Réactions chimiques par échange de protons
Le pH
pH = 2,8

= -log(2,4.10-11) = 10,6

[ H 3 O + ]=10− pH
pH =−log [ H 3 O + ]

+

[H 3O ]

= 10-2,8 = 1,6.10-3 mol.L-1...
Un acide et une base selon Brønsted
acide est une espèce qui peut libérer un proton, H+,
«unune base une espèce qui peut c...
Réactions avec l'eau

acide + eau

ions oxonium + base
totale :

+
H 2 SO 4( aq) + H 2 O (l ) → H 3 O (aq) + H SO -4 (aq)
...
Pka - Acide faible
Couple caractérisé par son pKa :

-

CH 3 CO 2 H ( aq) /CH 3 CO 2(aq) pKa = 4,8 à 25°C

Diagramme de pr...
Pka - Acide faible
Couple caractérisé par son pKa :

CH 3 CO 2 H (aq) /CH 3 CO -2 (aq) pKa = 4,8 à 25°C

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CH 3 C...
Acide fort
Solution d'acide fort AH de concentration en soluté apportée égale à c

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Réaction totale

AH (aq) + H 2 O ...
Base forte
Solution de base forte B de concentration en soluté apportée égale à c

+

-

Réaction totale

B( aq) + H 2 O( ...
Titrage pH-métrique
Ex : titrage d'une solution d'acide chlorhydrique par de la soude (hydroxyde de sodium)
HCl

NaOH
base...
Détermination équivalence

À l'équivalence,
VE = 11,1 mL
pH = 6,8
6,8

11,1
Détermination de la concentration
Équivalence = réactifs introduits dans les proportions stœchiométriques
H 3 O (+aq) + HO...
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Acide base en classe de terminale S

  1. 1. Réactions chimiques par échange de protons
  2. 2. Le pH pH = 2,8 = -log(2,4.10-11) = 10,6 [ H 3 O + ]=10− pH pH =−log [ H 3 O + ] + [H 3O ] = 10-2,8 = 1,6.10-3 mol.L-1 [ H 3 O + ]= = 10-14 / 4,2.10-4 = 2,4.10-11 mol.L-1 Ke [H O ] [ H O - ]= [ H 3 O + ]⋅[ H O - ]= Ke=10−14 - [H O ] Ke [ H 3O+ ] = 10-14-2,8 = 6,3.10-12 mol.L-1 = 4,2.10-4 mol.L-1
  3. 3. Un acide et une base selon Brønsted acide est une espèce qui peut libérer un proton, H+, «unune base une espèce qui peut capter un proton, H+. et » AH / AAH = A- + H+ Brønsted, 1879-1949 NH 3 H O + 3 HO Acides Bases H 2 O CH CO H 2 CH 3 COacide ET base + 3 2 NH = ampholyte 4 Compétence exigible : Reconnaître un acide, une base dans la théorie de Brönsted.
  4. 4. Réactions avec l'eau acide + eau ions oxonium + base totale : + H 2 SO 4( aq) + H 2 O (l ) → H 3 O (aq) + H SO -4 (aq) Acide fort + Partielle : CH 3 CO 2 H (aq)+ H 2 O (l ) ⇋ H 3 O (aq)+CH 3 CO 2 H (aq) Acide faible base + eau ions hydroxyde + acide totale : + + NaOH ( aq) → Na + HO(aq) Base forte 4+ Partielle : NH 3( aq)+ H 2 O (l ) ⇋ HO - + NH (aq) (aq) Base faible Compétence exigible : Utiliser les symbolismes →, ← et ⇋ dans l’écriture des réactions chimiques pour rendre compte des situations observées.
  5. 5. Pka - Acide faible Couple caractérisé par son pKa : - CH 3 CO 2 H ( aq) /CH 3 CO 2(aq) pKa = 4,8 à 25°C Diagramme de prédominance 2 7 4,8 CH 3 CO 2 H (aq) prédomine CH 3 CO 2 (aq) prédomine - [CH 3 CO 2 H (aq) ]<[CH 3 CO 2( aq)] pH=7 pH=2 pH - [CH 3 CO 2 H (aq) ]>[CH 3 CO 2( aq)] Compétence exigible : Identifier l’espèce prédominante d’un couple acide-base connaissant le pH du milieu et le pKa du couple.
  6. 6. Pka - Acide faible Couple caractérisé par son pKa : CH 3 CO 2 H (aq) /CH 3 CO -2 (aq) pKa = 4,8 à 25°C 2 7 4,8 CH 3 CO 2 H (aq) prédomine - [CH 3 CO 2 H ( aq) ]>[CH 3 CO 2( aq)] pH CH 3 CO 2 (aq) prédomine - [CH 3 CO 2 H (aq) ]<[CH 3 CO 2( aq)] Définition du pKa ? + [ Base][ H 3 O ] où Ka= pKa=−log ( Ka) [acide ] pH = pKa+log ( pH=7 - [CH 3 CO 2( aq) ] 7−4,8 2 =10 =1,6⋅10 >1 [CH 3 CO 2 H (aq) ] pH=2 2( aq) [CH 3 CO ] 2−4,8 -3 =10 =1,6⋅10 <1 [CH 3 CO 2 H (aq)] Pas à connaître [ Base ] ) [acide ] Mais à savoir utiliser ! log ( [ Base ] )= pH − pKa [acide] [ Base] =10 pH − pKa [acide ]
  7. 7. Acide fort Solution d'acide fort AH de concentration en soluté apportée égale à c - + Réaction totale AH (aq) + H 2 O (l) → A(aq )+ H 3 O(aq) ni ( AH ( aq))=c.V Ce qui a été introduit + n f ( H 3 0(aq))=c.V Ce qui est produit + n f ( H 3 0(aq )) [ H 3 0(+aq)]= =c V c = 3,6.10-4 mol.L-1 Compétence exigible : Calculer le pH d’une solution aqueuse d’acide fort ou de base forte de concentration usuelle. + pH =−log([ H 3 O ]) pH =−log (c) pH = - log(3,6.10-4 ) → pH = 3,4
  8. 8. Base forte Solution de base forte B de concentration en soluté apportée égale à c + - Réaction totale B( aq) + H 2 O( l) → BH (aq)+ H O(aq) ni ( B( aq))=c.V - n f ( H0(aq))=c.V Ce qui a été introduit Ce qui est produit - n f ( H0 (aq)) [ H0 -(aq )]= =c V c = 3,6.10-4 mol.L-1 Compétence exigible : Calculer le pH d’une solution aqueuse d’acide fort ou de base forte de concentration usuelle. [ H 3 O + ]= Ke Ke = [ H O- ] c + ( log − H= p [H O 3 ]) pH = pKe +log (c) pH = 14 + log(3,6.10-4 ) = 11,6
  9. 9. Titrage pH-métrique Ex : titrage d'une solution d'acide chlorhydrique par de la soude (hydroxyde de sodium) HCl NaOH base forte Acide fort + H 3 O (aq )+Cl -(aq) + Na(aq)+ HO -(aq) H 3 O (+aq) + HO(- aq) → 2 H 2 O (l ) Réaction support du titrage Rapide Totale
  10. 10. Détermination équivalence À l'équivalence, VE = 11,1 mL pH = 6,8 6,8 11,1
  11. 11. Détermination de la concentration Équivalence = réactifs introduits dans les proportions stœchiométriques H 3 O (+aq) + HO(- aq) → 2 H 2 O (l ) 1 mole d'ions oxonium réagit avec 1 mole d'ions hydroxyde néq ( H 3 O + )=néq ( HO - ) Dans les proportions stœchiométriques + - [ H 3 O ]i⋅V i =[ HO ]0⋅V éq [ HO - ]0⋅V éq + [ H 3 O ]i = Vi NaOH : c0 = 1,00.10-2 mol.L-1 HCl :Vi = 10,0 mL À l'équivalence, VE = 11,1 mL [ H 3 O + ]i =1,11⋅10−2 mol.L−1 Compétence exigible : Je sais déterminer la concentration d’une espèce chimique par titrage par le suivi d’une grandeur physique et par la visualisation d’un changement de couleur, dans le domaine de la santé, de l’environnement ou du contrôle de la qualité.

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