

o Origine : 0 o Pente : -1

Droite OH- : pH = 14 et log(OH-) = 0

o Origine : -14 o Pente : +1

Droite des acides et des bases :

o Pente : -1 pour acide et +1 pour base

APPLICATIONS QUANTITATIVES

1ère partie ne dépend que du réactif à titrer

2ème partie ne dépend que du réactif titrant

Equivalence : dépend du réactif titrant et du titré

INDICATEURS COLORES

Mêmes propriétés que le réactif à titrer o pKi proche du pH équivalent o concentration faible pour ne pas perturber le pH de la solution dosée

DOSAGES

Titrage direct Titrage indirect Titrage en retour/en excès

N1V1 = N2V2 N1V1 = N3V3 N2V2 = N1V1 + N3V3

- 1 transformation totale, rapide et unique - Concentration inconnue de - Concentration connue de - 2 transformations totales, rapides et uniques - Titrant en excès : titré par un 2ème titrant - Excès inconnu - 2 transformations rapides, totales et uniques - Titrant en excès : titré par un 2ème titrant - Excès connu

1. On pose Ka

2. On isole

3. On fait le log

4. On applique la formule

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REACTIONS OXYDO-REDUCTION

E° : potentiel standard du couple (équivalent du pKa pour les acides et les bases) Réducteur : espèce capable de perdre un ou des électrons o + E° est petit, + le réducteur est fort Oxydant : espèce capable de gagner un ou des électrons

Normalité : concentration en eq/L

sont les électrons. o Exemple : MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O Dans cette situation : 1mol de Mno4- correspond à 5 équivalents

NOMBRE D'OXYDATION

Corps simple : n.o. = 0

A retenir :

o H : n.o. = +I sauf dans un hydrure (LiH) : n.o. = -I o O : n.o. = -II sauf dans un peroxyde (H2O2) : n.o. = -I Réducteur oxydant + n électrons

Exemple : S2O32- , un S : +VI et un S : -II

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EQUATION D'UN COUPLE REDOX

Méthodologie :

1) Calculer le n.o. des 2 molécules (n.o. + élevé : oxydant)

REACTION D'OXYDO-REDUCTION

Méthodologie :

1) Faire les 2 demi-équations des couples redox

3) Additionner les 2 demi-équations et simplifier

FORMULE DE NERSNT

o Sans intervention du milieu

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽ

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o Intervention du milieu acide o Intervention du milieu basique

PREVISION QUALITATIVE

La prévision qualitative dépend de E°

Pour E < E° : le réducteur est dominant

Pour E > E° ͗ů'oxydant est dominant

PREVISION QUANTITATIVE

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽ

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽൈఉ

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽ

E E°

Réducteur prédominant

Oxydant prédominant

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Autres formules :

o A retenir : o Si E°2 ʹ E°1 > 0 alors Keq > 1 et donc déplacement de la réaction vers la droite, o Si Keq > 103, déplacement important vers la droite.

DOSAGE

Il y a 2 possibilités pour effectuer un dosage :

Par la normalité :

o Ça nous donne la valeur de N1 en eq/L

Par les concentrations :

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INDICATEUR COLORE

Il doit être organique

de couleur entre la forme oxydée et la forme réduite

Un E° intermédiaire entre E°1 et E°2

COURBE DE DOSAGE

Pour faire une courbe de dosage, il est plus simple de commencer par remplir le tableau (comme dans % eq Fe3+ + MnO4-

Fe2+ + Mn2+ E

0 no

1 0,99no 0,01no 0,002no 0,652

10 0,9no 0,1no 0,02no 0,714

50 0,5no 0,5no 0,1no E1° = 0,77

90 0,1no 0,9no 0,18no 0,826

99 0,01no 0,99no 0,198no 0,888

100 no 0,2no E = ாభιାହாమι

଺ = 1,387

101 0,002no no 0,2no 1,486

110 0,02no no 0,2no 1,498

200 0,2no no 0,2no E2° = 1,51

E = E1o + ଴ǡ଴ହଽ

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E = E2o + ଴ǡ଴ହଽ

A 100% : les deux espèces sont présentes en même quantité et influencent le potentiel E = ௡భாభιା௡మாమι Exemple : E = ாభιାହாమι PILE

2 demi-piles : correspondant chacune à un couple redox

1 pont salin : conduction du courant

o Potentiel le + faible : E- o Potentiel le + fort : E+quotesdbs_dbs49.pdfusesText_49

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REACTIONS ACIDO-BASIQUES

Généralités :

Principe Basée sur la différence

Basée sur les échanges de

Acide Substance chimique libérant un

H+ par dissociation ionique

Base Substance chimique libérant OH-

Acide : pH ൑ 6,5

Base : pH ൒ 7,5

Cm = ௠

ACIDES FORTS/BASES FORTES

Acides forts Bases fortes

ACIDES ET BASES FAIBLES

Ionisation partielle

Acides faibles Bases faibles Solution tampon

Ion ammonium NH4+

Acide nitreux HNO2

Acide formique HCOOH

Acide acétique CH3COOH

Acide fluorhydrique HF

Acide carbonique H2CO3

Acide chromique H2CrO4

Acide borique H3BO3

Acide phosphorique H3PO4

Ammoniaque NH3

Ion nitrite NO2-

Ion formiate HCOO-

Ion acétate CH3COO-

Ion fluorure F-

Ion cyanure CN-

Ion sulfure S2-

Ion carbonate CO32-

Ion chromate CrO42-

Ion othoborate BO33-

Ion phosphate PO43-

Ion hydrogénosulfure HS-

Ion bicarbonate HCO3-

Ion hydrogénochromate HCrO4-

H2BO3- et HBO32-

CALCULS

Acide Base

Fort Faible Fort Faible

Amphotère : pH = ½ pKa1 + ½ pKa2

SOLUTION TAMPON

Préparation :

Idéal : pH = pKa

Exemples :

APPLICATIONS QUALITATIVES

DIAGRAMME DE PREDOMINANCE MONODIMENSIONNEL

Exemple : anesthésiques locaux

Noyau aromatique = pôle lipophile

Amine = ft hydrophile = basique

Amide / Ester / Ether

Droite H3O+ : pH = 14 et log(H3O+) = -14

Droite OH- : pH = 14 et log(OH-) = 0

Droite des acides et des bases :

APPLICATIONS QUANTITATIVES

1ère partie ne dépend que du réactif à titrer

2ème partie ne dépend que du réactif titrant

INDICATEURS COLORES

DOSAGES

N1V1 = N2V2 N1V1 = N3V3 N2V2 = N1V1 + N3V3

1. On pose Ka

2. On isole

3. On fait le log

4. On applique la formule

REACTIONS OXYDO-REDUCTION

Normalité : concentration en eq/L

NOMBRE D'OXYDATION

Corps simple : n.o. = 0

A retenir :

Exemple : S2O32- , un S : +VI et un S : -II

EQUATION D'UN COUPLE REDOX

Méthodologie :

1) Calculer le n.o. des 2 molécules (n.o. + élevé : oxydant)

REACTION D'OXYDO-REDUCTION

Méthodologie :

1) Faire les 2 demi-équations des couples redox

3) Additionner les 2 demi-équations et simplifier