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- Généralités
- Chap I ACIDE ET BASE EN SOLUTION AQUEUSE
Chap I ACIDE ET BASE EN SOLUTION AQUEUSE
- I. Généralités
1. Rappel
· Une solution est un mélange homogène d’un liquide constitué par un solvant et un soluté
· Concentration massique
· Concentration molaire
· Nombre de mole Solide, liquide ou gaz
. Gaz
Loi de la dilution
Ci : concentration initiale de la solution
Vi : volume initiale de la solutionCf : concentration finale de la solutionVf : volume finale de la solution (Vi + volume d’eau)Dilution k-fois
k : (nombre de fois de dilution)
Acide et base selon BRONSTED
Un acide est une entité chimique capable de céder des ions H+ au cours d’une réaction chimique.
Une base est une entité chimique capable de capter des ions H+ au cours d’une réaction chimique.
A tout acide A correspond une base conjuguée B par transfert d’ion H+. On définit ainsi le couple acide/base A/BExemples :
NH4+ / NH3
H3O+ / H2O
H2O / HO-
H2O peut se comporter comme un acide ou une base, c’est un ampholyte, on dit qu’il est amphotère.2. pH d’une solution (d’après SORENSE)
Le pH d’une solution diluée est l’opposé logarithmique décimal (log) de la concentration en ion H3O+ de la solution.
Le pH d’une solution est mesuré avec un pH-mètre
- pour une solution acide pH<7
- pour une solution basique pH>7
- pour une solution neutre pH=7 (eau pure)
3. 5. Produit ionique de l’eau
Soit la réaction d’autoprotolyse de l’eau
On définit le produit ionique de l’eau :Ke = [H3O+] [HO-]
A 25°C, pH =7 (eau pure)|H3O+] = [ HO-] = 10-7 mol.L-1.Ke = [H3O+] [ HO-] = 10-144. Electro neutralité d’une solution et conservation de la matière
· Une solution est électriquement neutre :
S [X - ] = S [X+]
[X - ] : concentration en ions négatifs, [ X+ ] : concentration en ions positifs
Exemple : Inventaire des espèces chimique dans la solution : H3O+, SO 2-, HO-, H2O, Na+, Cl-
[H3O+] + [ Na+] = 2 [SO 2-]+[HO-] + [Cl-]
· Conservation de la matière X
n0 (nombre de mole initial) = nd (dissocié) + nnd (non dissocié) dans une solution de volume v[X ]0 = [ X ]d + [ X ]nd
II. Force d’un acide et force d’une base
1. Acide fort et base forte
a. Acide fort HnAC’est une substance qui engendre des ions H3O+ par une réaction totale avec l’eau. Il est donc entièrement ionisé en solution aqueuse.
Exemple: monoacide HCl (n=1), diacide H2SO4 (n=2), triacide H3PO4 (n=3)
Pour une solution d’acide fort de concentration CA lorsque 1,5< pH < 6 [H3O+] = n.CA pH = - log (nCA)b. Base forte B(OH)nC’est une substance qui engendre des ions HO- par une réaction totale avec l’eauExemple : monobase NaOH, KOH (n=1), dibase Ca(OH)2 (n=2) B(OH)n Bn++nHO-
Pour une solution de base forte de concentration CB lorsque 8<pH<12,5 [HO-] = n.CB pH =14 + log(nCB)**Les ions A- et B+ sont des ions indifférents : qui ne participent pas à la réaction
2. 2 - Acide faible et base faible
a. Acide faible (R-COOH)C’est une substance qui dans l’eau produit des ions H3O+ par une réaction limitéeExemple: HCOOH, CH3COOH, C6H5COOHR-COOH + H2O RCOO- + H3O+
Acide faible : [H3O+] >CA
b. Base faible (R-NH2)C’est une substance qui engendre des ions HO- par une réaction limitée avec l’eauExemple : ammoniac NH3, méthylamine CH3-NH2, Ethylamine CH3- CH2 - NH2R-NH2 + H2O R-NH3+ + HO-
Base faible : [HO-] <CB
c. Constante d’acidité d’un couple A/B
Pour une solution d’acide ou de base faible de couple A/B, on peut définir
· La constante d’acidité KA telle que
pKA = - log KA pKA = pH + log
Facteur de dissociation α
Solution tampon
Une solution tampon est obtenue en mélangeant le même nombre de mole d’acide faible avec sa base conjuguée (équimolaire). Pour une solution tampon pH = pKA
· Classification des couples acide / base en solution aqueuse
- Un acide est d’autant plus fort que son KA est élevé
- la force d’un acide décroit avec son pK
A- Une base est d’autant plus forte que le KA du couple auquel il appartient est faible donc le pKA élevé
· Domaine de prédominance Pour une solution contenant le couple A/B
3. Indicateurs colorésC’est un couple acide/base dont la couleur de la forme acide est différente de la forme basique. Le changement de couleur d’un indicateur colorée dans une solution a lieu pour une valeur particulière du pH (zone de virage).
indicateur coloré zone de virage jaune de méthyle hélianthine rouge de méthyle bleu de bromothymol (BBT) rouge de crésol phénolphtaléine Exemple:
Une solution est incolore après addition de phénolphtaléine et bleue après apport de BBT. Evaluer l’ordre de grandeur du pH de cette solution.
Réponse :
Absence de couleur avec le φφ, alors pH<8,2
Coloration bleue avec le BBT alors pH>7,6
Donc 7,6<pH<8,2
Mr RANDRIANANTENAINA Chabanas Deloy
Email: deloychabanas@gmail.com