Chapitre n°9 Force des acides et des bases

I. Réaction d’un acide ou d’une base avec l’eau

1) Produit ionique de l’eau

L’eau est une espèce amphotère qui appartient à deux couples acide- base : H₃O⁺_(aq) / H₂O_(l) et H₂O_(l) / HO^–_(aq).

Elle conduit à la réaction d’autoprotolyse de l’eau :

2H₂O_(l) → H₃O⁺_(aq) + HO^–_(aq).

La constante d’équilibre de cette équation se nomme le produit ionique de l’eau:

Ke = [H₃O⁺ ]. [HO^–] 

Elle ne dépend que de la température et   à 25°C sa valeur de Ke=10^-14

On définit le pKe comme : pKe=-log Ke=14

htttps://www.youtube.com/watch?v=OFyUr2jvKi0

 

2) Acide et base faible

a. Définition

Un acide ou une base faible ne réagissent pas totalement avec l’eau. La transformation conduit à un équilibre chimique. 

• Un acide faible : 

AH_(aq)+H₂O_(l)⟷ H₃O⁺_(aq)   +  A^–_(aq)

On a  [H₃O⁺]  <  C  et τ < 1

• Une base faible :

 A^–_(aq)  +   H₂O_(l) ⟷   HO^–_(aq)     +  AH_(aq)           

• On a  [HO^–]  <  C  et τ < 1

 

https://www.youtube.com/watch?v=hiyaXlT-YBY

 

 b. Exemple de l’acide méthanoïque

Une solution aqueuse d’acide méthanoïque HCO₂H_(aq) de volume  = 200 mL et de concentration en soluté apporté C = 1,0×10^-2 mol.L^-1 a un pH égal à 2,9

• Ecrire l’équation de la réaction de cet acide avec l’eau.

HCO₂H_(aq)+H₂O_(l) ↔HCO₂^– _(aq)+H₃O⁺_(aq)

•  Calculer la quantité de matière initiale d’acide méthanoïque et x_max.

 n(HCO₂H)=C.V=2.10^-3mol=x_max

• Calculer la quantité de matière de l’ion oxonium et x_f

n (H₃O⁺)= [H₃O⁺].V=10^-pH.V=2,5.10^-4mol=x_f

•  

• Calculer le taux d’avancement τ et conclure :

• τ=x_f/x_max=0,13
• La réaction n’est pas totale car τ<1

c. Exemple de l’ammoniac

Une solution aqueuse d’ammoniac NH₃(aq) de volume V = 200 mL et de concentration en soluté apporté   C= 1,0×10^-2 mol.L^-1 a un pH égal à 10,6.

• Ecrire l’équation de la réaction de cet base avec  l’eau..

  NH_3(aq) +H₂O_(l) ↔ NH₄⁺ _(aq) +HO^–_(aq)

•   Calculer la quantité de matière initiale d’ammoniac et x_max

 n(NH₃)=C.V=2.10^-3mol

• Calculer la quantité de matière de l’ion hydroxyde et  x_f

On a [H₃O⁺]=10^-pH  soit  [HO^–]=Ke/[H₃O⁺]=10 ^pH-14

On en déduit n(HO^–)=x_f= [HO^–].V=8.10^-5mol

• Calculer le taux d’avancement τ et conclure :

τ=x_f/x_max=0,04

La réaction n’est pas totale car τ<1

 

3) Acide et base forte

a. Définition  

Un acide fort réagit totalement avec l’eau : la réaction est totale.

AH_(aq)  + H₂O_(l)  → H₃O⁺_(aq) + A^–_(aq)  

 avec  τ = 1 et   [H₃O⁺] = C. On a la relation: pH = – log C

Une base forte réagit totalement avec l’eau : la réaction est totale.

A^–_(aq)  +H₂O_(l) → HO^–_(aq) + AH_(aq)   

 τ = 1 et   [HO^–] = C. On a la relation: pH=pKe+ log C

b. Exemple de l’acide chlorhydrique

Pour un acide chlorhydrique de concentration  C=10^-2mol.L^-1 , le pH est de 2  soit:

pH=-logC

c. Exemple de la soude

Pour de la soude de concentration C=10^-2mol.L^-1  le pH est de 12 soit:

pH=pKe+logC=14+ logC

https://www.youtube.com/watch?v=556BUn2S-zM

 

II. Constante d’acidité d’un couple acide base

1) Définition

La constante d’acidité d’un couple acide-base AH_(aq)/A^– _(aq) est la constante de réaction associée à l’équation:

AH_(aq+ H₂O_(l)↔ A^– _(aq)+H₃O⁺ _(aq)

Son expression est :

On définit

 pK_A=-log K_A

Soit :

https://www.youtube.com/watch?v=MQcc0OWA-n4

 

2) Force d’un acide et d ’une base 

Un acide est d’autant plus fort que son K_A est grand et son pK_A petit.

Une base est d’autant plus forte que son K_A est petit et son pK_A grand

 

III. Diagramme de prédominance

1) Relation entre pH et pK_A

• On a la relation :  
• Elle donne :  )
• Avec pK_A=-log K_A   et pH=-log   obtient :
•  pK_A= -log
• Soit :  pK_A= +pH
• Soit la relation qui lie le pH au pK_A :

2) Diagramme de distribution et de prédominance

 a. Le diagramme

Le diagramme de distribution d’un couple acide-base représente les pourcentages des espèces acide et basique du couple dans la solution en fonction du pH.

Exemple de l’ acide éthanoïque :Du couple CH₃COOH_(aq) /CH₃COO^– _(aq) de pK_A=4,8

On note ici  AH/A^– 

 

b. Exemples d’utilisation du diagramme   

• Déterminer le pH  d’une solution qui contient 20%   de AH et 80% de A^–

Graphiquement pH=5,4 ou  pH= pK_A+ =4,8+log4=5,4

• Déterminer le pH  d’une solution qui contient 20%  de A- et 80% de AH

Graphiquement pH=4,2 ou pH= pK_A+ =4,8+log(1/4)=4,2

• Déterminer le pH  d’une solution qui contient un rapport   de AH/A^–=100

pH= pK_A+ =pH= pK_A+ =4,8-2=2,8

• Déterminer le pH  d’une solution qui contient un rapport   de A^–/AH=100

pH= pK_A+ =pH= pK_A+ =4,8+2=6,8

 

https://www.youtube.com/watch?v=LwmX8s8pnlw

 

3) Cas des indicateurs colorés

Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide-base, noté InH / In- dont les espèces acide et basique n’ont pas la même teinte en solution aqueuse.

La zone de virage d’un indicateur coloré est le domaine de pH pour lequel la solution prend la couleur de la teinte sensible de l’indicateur coloré. Elle se situe dans l’intervalle de pH compris entre :

pK_A – 1 et pK_A + 1

 

 IV. Les solutions tampons

1) Définition 

Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lors d’une dilution modérée ou lors de l’ajout d’une petite quantité de base ou d’acide.

Elle est constituée de l’association de l’acide  AH et de sa base conjuguée A- et maintient le pH au voisinage du pK _A de ce couple.

Les solutions tampons permettent de contrôler la valeur du pH par exemple lors de l’étalonnage d’un pH-mètre

https://www.youtube.com/watch?v=4ApzgUwEIuE

 

2) Exemple

Soit :

• Une solution  S₁ de volume V₁ =100mL  qui contient :
  • [CH₃COOH]₀=1mol.L^-1 d’acide éthanoïque
  • [CH₃COO^–]₀=1mol.L^-1 d ’ion éthanoate.

Le couple ainsi formé a un pK_A de 4,8.

• Une solution 2 de volume V₂ = 100mL, d’eau distillé, de pH de 7

 Déterminer les variations des pH des solutions 1 et 2 après l’ajout de V_A= 50mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration C_A = 0,1mol.L^-1

• Pour la solution 1 , on a:

 [CH3COO^–]=  =  =0,63mol.L^-1

[CH3COOH] = = =0,7mol.L^-1

On en déduit le pH final pour la solution 1: pH= pK_A+

La variation de pH est de 4, 8 à4,75 soit : 0,05

• Pour la solution 2:

^-2mol.L^-1 

Soit un pH final de   1,5

La variation de pH est donc de : 7-1,5= 5,5

La solution tampon a limité la variation du pH.