I- Les acides et les bases.

1)- Définitions.

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

-    Écriture symbolique : on note l’acide AH :

-    En conséquence : AH  →   H⁺   +  A^–

-    Exemples :

-    Un acide peut être une molécule ou un ion.

-    Une base, selon Brönsted, est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H⁺.

-    Écriture symbolique : on note la base B :

-    En conséquence :

B  +  H⁺     →   BH⁺

-    Exemples :

-    Une base peut être une molécule ou un ion.

-    Couples acide / base conjuguée.

-    À l’acide AH correspond la base A^–.

-    Car : AH  →   H⁺   +  A^–  et   A^–  +  H⁺  →  AH

-    On peut utiliser le schéma l’écriture suivante :

-    AH  =   H⁺   +  A^–

-    Acide  =  base  +  H⁺

-    AH / A^– Cette écriture forme un couple acide/base conjuguée.

2)- Les acides forts dans l’eau.

-    En solution aqueuse, un acide est une espèce chimique capable de céder 1 proton au solvant.

-    Un acide fort est un acide dont la réaction avec l’eau est totale.

-    Si AH est un acide fort dans l’eau alors :

-    AH   +  H₂O  →   A^–  +   H₃O⁺

-    Les espèces en solution sont classées en majoritaires, minoritaires et ultra minoritaires.

-    Convention : [maj] ≥ 100 [min]  ≥ 10000 [ultramin] 

-    Conséquence :  H₂O  et H₃O⁺ sont les seuls acides présents dans une solution aqueuse d’acide fort.

-    Exemples d’acides forts dans l’eau :

-    L’acide chlorhydrique (H₃O⁺ + Cl^–), l’acide sulfurique (H₃O⁺ + HSO₄^–),

-    L’acide nitrique (H₃O⁺ + NO₃^–), l’acide perchlorique (H₃O⁺ + ClO₄^–),…

► Application :

-    Le chlorure d’hydrogène est un gaz très soluble dans l’eau. La réaction avec l’eau est totale.

-    Écrire l’équation bilan de la réaction.

HCl  +  H₂O   →   H⁺   +  Cl ^–

-    Quelles sont les espèces présentes dans la solution ? associer un qualificatif à chaque espèce.

-    Comment peut-on qualifier cette solution ? Quelle formule peut-on lui donner ? quel qualificatif peut-on lui associer ?

-    Solution acide – acide chlorhydrique : (Cl ^–  + H₃O⁺) : Acide fort.

-    On dissout 1,0 x 10 ^{– 2} mole de HCl dans un litre d’eau. Quel est le pH de la solution obtenue ?

-    pH = 2,0.

3)- Les bases fortes dans l’eau.

-    En solution aqueuse, une base est une espèce chimique capable de capter 1 proton au solvant.

-    Une base forte dans l’eau est une base dont la réaction avec l’eau est totale.

-    Si B est une base forte dans l’eau alors :

B  +  H₂O   →  BH⁺  +  OH^–

-    Il ne reste plus de molécule B dans l’eau.

-    Conséquence : H₂O  et   OH^–sont les seules bases présentes dans une solution aqueuse de base forte.

-    Exemples de bases fortes :

-    La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium ou soude, la solution aqueuse d’hydroxyde de potassium, L’ion éthanolate en solution aqueuse.

-    Donner les équations bilans des réactions de ces bases avec l’eau.

NaOH  +  H₂O  →  Na⁺, H₂O  +  OH^–

-    Cela revient à la dissolution d’un composé ionique dans l’eau que l’on peut écrire plus simplement :

-    formule de la soude : (Na⁺  +  OH^–)

-    Autres exemples :

4)- Dilution.

► Application 1.

 On dilue 100 fois une solution d'acide nitrique de pH = 2,80.

 L'acide nitrique est un acide fort.

 Comment procède-t-on pour effectuer cette dilution ?

 Déterminer la valeur du pH de la solution après dilution.

II- Réaction entre un acide fort et une base forte.

1)- Étude quantitative de la réaction entre l’acide chlorhydrique et la soude.

► Application 2.

-    On possède une solution acide S_A (acide chlorhydrique) et une solution basique S_B (la soude ou solution aqueuse d'hydroxyde de sodium).

-    On mélange les deux solutions et on ajoute un volume V_e = 10 mL d'eau, on obtient la solution S.

-    On mesure le pH de la solution S : pH = 1,70.

-    Donner les espèces présentes dans la solution S_A et déterminer les quantités de matières des espèces présentes.

-    Donner les espèces présentes dans la solution S_B et déterminer les quantités de matières des espèces présentes.

-    Donner les espèces présentes dans la solution S et déterminer les quantités de matières des espèces présentes.

-    Compléter le tableau :

► Solution :

-    Espèces présentes dans la solution S_A et déterminer les quantités de matières des espèces présentes :

 Solution d’acide chlorhydrique (acide fort) :

-    Quantité  de matière d’ions hydronium :

-    pH = 1,10

-    Par définition :

-    pH  = – log [H₃O⁺] cette relation est équivalente à [H₃O⁺] = 10 ^{– pH} mol.L^–1

-    [H₃O⁺] = 10 ^{– 1,10} mol.L^–1

-    [H₃O⁺] ≈ 7,9 x 10^–2 mol / L.

-    n (H₃O⁺) = [H₃O⁺] . V_A

-    n (H₃O⁺) ≈ 7,9 x 10 ^–2 x 10 x 10 ^{– 3}

-    n (H₃O⁺) ≈ 7,9 x 10 ^–4 mol

-    Quantité de matière d’ions chlorure :

-    n (Cl ^–) = C_A . V_A ≈ 0,10 x 10 x 10 ^{– 3}

-    n (Cl ^–) = C_A . V_A ≈ 1,0 x 10 ^{– 3} mol

-    Quantité de matière d’ions hydroxyde :

-    pK_e = 14   =>  [OH ^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-    [OH ^–]  = 10 ^{1,10 – 14} mol.L^–1

-    [OH ^–]  ≈ 1,3 x 10 ^–13 mol.L^–1 

-    n (OH ^–) = [OH ^–] . V_A

-    n (OH ^–) ≈ 1,3 x 10 ^–13 x 10 x 10 ^{– 3}

-    n (OH ^–) ≈ 1,3 x 10 ^–15 mol

 Solution de soude (base forte)

-    Quantité  de matière d’ions hydronium :

-    pH = 12,9

-    Par définition :

-    pH  = – log [H₃O⁺] cette relation est équivalente à [H₃O⁺] = 10 ^{– pH} mol.L^–1

-    [H₃O⁺] = 10 ^{– 12,9} mol.L^–1

-    [H₃O⁺] ≈ 1,3 x 10 ^–13 mol / L.

-    n (H₃O⁺) = [H₃O⁺] . V_B

-    n (H₃O⁺) ≈ 1,3 x 10 ^–13 x 10 x 10 ^{– 3}

-    n (H₃O⁺) ≈ 1,3 x 10 ^–15 mol

-    Quantité de matière d’ions hydroxyde :

-    pK_e = 14   =>  [OH^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-    [OH ^–]  = 10 ^{12,9 – 14} mol.L^–1

-    [OH ^–]  ≈ 7,9 x 10 ^–2 mol.L^–1 

-    n (OH ^–) = [OH^–] . V_B

-    n (OH ^–) ≈ 7,9 x 10 ^–2 x 10 x 10 ^{– 3}

-    n (OH ^–) ≈ 7,9 x 10 ^–4 mol

-    Quantité de matière d’ions sodium

-    n (Na⁺) = C_A . V_A ≈ 0,10 x 10 x 10 ^{– 3}

-    n (Na⁺) = C_A . V_A ≈ 1,0 x 10 ^{– 3} mol

 Avant mélange :

 On mélange les deux solutions :

-    Quantité  de matière d’ions hydronium :

-    pH = 1,70

-    Par définition :

-    pH  = – log [H₃O⁺] cette relation est équivalente à [H₃O⁺] = 10 ^{– pH} mol.L^–1

-    [H₃O⁺] = 10 ^{– 1,70} mol.L^–1

-    [H₃O⁺] ≈ 2,0 x 10 ^–2 mol / L.

-    n (H₃O⁺) = [H₃O⁺] . (V_A + V_B + V_e)

-    n (H₃O⁺) ≈ 2,0 x 10 ^–2 x 25 x 10 ^{– 3}

-    n (H₃O⁺) ≈ 5,0 x 10 ^–4 mol

-    Quantité de matière d’ions hydroxyde :

-    pK_e = 14   =>  [OH ^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-    [OH ^–]  = 10 ^{1,7 – 14} mol.L^–1

-    [OH ^–]  ≈ 5,0 x 10^–13 mol.L^–1 

-     n (OH ^–) = [OH ^–] . (V_A + V_B + V_e)

-    n (OH ^–) ≈ 5,0 x 10 ^–13 x 25 x 10 ^{– 3}

-    n (OH ^–) ≈ 1,3 x 10 ^–14 mol

-    Quantité de matière d’ions sodium

-    Elle est inchangée : n (Na⁺) = C_A . V_A ≈ 1,0 x 10 ^{– 3} mol

-    Ce qui change, c’est la concentration des ions sodium.

-    Quantité de matière d’ions chlorure :

-    Elle est inchangée : n (Cl ^–) = C_A . V_A ≈ 1,0 x 10 ^{– 3} mol

-    Ce qui change, c’est la concentration des ions chlorure.

2)- Conséquences et conclusions.

-    Les ions hydroxyde OH ^– réagissent quantitativement avec les ions hydronium H₃O⁺.

-    1,3 x 10 ^–14 mol << 5,0 x 10 ^–4 mol. Les ions hydroxyde sont ultra minoritaires dans le mélange.

-    L’équation bilan de la réaction : H₃O⁺ + OH ^–  →  2 H₂O

-    C’est la réaction inverse de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

-    C’est une réaction : totale, rapide exothermique.

-    Elle dégage Q_r = -55,8 kJ / mol.

-    Les ions chlorure et les ions sodium ne participent pas à la réaction :

-    Ions indifférents ou ions spectateurs.

-    Il y a un transfert de proton de l’ion hydronium H₃O⁺ vers l’ion hydroxyde OH ^–.

-    C’est une réaction acido-basique.

III- Étude pH-métrique de la réaction entre un acide fort et une base forte (TP chimie N° 2).

1)- Étude du graphe pH = f (V_B).

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2)- Point d’équivalence.

a)-  Définition de l’équivalence :

 il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de l’équation de la réaction considérée.

-    Équation bilan de la réaction : H₃O⁺ + OH ^–  →  2 H₂O

-    À l’équivalence :

-    Or : n (H₃O⁺)_{initialement présents}  = C_A . V_A

-    Et n (OH^–)_{ajoutés à l’équivalence} = C_B . V_BE

-    À l’équivalence :

b)-  pH à l’équivalence : à l’équivalence :

-      à 25 °C, pH = 7.

-    Remarque : ceci n’est vrai que pour la réaction entre un acide fort et une base forte.

► Application 3 : pH à l'équivalence.

-    On fait réagir une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C_B = 5,0 x 10 ^–3 mol / L

avec un volume V_A = 10 mL d'acide chlorhydrique de concentration C_A = 1,0 x 10 ^–2 mol / L.

-    Écrire l'équation bilan de la réaction chimique qui se produit. Quels sont les caractéristiques de cette réaction ?

-    Déterminer le volume V_BE de base versée à l'équivalence.

-    Déterminer la valeur du pH de la solution obtenue à l'équivalence.

-    Quelles sont les caractéristiques de cette solution ?

► Solution :

-    Équation  bilan de la réaction chimique :

H₃O⁺ + OH ^–  →  2 H₂O

-    C’est une réaction quasi-totale, rapide.

-    Volume V_BE de base versée à l'équivalence :

-    Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de l’équation de la réaction considérée.

-    À l’équivalence :

-     

-    Valeur du pH de la solution à l’équivalence :

-      à 25 °C, pH = 7.

-    Remarque : ceci n’est vrai que pour la réaction entre un acide fort et une base forte.

-    On est en présence d’une solution de chlorure de sodium. Solution neutre.

c)-  Détermination graphique du point d’équivalence E.

-    Le point d’équivalence, noté E, est le point de la courbe pH = f (V_B) tel que :

-    C’est le point d’inflexion de la courbe pH = f (V_B).

-    On peut déterminer les coordonnées de ce point par la méthode des tangentes.

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d)-  Influence de la concentration.

-    Si l’on diminue les valeurs des concentrations en les gardant égales, à l’équivalence, le pH est toujours égal à 7 mais le saut de pH diminue.

IV- Applications aux dosages.

1)- Principe.

-    Doser une solution aqueuse d’acide fort ou de base forte, c’est déterminer sa concentration.

-    On réalise une réaction acido-basique (réaction rapide, totale) et on détermine la fin du dosage c’est-à-dire l’équivalence acido-basique.

2)- Méthode 1 : utilisation de la courbe pH= f (V_{réactif titrant}).

-    Pour déterminer les coordonnées du point E, on utilise la méthode des tangentes ou la fonction dérivée.

-    On détermine la valeur de V_BE et on en déduit la valeur de C_A.

3)- Méthode colorimétrique : emploi d’un indicateur coloré.

-    Ce sont des indicateurs dont la teinte dépend du pH de la solution.

-    Ils possèdent une zone de virage.

-    Un indicateur coloré convient pour un dosage acido-basique si sa zone de virage contient le pH du point équivalent E.

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V- Applications. Exercices : 10, 11, 15 pages 117 – 118.

1)- Exercice 10 page 117.

2)- Exercice 11 page 117.

3)- Exercice 15 page 118.