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• 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 

    
    

    C_i  . V_i =  C_f . V_f                    C_i : concentration initiale de la solution

    V_i : volume initiale de la solution

    C_f : concentration finale de la solution

    V_f : volume finale de la solution (Vi + volume d’eau)

    Dilution k-fois

    
    

    

            k: nombre de dilutions
    

    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/B

    Exemples :

    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^-14

     

    4.  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) = n_d (dissocié) + n_nd (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 H_nA

         C’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 C_A lorsque 1,5< pH < 6 [H₃O⁺] = n.C_A pH = - log (nC_A)

    b.   Base forte B(OH)_n

    C’est une substance qui engendre des ions HO^- par une réaction totale avec l’eau

    Exemple : monobase NaOH, KOH (n=1), dibase Ca(OH)₂ (n=2)  B(OH)n Bⁿ⁺+nHO^-

    Pour une solution de base forte de concentration C_B lorsque 8<pH<12,5 [HO^-] = n.C_B  pH =14 + log(nC_B)

    **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 limitée

    Exemple: HCOOH, CH₃COOH, C₆H₅COOH

    R-COOH + H₂O     RCOO^- + H₃O⁺

    Acide faible : [H₃O⁺] >C_A

    
    

    b.   Base faible (R-NH₂)

    C’est une substance qui engendre des ions HO^- par une réaction limitée avec l’eau

    Exemple : ammoniac NH₃, méthylamine CH₃-NH₂, Ethylamine CH₃- CH₂ - NH₂

    R-NH₂  +   H₂O     R-NH₃⁺  +        HO^-

    Base faible : [HO^-] <C_B

    
    

    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 K_A telle que

     
    

    pK_A = - log K_A    pK_A = 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 = pK_A

     

    ·     Classification des couples acide / base en solution aqueuse

    -     Un acide est d’autant plus fort que son K_A est élevé

    -     la force d’un acide décroit avec son pK_A

    -     Une base est d’autant plus forte que le K_A du couple auquel il appartient est faible donc le pK_A élevé

    ·      Domaine de prédominance Pour une solution contenant le couple A/B

    
    

      
    

    
    

    
    

    3. Indicateurs colorés

    C’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
    

    e mail: deloychabanas@gmail.com