ppt_Acides_Bases_ChapIV_L2.pdf

ACIDES - BASES
Aides_Bases_L2_Chimie_19_2020

II.1 Acides et Bases : modèles et définitions
1) Arrhenius - Ostwald (1880)
‐ Un acide est une substance contenant des atomes d’Hydrogène qui
par dissociation dans l’eau vont se transformer en ions Hydrogène
chargé, H+ (c’est‐à‐dire en proton)
• Exemples :
HBr (aq) → H+(aq) + Br−(aq)
H2SO4 (aq) → H+(aq) +HSO4
– (aq)
‐ Une base est une substance qui par dissociation dans l’eau libérera
des ions hydroxyde OH-
• Exemples :
KOH(aq) → K+(aq) + OH−(aq)
Ba(OH)2 (aq) → Ba2+(aq) + 2OH−(aq)

2) Théorie de Brønsted-Lowry (1923)
‐ un acide est un donneur de proton (s), c’est‐à‐dire une espèce susceptible
de libérer (céder) un ou plusieurs proton H+ ;
‐ une base au contraire est une accepteuse de proton (s), donc une espèce
susceptible de capter un ou plusieurs proton H+
3) Théorie de Lewis (1938)
‐ Un acide de Lewis est une substance (espèce) qui possède une lacune
électronique: C’est un accepteur d’une paire d’électrons
Exemples : les métaux de transition (Cu2+, Ni2+….), sels métalliques (AlCl3,
FeBr3….)
‐ Une base est une substance (espèce) possédant un doublet électronique:
C’est un donneur d’une paire d’électrons
Exemples : les amines et ses dérivés (RNH2), les imines (‐C=N),…..

IV. ACIDES ET BASES DANS L’EAU
• L’eau solvant amphotère
• Une espèce amphotère (ampholyte) a la propriété de se
comporter comme un acide ou comme une base selon
les conditions expérimentales.
AH + H2O ⇌ A- + H3O+ H3O+ / H2O
B + H2O ⇌ BH+ + OH- H2O/ OH-
• Remarque : certaines formes des polyacides (H2PO4-) et
polybases (HCO3
-) sont aussi des espèces amphotères.
- L’acide le plus fort qui puisse exister dans l’eau est H3O+
- La base la plusforte qui puisse exister dans l’eau est OH-

3°/ Acide fort dans l'eau
Un acide est dit fort si sa réaction avec l’eau est totale en donnant des
ions H3O+.
Exemple : Les molécules de chlorure d'hydrogène HCl (gaz), acide fort,
disparaissent totalement dans l'eau :
HCl(gaz) + H2O → Cl- + H3O+
La solution ne contient pas de molécules HCl.
4°/ Base forte dans l'eau
Une base est dite forte si sa réaction avec l’eau est totale en donnant
des ions hydroxyde HO-.
Exemple :On fait dissoudre dans l'eau de la soude NaOH
NaOH → Na+ + HO-
La solution ne contient pas de NaOH.

5°/ Acide faible dans l'eau
Un acide est dit faible s’il réagit partiellement avec l’eau en
donnant H3O+ :
Exemple : L'acide éthanoïque CH3COOH (liquide)
CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+.
2H2O ⇌ HO- + H3O+.
Les espèces présentes en solution (en plus de l’eau) sont:
CH3COOH, CH3COO- , H3O+ et HO- .
6°/ Base faible dans l'eau
Une base est dite faible si elle réagit partiellement avec l’eau en
donnant HO- :
Exemple : On fait dissoudre dans l'eau de l'éthanoate de sodium
CH3COONa ( Na+ + CH3COO-).
• Les ions sodium Na+ sont passifs alors que les ions éthanoates
CH3COO-, réagissent partiellement avec l'eau en donnant des
ions HO- .
• CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + HO-

7°/ Produit ionique de l'eau
Toute solution aqueuse contient, entre autres, des ions H3O+ et des
ions OH-.
• Le produit [H3O+ ] [OH- ] = Ke c’est une constante à température
donnée.
À 25°c on a [H3O+ ] [OH- ] = 10-14 dans toute solution aqueuse.
• Une solution aqueuse est dite neutre si elle contient autant d’ions
oxonium (hydronium) H3O+ que d’ions hydroxyde OH-
• Une solution est dite acide si elle contient plus d’ions H3O+ que
d’ions OH-
• Une solution est dite basique si elle contient plus d’ions OH- que
d’ions H3O+

Constante d’acidité et pH
Soit l’équilibre acido-basique suivant:
AH + H2O ⇌ A- + H3O+ couple AH/ A-
Ka = [A-] [H3O+ ]/ [AH] avec pKa = - logKa
A- + H2O ⇌ AH + HO- couple AH/ A-
Kb = [AH] [HO-] / [A-] avec pKb = -logKb
Ka.Kb = Ke =10-14 à 25°C et
pKa + pKb = pKe=14
Pour caractériser un couple acide/base conjuguée, il suffit d’une seule
constante: sa constante d’acidité Ka (ou son pKa)
Un acide est d’autant plus fort que son pKa est petit (Ka grand)
Le pH d’une solution aqueuse est par définition: pH = -log[H3O+]

CALCUL DU pH DES
SOLUTIONS AQUEUSES
pH = -log[H3O+]

pH d’un Acide Fort
Quel sera le pH d’une solution d’un acide fort HX à la concentration
C0 mol.L- ?
HX + H2O → X- + H3O+ ……………. Réaction totale
2H2O ⇌ HO- + H3O+
Espèces (autres que H2O) présentes dans la solution :
X- ; H3O+ et HO-
(HX totalement dissocié ne peut exister en solution aqueuse.)
Soit 3 inconnues à déterminer.
Relations entre inconnues
Electroneutralité de la solution [X-] + [OH- ] = [H3O+ ]
Conservation de la matière C0 = [X-]
Autoprotolyse de l’eau : Ke = [H3O+ ] [OH- ]

E.N : C0 + Ke/ [H3O+ ] = [H3O+ ]
C0 [H3O+ ] + Ke = [H3O+ ]2
[H3O+ ]2 - C0 [H3O+ ] – Ke = 0 équation de second degré à résoudre
∆ = C0
2 + 4Ke
pH = - log [H3O+ ]
Remarque: Le calcul exact du pH est toujours possible mais il est
souvent beaucoup plus simple de procéder à certaines
approximations qui vont simplifier le problème.
[H3O+ ] = C0 + √ C0
2 + 4Ke
2
pH = - log (C0 + √ C0
2 + 4Ke)
2

Approximations: On étudie ici une solution d’acide fort, il paraît
évident que le pH d’une telle solution sera obligatoirement
acide. Si la solution est suffisamment concentrée, elle sera
fortement acide et en conséquence la concentration des ions
hydroxyde sera très inférieure a celle des ions hydronium.
[OH- ] ˂˂˂ [H3O+ ]
On pourra donc négliger [OH- ] devant [H3O+ ] dans l’équation
d’électroneutralité.
E.N: [X-] + [OH- ] = [H3O+ ] soit [X-] = [H3O+ ] = C0
pH = - log [H3O+ ] = -log C0
Cette relation est valable tant que la concentration C0 ˃ 10-6 M
Exercices: Calculer le pH des solutions aqueuses suivantes:
a) 0,2 mole/l de HCl.
b) 1,26.10-6 g/l de HNO3 (M = 63 g/mol)…….. c = 0.02.10-6
a- pH = 0.69 b- pH = 6.95

pH d’un acide faible
Quel sera le pH d’une solution d’un acide faible AH à la concentration C0 mol.L- ?
AH + H2O ⇌ A- + H3O+
2H2O ⇌ HO- + H3O+
Résolution exacte
Espèces en solution: AH, A- , H3O+ et OH- soit 4 inconnues
Relations entre inconnues:
(1) Ka = [A-] [H3O+ ]/ [AH]
(2) E.N: [H3O+ ] = [A-] + [OH- ] système à résoudre
(3) C.M: C0 = [AH] + [A-]
(4) Ke = [H3O+ ] [OH- ]
La résolution du système est possible et va conduire à une équation
du troisième degré:

[H3O+ ]3 + Ka [H3O+ ]2 + {-Ke - C0 Ka} [H3O+ ] - Ke Ka = 0
Nous devons donc résoudre une équation du troisième degré.
La résolution de cette équation est tout à fait possible sans
approximations, mais pour simplifier le problème nous allons
utiliser 2 approximations:
Approximation 1: Milieu acide [OH- ] ˂˂˂ [H3O+ ]
E.N: [H3O+ ] = [A-] + [OH- ] soit [H3O+ ] = [A-]
Approximation 2: L’acide AH est faiblement dissocié [A-] ˂˂˂ [AH]
C.M: C0 = [AH] + [A-] soit C0 = [AH]
Ka = [A-] [H3O+ ]/ [AH] ====˃ Ka = [H3O+ ]2/C0
soit [H3O+ ] = √ (C0 Ka) on sait que pH = -log [H3O+ ]
Le pH d’un acide faible est donc pH = ½ (pKa – logC0 )
Expression valable si les approximations 1 et 2 sont simultanément
vérifiées

Validité des approximations
Approximation 1: C0 ˃10-6 M
Approximation 2: Ka/C0 ˂10-2
Si l’approximation 2 n’est pas vérifiée le pH sera égal à:
Exercices: Calculer le pH des solutions suivantes:
a) 10-2 mol/l de CH3COOH ( Ka = 10-4,8 )
b) 10-4,5 mol/l de CH3COOH
a- pH = 3.4
b- [H3O+ ] = 1.64.10-5 mol/l et pH = 4.78
pH = -log( –Ka + √(Ka2 +4 KaC0))
2

pH des solutions basiques
Pour obtenir les résultats correspondant aux solutions basiques, il
suffira de remplacer pH par pOH et Ka par Kb dans les différentes
formules de pH.
Acide fort: pH = -logC
Base forte: pOH = -logC
pOH = 14 – pH = -logC
Base forte: pH = 14 + logC
Acide faible: pH = ½ (pKa – logC )
Base faible: pOH = ½ (pKb – logC)
Sachant que pOH + pH = 14 et pKa + pKb = 14 on aura donc:
Base faible: pH = 7 + ½ (pKa + logC )
Exercice: On dissout 1,7g de NH3 gazeux dans 200 ml d’eau. Calculer
le pH de cette solution. On donne pKa(NH4
+/NH3) = 9,2
n = 0.1 mol; c = 0.5M; pKb=4.8 Kb/c = 3.17.10-5 < 10-2 et pH= 11.45

Mélange de deux acides forts
On mélange deux acides forts HX et HY. Quel est le pH de la solution
obtenue ?
Acide 1 (HX) : V1 ml à la concentration C0
1 mol/l
Acide 2 (HY) : V2 ml à la concentration C0
2 mol/l
Les deux acides forts sont totalement dissociés.
Espèces présentes: X- , Y- ,H3O+ et OH- ,
E.N [H3O+ ] = [X-] + [Y-] + [OH-]
C.M1: C1 = [X-] = C0
1 V1 /(V1 + V2)
C.M2: C2 = [Y-] = C0
2 V2 /(V1 + V2)
Ke = [H3O+ ] [OH- ]
En négligeant [OH-] devant [H3O+ ] et en posant C = C1+ C2
On aura [H3O+ ] = C1+ C2 = C ===˃ pH = -log[H3O+ ] = -logC
Un mélange d’acides forts se comporte donc exactement comme un
acide fort unique

Mélange d’un acide fort et d’un acide faible
On mélange un acide fort HX et un acide faible AH. Quel est le pH de
la solution obtenue ?
Acide fort (HX) : V1 ml à la concentration C0
1 mol/l
Acide faible (AH) : V2 ml à la concentration C0
2 mol/l
L’acide fort est totalement dissocié par contre l’acide faible l’est très
peu, la quantité de H3O+ provenant de l’acide faible est négligeable
devant celle provenant de l’acide fort. Le pH du mélange est alors
imposé par l’acide fort, d’où [H3O+ ] = C1
Et pH = -logC1 avec C1 = V1.C0
1 / (V1 + V2)
Exercice: On mélange 100 ml de HCl 1M et 100 ml de CH3COOH
Calculer le pH de ce mélange.
C = 0.05M; pH = 0.3

Mélange de deux acides faibles
On mélange deux acides faibles HX et HY. Quel est le pH de la
solution obtenue ?
Acide 1 (HX) : V1 ml à la concentration C0
1 mol/l
Acide 2 (HY) : V2 ml à la concentration C0
2 mol/l
Espèces présentes: HX, HY, X- , Y- ,H3O+ et OH- ,
E.N [H3O+ ] = [X-] + [Y-] + [OH-]
C.M1: C1 = [X-] + [HX] = C0
1 V1 /(V1 + V2)
C.M2: C2 = [Y-] + [HY] = C0
2 V2 /(V1 + V2)
Ka1 = [X-].[H3O+ ]/ [HX] Ka2 = [Y-].[H3O+ ]/ [HY]
Approximation1: Milieu acide [OH- ] ˂˂˂ [H3O+ ]
Approximation2: Les deux acides sont faiblement dissociés
[X-] ˂˂˂ [HX] et [Y-] ˂˂˂ [YH]

[H3O+ ] = [X-] + [Y-] = Ka1.C1/ [H3O+ ] + Ka2.C2/ [H3O+ ]
On obtient
Donc pH = - 1/2log( Ka1 C1 +Ka2 C2)
Si C1 = C2 c’est l’acide le plus fort qui impose son pH
• Résumé
• Mélange d’acides forts :
• Se comporte comme un seul acide fort
• Mélange de bases fortes :
• Se comporte comme une seule base forte
• Mélange d’acides faibles : L’acide le plus fort impose le pH
• Mélange de bases faibles : La base la plus forte impose le pH
[H3O+] = √Ka1C1 + Ka2C2

Solution tampon
Une solution tampon est composée soit d’un acide faible AH et de sa
base conjuguée A- , soit d’une base faible BOH et de son acide
conjugué B+.
Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu malgré:
l'addition de petites quantités d'un acide ou d'une base, ou
malgré une dilution.
Le pH d’une solution tampon est:
pH = pKa + log [BASE]/ [ACIDE]
Exercice: Une solution est préparée par addition de 0,169 moles de
NH3 et de 0,183 mole de NH4Cl, calculer son pH
pH = 9.2 + log0.169/0.183 = 8.5

• Dosage : Le dosage désigne une méthode qui permet de déterminer la concentration ou la
quantité de matière d’une espèce chimique.
• Titrage : opération qui consiste à verser un volume ou une masse déterminée de réactif de
titre connu dans un volume déterminé de la solution à doser jusqu’à l’achèvement d’une
réaction caractéristique.
Dans les dosages par titrage, on fait réagir l’espèce titrée avec un réactif titrant.
Cette méthode est destructive: l’échantillon est perdu à la fin du titrage.
Dosages (ou Titrages) acido-basiques
L’une des méthodes consiste à réaliser le titrage d’un volume précis de la solution de
concentration inconnue d’acide (ou de base) par une solution de base (ou d’acide), de
concentration connue, afin de déterminer l’équivalence.
La réaction acido‐basique mise en jeu doit être :
– unique afin qu’une seule relation relie les quantités de réactifs mis en jeu ;
– quasi totale c’est‐à‐dire quantitative ;
– rapide afin que l’équivalence puisse être repérée avec précision dans un délai
assez bref.

1. Equivalence acido-basique.
Dans le cas où chaque molécule d’acide (ou de base) libère (ou capte) un
ou plusieurs protons, l’équation-bilan du dosage s’écrit :
[ acide1 + Za H2O <====> base1 + ZaH3O+ ] x Zb
[ base 2 + Zb H3O+ <====> acide 2 + Zb H2O ] x Za
Zb acide1 + Za base 2 <====> Zb base 1 + Za acide 2
avec Za: nombre de protons libérés par une mole d’acide 1, et
Zb: nombre de protons fixés par une mole de base 2.
A l’équivalence, le nombre de protons libérés par l’acide1, est égal au
nombre de protons fixés par la base 2 :
ZaCaVa = Zb CbVb
NaVa = NbVb
Na = ZaCa
Nbre d’équivalent-grammes de l’acide = Nbre d’équivalent-grammes de la base

Exemple1: Dosage de la 1ère acidité de H3PO4 par la base forte OH-.
1H3PO4 + 1OH- → H2PO-
4 + H2O Za = 1 et Zb = 1
A la première équivalence Za CH3PO4VH3PO4 = Zb COH-VOH-
Exemple2: Volume de base forte versé à l’équivalence globale
(3e acidité de H3PO4 : 3 protons mis en jeu par mole d’acide) :
1H3PO4 + 3OH- → PO3-
4 + 3H2O Za = 3 et Zb = 1
A l’équivalence globale on a: Za CH3PO4VH3PO4 = Zb COH-VOH-
2. Dosage d’un acide fort par une base forte
HCl + H2O →Cl- + H3O+
NaOH →Na+ + OH-
Les ions Cl- et Na+ étant indifférents, la réaction globale qui se
produit est donc : H3O + OH- → 2 H2O

L’étude d’une réaction de dosage acide-base consiste en général à
suivre l’évolution du pH de la solution en fonction du volume V2 de
réactif ajouté (ou du nombre de moles n2 = C2V2).

ppt_Acides_Bases_ChapIV_L2.pdf

Recommandé

Recommandé

Contenu connexe

Similaire à ppt_Acides_Bases_ChapIV_L2.pdf

Similaire à ppt_Acides_Bases_ChapIV_L2.pdf (20)

ppt_Acides_Bases_ChapIV_L2.pdf