Chapitre 1 : les réactions acido-basiques








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date de publication27.01.2017
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PHYSIQUE

Partie 1- Les acides bases

Chapitre-1




Chapitre 1 : les réactions acido-basiques

I- Le pH

  1. Définition


avec [H3O+] la concentration molaire en ion oxonium.

pH =-log [H3O+]
Le pH indique la nature acide, neutre ou basique d’une solution. Le pH d’une solution aqueuse est une grandeur sans unité donnée par la relation :


[H3O+] = 10-pH


Cette relation s’écrit aussi

Exemple :

Si [H3O+] = 2.0x10-3 mol.L-1, alors pH = 2.7

Si pH = 5.3, alors [H3O+]= 5.0x10-6 mol.L-1

  1. Mesure du pH

Le pH d’une solution aqueuse est mesurée avec un pH mètre. Pour indiquer une valeur fiable de pH, un pH mètre doit être préalablement étalonné avec des solutions de pH stables et connus appelées solutions tampons.

II-Acides et bases selon Brönsted

  1. Acides et bases, définitions

Un acide est une entité chimique susceptible de céder au moins un proton H+.

Exemple: CH3-COOH CH3-COO- + H+

Une base est une entité chimique susceptible de capter un proton H+.

Exemple: CH3-COO- + H+ CH3-COOH

  1. Couple Acide/Base

Deux entités chimiques forment un couple Acide/Base s’il est possible de transformer l’un en l’autre par perte ou gain d’un seul proton. Les entités sont alors dites conjuguées.

Si on note AH l’acide, la base s’écrit alors A-, le couple se note AH/A-, et la demi équation acido-basique: AH A- + H+

Exemple: CH3-COOH/ CH3-COO-

½ equation: CH3-COOH CH3-COO- + H+

  1. Les couples de l’eau

Une espèce chimique qui comme l’eau est la forme acide d’un couple et la forme basique d’un autre est une espèce amphotère (ou un ampholyte).

L’eau est l’acide du couple : H2O/HO- car H2O HO-+ H+

L’eau est la base du couple : H3O+/ H2O car H3O+ H2O + H+

III- Réactions acido-basiques

  1. Définitions et exemples

Une réaction acido-basique est une réaction au cours de laquelle il y a transfert d’un proton entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple pour former des espèces conjuguées.

Exemple :

.Ecrire l’équation chimique de la réaction entre l’acide éthanoïque CH3-COO et l’ammoniac NH3.


CH3-COOH+ NH3  CH3-COO-+ NH4+
CH3-COOH/CH3-COO-

NH4+/NH3

.Ecrire l’équation chimique de la réaction entre une solution d’hydroxyde de sodium (HO; Na+) et une solution d’acide chlorhydrique (H3O; Cl-).


HO- +H3O+ 2H2O
H2O/ HO-

H3O+/H2O

  1. Notion d’équilibre acido-basique

Activité :


Non

Non

Non

[H3O+] = nf (H3O+) /V

= Xmax / V  [H3O+] = C

=C x V/C


Si l’HA est le réactif limitant alors : CxV-Xmax =0  Xmax=CxV

HNO3- +H2O NO3-+H3O+; CH3-COOH +H2O CH3COO- +H3O+; NH4++H2O NH3+ H3O+

Acide nitrique: 1.0x10-4 mol.L-1 ; Acide éthanoïque : 3.2x10-5 mol.L-1 ; Chlorure d’amonium : 2.5x10-7









On a supposé que tout l’acide HA réagissait.




Acide nitrique : réaction totale

Acide éthanoïque et chlorure d’amonium : réaction limitée


A retenir : Dans certaines réactions chimiques, le réactif limitant ne disparait pas totalement à l’état final : la transformation atteint un équilibre chimique. Lorsque le réactif limitant est entièrement consommé à l’état final la réaction est dite totale et le symbole correspondant est la simple flèche.

Lorsque le « réactif limitant » est encore présent à l’état final, la réaction est dite non totale ou limitée et le symbole correspondant est la double flèche.

La double flèche traduit un équilibre dans lequel réactifs et produits coexistent à l’état final.

  1. La réaction d’autoprotolyse de l’eau – Produit ionique de l’eau

La combinaison des deux demi-équations des deux couples de l’eau donne :

H3O+/H2O H2O+H+ H3O+


C’est la réaction d’autoprotolyse de l’eau
H2O/ HO- H2O HO-+H+

2H2O H3O++ HO-


Ke= [H3O+] x [HO-]
Le produit ionique de l’eau, note Ke est la grandeur sans dimension définie par :

A température donnée, le produit ionique de l’eau a la même valeur pour toute solution aqueuse.

A 25°C, Ke= 1.0 x 10-14

Exemple :

.Déterminer la concentration en ion HO- d’une solution dont pH = 9.4

[H3O+]= 10-pH [H3O+]= 10-9.4

= 4.0x10-10 mol.L-1

Ke = [H3O+] x [HO-] [HO-] = Ke/ [H3O+]

= 1.0x10-14/4.0x10-10

=2.5x10-5 mol.L-1

Remarque: Pour une solution basique (pH >7), la concentration en ions HO- est supérieure à celle en ions H3O+ et inversement pour une solution acide (pH<7).

IV- Acide fort, acide faible

  1. Définition

Certains acides AH, appelés acides forts réagissent totalement avec l’eau selon l’équation :

AH +H2O A- + H3O+

L’acide AH n’existe donc pas dans l’eau, il est sous forme A- et H3O+.

Exemple :

L’acide nitrique H NO3 (l)+ H2O NO3- + H3O+

Certaines bases B, appelées bases fortes libèrent des ions HO- par dissolution dans l’eau ou par réaction totale avec l’eau.

Exemple :

NaOH(s) Na+(aq)+ HO-(aq)

  1. Calcul de pH

Comme la réaction entre un acide fort et l’eau est totale, la concentration en H3O+ est égale à C, le pH d’une solution d’acide fort vaut alors : –log[C]

De même quand la base forte est mise en solution, il se forme des ions HO- lors d’une transformation totale : [HO-]= C

Le pH d’une solution de base forte vaut alors :

–log Ke / [HO-] = –log Ke / C = –(log Ke- log C )= –log Ke+ log C= -log 10-14+log C

  • pH= 14+logC

Exemple :

.Calculer le pH d’une solution de volume V=0.20 L contenant n= 5.0 x10-3mol d’acide sulfurique H2SO4

C=n/V  C= 5.0x10-3/ 0.20

=2.5x10-2mol.L-1

Equation de dissolution de l’acide sulfurique :

H2SO4 +2H2O  2H3O++ SO42-

[H3O+] = 2x C

=5.0x10-2mol

pH=-log[H3O+]

=-log( 5.0x10-2)

=1.3



  1. Réaction entre acide fort et base forte


*(voir TP1)



On sait que : C= 1.0x10-2 mol.L-1 et V = 100mL = 0.1 L 


Equation

HCl +

H2O

Cl- +

H3O+

Etat initial

1.0x10-3

Excès

0

0

Etat intermédiaire

1.0x10-3- x

Excès

x

x

Etat final

1.0x10-3- xmax

Excès

xmax=1.0x10-3

Xmax= 1.0x10-3

Calcul de xmax : 1x10-3-xmax= 0  xmax = 1x10-3mol


[H3O+] = 10-pH= 1,0x10-2 mol.L-1  (voir tableau précédent)

Xf= nf(H3O+) = [H3O+] x V

= 1.0x10-2 x 0.1

= 1.0x10-3mol

. [H3O+] = 10-pH = 1.0x 10-9.5 = 3.2 x10-10 mol.L-1

. [H3O+] x [HO-] = 1.0 x10-14

[HO-] = 1.0x10-14/ 3.2x10-10 = 3.1x10-5 mol.L-1

.xf= nf(HO-) = [HO-]xV = 3.1x10-5x 0.1 = 3.1x10-6 mol



Il faut rajouter à notre solution d’acide chlorhydrique et d’eau, d’équation: HCl +H2O  H3O+ + Cl-, des ions chlorure pour perturber la réaction, créer un déséquilibre qui va ainsi nous permettre de vérifier l’existence ou non d’une solution inverse. (Solution de chlorure de sodium NaCl: Na++Cl-)

De même pour la solution d’ammoniaque, il faut rajouter des ions CH3COO-. (Solution d’éthanoate de sodium NaCH3CO2 : CH3COO- + Na+)

On remarque un élévation du pH pour la solution d’ammoniaque ce qui traduit une baisse de la concentration en ion H3O+. On ne remarque aucun changement pour la solution d’acide chlorhydrique.



C’est une réaction exothermique car il y a production de chaleur.

.C = 1.0 mol.L-1


Proportions stœchiométriques donc pas de réactif limitant
n(H3O+) = C x V1 = 1.0 x 5.0x10-2= 5.0x10-2 mol = 50 mmol

Equation

H3O+ +

HO-

2H2O

Etat initial

50

50

Excès

Etat intermédiaire

50- x

50- x

Excès

Etat final

50- xmax

50- xmax

Excès



  1. Pareil

  2. Réactif limitant: HO-

  3. Réactif limitant: H3O+



Plus la quantité de matière des réactifs augmente, plus la variation de température est élevée. Par exemple aux tables 1 et 3 la quantité de matière est doublée entre les tables et on observe que l’élévation de température à la table 1 est deux fois supérieure à celle de la table 3.



1L de Destop à 6 mol.L-1 revient à une quantité de matière n = 6000 mmol.

50 mmol : T= 6 °

6000 mmol : T= (6000x6)/ 50 = 720 °




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