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AIDE

 

 Définition et mesure du pH

-        Les propriétés acides et basiques des solutions aqueuses dépendent de la concentration en ions oxonium H₃O⁺.

-        Remarque : comme pour toutes les solutions aqueuses : [H₃O⁺] . [HO ^–] = Ke

-        Les concentrations en ions hydroxyde et en ions oxonium ne sont pas indépendantes. Elles dépendent l’une de l’autre.

-        Quand [H₃O⁺] ↑, alors [HO ^–] ↓ et inversement.

-        On admet, pour les solutions diluées, C ≤ 2,0 × 10 ^–2 mol / L, les relations suivantes :

-        pH = – log [H₃O⁺]

-         pH = – log [H₃O⁺]

-        Cette relation est équivalente à :

-        [H₃O⁺] = 10 ^{– pH} mol / L

 Mesure du pH

-        Les indicateurs colorés :

-        Comme indicateurs colorés, on utilise, l'hélianthine, le bleu de bromothymol et la phénolphtaléine.

-         L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer un encadrement de la valeur du pH d'une solution.

-        Le papier pH :

-        Le papier pH est imbibé d'un mélange de plusieurs indicateurs colorés, il peut donner une valeur du pH à 0,5 unité près.

-        Le pH-mètre :

-        Dans les conditions habituelles, au lycée, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité près (Le plus souvent à 0,1 unité près).

Le pH-mètre

-        Il est constitué d’une sonde de mesure reliée à un voltmètre électronique.

-        La sonde de mesure est constituée d’une électrode de verre et d’une électrode de référence (les deux électrodes peuvent être combinées ou séparées).

-        Il est nécessaire d’étalonner le pH-mètre avant toute mesure.

-        L’étalonnage du pH-mètre nécessite l’utilisation de deux solutions étalons de pH connu.

-        Mesure du pH : pour effectuer la mesure du pH d’une solution aqueuse, la sonde doit être rincée à l’eau distillée, essuyée puis plongée dans la solution étudiée. 

-        Après agitation et stabilisation de la mesure, la valeur du pH est relevée.

 

 La mesure du pH et sa précision

-        Dans les conditions habituelles, au lycée, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité près (Le plus souvent à 0,1 unité près).

-        Conséquence :

-        Une mesure de pH effectuée à 0,05 unité près conduit à une valeur de la concentration en ion oxonium [H₃O⁺] connue à 11,5 % près.

-        Une simple mesure de pH ne peut donner une concentration avec précision.

-        Il faut limiter le nombre de chiffres significatifs pour représenter une concentration déduite de la valeur du pH.

-        Toute concentration déduite de la valeur du pH sera exprimée avec 2 chiffres significatifs au maximum.

-        Dans le cas présent, pH = 3,90

-        [H₃O ⁺] ≈ 1,0 × 10 ^{– 3,90} mol / L

-        Or à la calculatrice : 10 ^{– 3,90} ≈ 1,25892541179 × 10 ^{– 4}

-        Le résultat avec deux chiffres significatif :

-        [H₃O ⁺] ≈ 1,3 × 10 ^{– 4} mol / L

 Acide et base selon Bronsted

-        Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H⁺. 

-        On écrit : AH  =  H⁺  +  A ^–

-        Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton  

-        On écrit : A ^– +  H⁺  =  AH 

-        Exemples : HCl =  H⁺  +  Cl ^–

-        CH₃COOH  =  H⁺  +  CH₃COO ^–

-        NH₄⁺  =  H⁺  +  NH₃

 Couples acide / base

-        L’espèce chimique A^– donne l’acide AH en captant un proton H⁺.

-        On dit que A^– est la base conjuguée de l’acide AH.

-        On parle du couple acide / base : AH / A ^–.

-        Exemples : AH =  H⁺  +  A ^– couple  AH / A ^–

-        B + H⁺  =  BH ⁺  couple  BH⁺ / B

-        Dans le cas présent : 

-        Couple 1: H₂O / HO^–

-        Couple 2 : H₃O⁺ / H₂O

 Réactions acido-basiques.

-        Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton entre l’acide A₁H d’un couple sur la base A₂^- d’un autre couple.

-        Couple acide / base 1 : A₁H    = H⁺ + A₁^–

-        Couple acide / base 2 : A₂H    = H⁺ + A₂^–

-        Équation de la réaction : On se place dans le cas ou l’acide A₁H réagit sur la base A₂^–

A₁H     +     A₂^–    =     A₁^–       +    A₂H

-        cette réaction met en jeu les couples acide / base suivants : A₁H / A₁^– et A₂H / A₂^–

 Avancement maximal et avancement final.

-        Couple acide éthanoïque / ion éthanoate : CH₃COOH (aq) / CH₃COO^–(aq)

-        Lors de la réaction acido-basique, 

-        Il y a un transfert d'un proton : 

-        De l’acide du couple CH₃COOH (aq) / CH₃COO ^– (aq) vers la base du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ).

-        Équation de la réaction :   

CH₃COOH (aq)     +   H₂O (ℓ)      =         CH₃COO ^– (aq)    +   H₃O⁺ (aq)

-        écriture qui correspond à l’état actuel de nos connaissances.

-        Le soluté apporté est l’acide éthanoïque pur. L’eau constituant majoritaire est le solvant.

-        En conséquence, l’eau est en large excès. Le soluté est le réactif limitant de la réaction.

-        Tableau d’avancement :

-        Détermination de x _max.

-        On utilise la relation du tableau d'avancement :

-        n _app - x _max = 0 

-         

-        La valeur du pH de la solution permet de calculer la concentration en ions oxonium de la solution et d’en déduire la quantité de matière d’ions oxonium présents dans la solution en fin de réaction.

-        Concentration finale en ions oxonium : 

-         [H₃O ⁺]_f  = 10 ^–pH mol / L

-        [H₃O ⁺]_f  = 10 ^–2,90 mol / L

-         [H₃O ⁺]_f  ≈ 1,3 × 10 ^–2 mol / L

-        Du tableau d’avancement de la réaction, on peut déduire que :

-        x_f =  n_f  (H₃O ⁺) =   [H₃O⁺]_f . V = 10^{– pH} . V

-        x_f = 10^{– 2,90} × 0,500

-        x_f ≈ 6,3 × 10^{– 4} mol

-        Comparaison :

-        n_app = x _max  ≈ 5,00 × 10 ^{– 2} mol  et  x_f ≈ 6,3 × 10 ^{– 4} mol

-        x_f  <  x _max 

-        La réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau n’est pas totale.

 Taux d’avancement d’une réaction

-        Une transformation chimique n’est pas toujours totale. 

-        Dans ce cas, aucun des réactifs n’a totalement disparu lorsque le système cesse d’évoluer. 

-        L’avancement final est inférieur à l’avancement maximal.

-        Pour pouvoir rendre compte de ce phénomène, on définit une nouvelle grandeur : le taux d’avancement d’une réaction.

-        Le taux d’avancement d’une réaction, noté τ, est le rapport entre son avancement final et son avancement maximal.

-         

-        Si τ = 0, la réaction n’a pas lieu. 

-        Si τ = 1, la réaction est totale et si 0 < τ < 1, la réaction conduit à un équilibre chimique.

-        On peut exprimer cette grandeur en pourcentage

-        Le taux d’avancement final dépend de la nature et de la concentration de l’acide.