Diaporama acide base

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Les acides et les bases
04/03/2011
Formation STI2D
Introduction
Le pH
BASIQUE
04/03/2011
ACIDE
Formation STI2D
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, [H3O+] < 10-1 mol.L-1,
pH = - log [H3O+].
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 :
On a fabriqué une solution de chlorure de cuivre de concentration apportée
C = 0,01 mol.L-1.
Calculer la concentration des espèces chimiques suivantes : Cu2+, Cl- et CuCl2.
La dissolution est considérée comme totale.
CuCl2 → Cu2+ + 2 Cl-.
Dans cette solution [CuCl2] = 0 ; [Cu2+] = 0,01 mol.L-1 et [Cl-] = 0,02 mol.L-1.
04/03/2011
Formation STI2D
Réactions acide base
Définitions
Exemple : CH3CO2H + NH3 = CH3CO2- + NH4+
Une réaction acide base est une réaction au cours de laquelle il y a
transfert d’ions H+ (H+ 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 : CH3CO2H / CH3CO2- et NH4+ / NH3
notés plus généralement AH / A- ou BH+ / B.
L’acide et la base ainsi liés sont dits conjugués.
On peut alors écrire deux demi équations :
CH3CO2H = CH3CO2- + H+ et NH4+ = NH3 + H+
Plus généralement : AH = A- + H+ ou BH+ = B + H+
04/03/2011
Formation STI2D
Réactions acide base
Les couples de l’eau
H3O+ = H+ + H2O : couple H3O+ / H2O
L’eau est la base conjuguée de l’ion oxonium H3O+
H2O = H+ + HO- : couple H2O / HOL’eau est l’acide conjugué de l’ion hydroxyde HODans toute solution aqueuse l’eau, on a l’équilibre :
2 H2O = H3O+ + HO- c’est l’autoprotolyse de l’eau.
La constante de cet équilibre, notée Ke, est appelée produit ionique de l’eau ou
constante d’autodissociation de l’eau :
Ke = [H3O+][HO-] pour une solution diluée, les concentrations étant exprimées en
mol.L-1.
Définition du pKe : pKe = - log Ke ou Ke = 10-pKe
A 25 °C, Ke = 1,0.10-14 et pKe = 14.
L’eau est un ampholyte (il est amphotère):
il peut être l’acide dans un couple et la base dans un autre
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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 HNO3.
Calcul du pH
HNO3 + H2O → NO3- + H3O+
La réaction étant totale, et si on néglige les ions H3O+ provenant de l’eau pure
[NO3-] = [H3O+] = c
pH = - log [H3O+] = - log c
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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 (CH3O- …), l’ion amidure NH2-, l’hydroxyde de sodium NaOH
Calcul du pH
CH3O- + H2O → CH3OH + HOLa réaction est totale et si on néglige les ions HO- provenant de l’eau :
[CH3OH] = [HO-] = c
Ke = [H3O+].[HO-] d’où [H3O+] = Ke / [HO-] = Ke / c
pH = - log [H3O+] = - log(Ke / c)
pH = -(log Ke – log c) = - log Ke + log c
pH = pKe + log c
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Formation STI2D

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 CH3CO2H
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 H3O+ si la réaction était totale ?
Quelle est la concentration en ion H3O+ dans le cas de l’acide éthanoïque ?
Peut-on dire que la réaction de l’acide éthanoïque est totale ?
CH3CO2H + H2O = CH3CO2- + H3O+
Si la réaction était totale, [H3O+] = 1,0.10-2 mol.L-1.
Dans le cas de l’acide éthanoïque, [H3O+] = 10-pH = 10-3,4 = 4,0.10-4 mol.L-1.
La solution d’acide éthanoïque contient moins d’ions H3O+.
L’acide éthanoïque n’a donc pas réagit totalement sur l’eau.
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Formation STI2D
La constante d’acidité KA
Définition
La constante d’acidité KA d’un acide est la constante d’équilibre associée à
l’équation de la réaction de cet acide sur l’eau.
Exemple du couple HCO2H / HCO2HCO2H + H2O = HCO2- + H3O+
KA
Exemple du couple NH4+ / NH3
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
KA


Pour le couple H3O+ / H2O :

H
O
H3O+ + H2O = H2O + H3O+ K A  3 
H3O
d’où KA = 1 soit pKA = 0,0


Pour le couple H2O / HO- :
H2O + H2O = H3O+ + HO- KA = [H3O+].[HO-]
d’ou KA = Ke = 10-14 soit pKA = 14,0.
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HCO H O 

Formation STI2D
2

3
HCO2H

NH3 H3O 

NH 

4
Généralisation :

Base conjuguésH3O 
KA 
Acide conjugués
pH  pK A  log
Base conjugués
Acide conjugués
La constante d’acidité KA
Généralisation
Généralisation :
AH +H2O = A- + H3O+
KA

Base conjuguésH3O 
KA 
Acide conjugués
A H O 


AH
pH  pK A
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3

A 
 log
-
AH
pH  pK A  log
Formation STI2D
Base conjugués
Acide conjugués
La constante d’acidité KA
Tableau de valeurs
acides forts (plus forts que H3O +) HI,
bases inertes (indifferentes)
HBr, HCl, HNO3......
Formule
Nom du couple acide /base
hydronium/eau
H3O +/H2O
pKa
0
-
trichloroéthanoïque/trichloroéthanoate
CCl3COOH/CCl3COO
iodique/iodate
HIO3/IO3-
0,80
dichloroéthanoïque/dichloroéthanoate
CHCl2COOH/CHCl2COO -
1,26
fluoroéthanoïque/fluoroéthanoate
CH2FCOOH/CH2FCOO -
2,57
chloroéthanoïque/chloroéthanoate
CH2ClCOOH/CH2ClCOO -
2,86
bromoéthanoïque/bromoéthanoate
CH2BrCOOH/CH2BrCOO -
2,90
lactique/lactate
nitreux/nitrite
CH3CHOHCOOH/CH3CHOHCOO HNO2/NO2-
3,08
3,14
iodoéthanoïque/iodoéthanoate
CH2ICOOH/CH2ICOO -
3,16
-
0,70
fluorhydrique/fluorure
HF/F
3,17
acétylsalicylique/acétylsalicylate
C8H7O2COOH/C8H7O2COOH
3,48
cyanique/cyanate
HOCN/OCN -
3,66
-
méthanoïque/méthanoate
HCOOH/HCOO
ascorbique/ascorbate
benzoïque/benzoate
anilinium/aniline
éthanoïque/éthanoate
C6H8COOH/C6H8COO C6H5COOH/C6H5COO C6H5NH3+/C6H5NH2
CH3COOH/CH3COO -
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3,75
4,17
4,19
4,62
4,75
propanoïque/propanoate
pyridinium/pyridine
hydroxylammonium/hydroxylamine
dioxyde de
carbone/hydrogénocarbonate
sulfhydrique/hydrogénosulfure
hypochloreux/hypochlorite
ammonium/ammoniac
borique/borate
hypobromeux/hypobomite
cyanhydrique/cyanure
triméthylammonium/triméthylamine
phénol/phénolate
hydrogénocarbonate/carbonate
hypoiodeux/hypoiodite
méthylammonium/méthylamine
éthylammonium/éthylamine
triéthylammonium/triéthylamine
diméthylammonium/diméthylamine
diéthylammonium/diéthylamine
eau/hydroxyde
acides inertes (indifferents)
Formation STI2D
CH3CH2COOH/CH3CH2COO C5H5NH +/C5H5N
NH3OH +/NH2OH
4,87
5,25
6,00
CO2 + H2O/HCO3-
6,12
H2S/HS HClO/ClO NH4+/NH3
H3BO3/H2BO3HBrO/BrO HCN/CN (CH3)3NH+/(CH3)3N
C6H5OH/C6H5O HCO3-/CO32HIO/IOCH3NH3+/CH3NH2
C2H5NH3+/C2H5NH2
(C2H5)3NH+/(C2H5)3N
(CH3)2NH2+/(CH3)2NH
(C2H5)2NH2+/(C2H5)2NH
H2O/OH bases fortes (plus fortes que OH -)
NH2-, alcoolate.....
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
La constante d’acidité KA
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) + H2O = A-(aq) + H3O+(aq) est déplacé dans le
sens direct.
Un acide est d’autant plus fort que sa constante
d’acidité est grande et que son pKA 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) + H2O = 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 pKA 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
Formule utilisée
conjuguées d’un couple acide-base noté :
Hin / In- dont les deux couleurs sont différentes.
Base conjugués
pH  pK A  log
Acide conjugués
Lorsque [HIn] > 10.[In-] alors l’indicateur coloré prend la couleur de la forme acide
Ce qui est le cas pour pH < pHA - 1
Lorsque [In-] > 10. [HIn] alors l’indicateur coloré prend la couleur de la forme basique
Ce qui est le cas pour pH < pHA + 1
Entre les deux, la teinte de l’indicateur coloré est un mélange des deux couleurs
Couleur de la
forme acide
pKA - 1
pKA + 1
Couleur de la forme
basique
pKA
Couleurs de bleu de bromothymol
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Formation STI2D
pH
Les indicateurs colorés
Exemples
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