I- Étude d'un acide faible : l'acide éthanoïque. 1)- L'acide éthanoïque pur. 2)- Étude de la solution aqueuse d'acide éthanoïque. 3)- pH des solutions aqueuses d'acide éthanoïque. 4)- ionisation et dilution. 5)- Récapitulatif.

II- Étude d'une base faible : l'ion éthanoate. 1)- L'éthanoate de sodium. 2)- Basicité de la solution aqueuse d'éthanoate de sodium. 3)- Composition de la solution aqueuse d'éthanoate de sodium.

III- Équilibre chimique de dissociation. 1)- Mise en évidence. 2)- Conséquences.

IV- Couples acide / Base. 1)- L'acide éthanoïque et l'ion éthanoate 2)- Récapitulatif : 3)- Couple acide / base. 4)- Les couples de l'eau. 5)- Mise en solution aqueuse d'un acide ou d'une base. 6)- Cas des acides forts et des bases fortes.

V- Applications.

 

I- Étude d'un acide faible : l'acide éthanoïque.

1)- L'acide éthanoïque pur.

-  L'acide éthanoïque dont le nom commun est acide acétique de formule CH₃COOH

porte le groupement  — COOH caractéristique des acides carboxyliques.

-  Dans les conditions normales de températures et de pression, c'est un liquide incolore d'odeur piquante et  caustique.

-  il brûle la peau. Il ne conduit pas le courant.

-  Sa densité est voisine de celle de l'eau : d ≈ 1,049.

-  Il est miscible à l'eau en toutes proportions.

2)- Étude de la solution aqueuse d'acide éthanoïque.

-  La solution aqueuse d'acide éthanoïque conduit le courant électrique, en conséquence, elle contient des ions.

-  D'autre part, la solution est acide, elle fait virer au jaune le bleu de bromothymol.

-  La dissolution de l'acide éthanoïque dans l'eau est une réaction chimique.

3)- pH des solutions aqueuses d'acide éthanoïque.

-  Les solutions d'acide éthanoïque sont nettement moins acides que celle de l'acide chlorhydrique de même concentration.

-  tableau.

-  Exploitation de la mesure du pH.

 Application 1 :

-  Déterminer la concentration des différentes espèces présentes pour C = 10^–2 mol / L.

-  Donner les espèces majoritaires, minoritaires et ultra minoritaires.

-  Calculer le coefficient de dissociation ou d'ionisation ou le degré d'ionisation α :

► Solution :

-  Inventaire des espèces présentes : CH₃COOH ; CH₃COO^– ; H₃O⁺ ; OH ^– et le solvant H₂O.

-  Pour C = 1,0 × 10^–2 mol / L, pH = 3,4.

-  On peut négliger la réaction d'autoprotolyse de l'eau devant la réaction de dissolution de l'acide éthanoïque.

-  Mesure du pH : pH = 3,4

-  Par définition :

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

-  [H₃O⁺] = 10^{– 3,4} mol.L^–1

-  [H₃O⁺] ≈ 4,0 × 10^–4 mol / L.

-  produit ionique de l'eau :

-  pK_e = 14 à 25 °C

-  [OH^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-  [OH^–]  = 10 ^{3,4 – 14} mol.L^–1

-  [OH^–]  ≈ 2,5 × 10^–11 mol.L^–1 

-  équation d'électroneutralité :

-  [H₃O⁺] = [CH₃COO^–]  + [OH^–] 

-  Or [H₃O⁺] >> [OH^–] 

-  (voir au-dessus : [H₃O⁺] ≈ 4,0 × 10^–4 mol / L et [OH ^–]  ≈ 2,5 × 10^–11 mol.L^–1) 

-  [H₃O⁺] ≈ [CH₃COO ^–] ≈ 4,0 × 10^–4 mol / L

-  équation de conservation de la matière :

-  L'acide éthanoïque dissous, se trouve sous deux formes, soit sous forme de molécule d'acide éthanoïque, soit sous forme d'ion éthanoate.

-  [CH₃COOH] + [CH₃COO^–] = C

-  [CH₃COOH] = C – [CH₃COO^–]

-  [CH₃COOH] ≈ 1,0 × 10^–2  – 4,0 × 10^–4

-  [CH₃COOH] ≈ 9,6 × 10^–3 mol / L

-  Espèce majoritaire : CH₃COOH; espèces minoritaires : CH₃COO^– ; H₃O⁺;

-  Espèce ultra minoritaire : OH^–.

► Coefficient de dissociation :

4)-  ionisation et dilution.

► Application  2 :

-  On dilue 100 fois une solution d'acide éthanoïque de concentration C = 1,0 × 10^–2 mol / L ;

-  Le pH de la solution obtenue est égal à 4,5.

-  Calculer le coefficient d'ionisation de l'acide.

► Solution :

-  Inventaire des espèces présentes : CH₃COOH ; CH₃COO^– ; H₃O⁺ ; OH^–

-  Pour C’ = 1,0 × 10^{– 4} mol / L, pH = 4,5.

-  On peut négliger la réaction d'autoprotolyse de l'eau devant la réaction de dissolution de l'acide éthanoïque.

-  Mesure du pH : pH = 4,5

-  Par définition :

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

-  [H₃O⁺] = 10^{– 4,5} mol.L^–1

-  [H₃O⁺] ≈ 3,2 × 10^–5 mol / L.

-  produit ionique de l'eau :

-  pK_e = 14 à 25 °C

-  [OH ^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-  [OH^–]  = 10 ^{4,5 – 14} mol.L^–1

-  [OH^–]  ≈ 3,2 × 10^–10 mol.L^–1 

-  équation d'électroneutralité :

-  [H₃O⁺] = [CH₃COO^–]  + [OH^–] 

-  Or [H₃O⁺] >> [OH ^–]  (voir au-dessus ) 

-  [H₃O⁺] ≈ [CH₃COO ^–] ≈ 3,2 × 10^–5 mol / L

-  équation de conservation de la matière :

-  L'acide éthanoïque dissous, se trouve sous deux formes, soit sous forme de molécule d'acide éthanoïque, soit sous forme d'ion éthanoate.

-  [CH₃COOH] + [CH₃COO^–] = C’

-  [CH₃COOH] = C’ – [CH₃COO ^–]

-  [CH₃COOH] ≈ 1,0 × 10^–4  – 3,2 × 10^–5

-  [CH₃COOH] ≈ 6,8 × 10^–5 mol / L

-  Espèce majoritaire : CH₃COOH; espèces minoritaires : CH₃COO^– ; H₃O⁺;

-  Espèce ultra minoritaire : OH^–.

-  Coefficient d'ionisation :

-   

5)- Récapitulatif.

-  la réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau est une réaction rapide mais limitée.

-  Une solution aqueuse d'acide éthanoïque contient les espèces suivantes :

-   Espèce majoritaire : CH₃COOH ; espèces minoritaires : : CH₃COO^– ; H₃O⁺;

-  Espèce ultra minoritaire : OH^–

-  On donne à la solution aqueuse la formule de l'espèce majoritaire : CH₃COOH

-  L'acide éthanoïque est un acide faible.

II- Étude d'une base faible : l'ion éthanoate.

1)- L'éthanoate de sodium.

-  L'éthanoate de sodium est un solide ionique blanc de formule statistique CH₃COONa.

-  équation bilan de la réaction de dissolution de l'éthanoate de sodium dans l'eau :

-  Cette réaction est totale tant que la solution n'est pas saturée ce qui est le cas en terminale car :

1,0 × 10^–1 mol / L < C < 1,0 × 10^–6 mol / L.

2)- Basicité de la solution aqueuse d'éthanoate de sodium.

-  Tableau de valeurs :

-  Exploitation du tableau :

-  Les solutions d'éthanoate de sodium sont basiques mais moins basiques que les solutions de soude de même concentration.

-  La réaction de l'ion éthanoate sur l'eau est très limitée.

-  L'ion éthanoate est une base faible.

3)- Composition de la solution aqueuse d'éthanoate de sodium.

► Application 3 :

-  Une solution d'éthanoate de sodium de concentration C = 1,0 × 10^–2 mol / L a un pH = 8,4.

-  Calculer la concentration des différentes espèces présentes et les qualifier.

-  Que peut-on dire de la réaction entre l'ion éthanoate et l'eau ?

-  Calculer le coefficient de protonation α de l'ion éthanoate.

► Solution :

-  Inventaire des espèces présentes : CH₃COOH ; CH₃COO ^– ; H₃O⁺ ; OH ^– ; Na⁺ et le solvant H₂O.

-  Pour C = 1,0 × 10^–2 mol / L, pH = 8,4.

-  On peut négliger la réaction d'autoprotolyse de l'eau devant la réaction entre l'ion éthanoate et l'eau.

-  Équation bilan de la réaction : on met le signe égal : = car la réaction avec l'eau n'est pas totale, elle est limitée.

-  Concentration des ions sodium :

-  [Na⁺] = C = 1,0 × 10^–2 mol / L

-  Mesure du pH : pH = 8,4

-  Par définition :

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

-  [H₃O⁺] = 10^{– 8,4} mol.L^–1

-  [H₃O⁺] ≈ 4,0 × 10^–9 mol / L.

-  produit ionique de l'eau :

-  pK_e = 14 à 25 °C

-  [OH^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-  [OH^–]  = 10 ^{8,4 – 14} mol.L^–1

-  [OH^–]  ≈ 2,5 × 10^–6 mol.L^–1 

-  équation d'électroneutralité :

-  [H₃O⁺] + [Na⁺] = [CH₃COO ^–]  + [OH ^–] (1)

-  Or [H₃O⁺] << [OH ^–] << [Na⁺]  (voir au-dessus ) 

-  On peut négliger la concentration des ions hydroxyde et des ions hydronium devant la concentration des ions sodium.

-   [Na⁺] ≈ [CH₃COO^–]  ≈ 1,0 × 10 ^–2 mol / L

-  équation de conservation de la matière :

-  [CH₃COOH] + [CH₃COO^–] = C

-  [CH₃COO ^–] = C - [CH₃COOH] (2)

-  En combinant (1) et (2).

-  [H₃O⁺] + [Na⁺] ≈ C – [CH₃COOH] + [OH^–] or [Na⁺] = C = 1,0 × 10^–2 mol / L

-  [H₃O⁺] ≈ [OH^–] – [CH₃COOH]

-  [CH₃COOH] ≈ [OH^–] – [H₃O⁺]

-  [CH₃COOH] ≈ 2,5 × 10^–6  – 4,0 × 10^–9

-  [CH₃COOH] ≈ 2,5 × 10^–6 mol.L^–1 

-  Coefficient de protonation α :

-  Espèces majoritaires : CH₃COO^– ; Na⁺ ; espèces minoritaires : CH₃COOH ; OH^–; espèce ultra minoritaire : H₃O⁺

III- Équilibre chimique de dissociation.

1)- Mise en évidence.

 Application 4 :

-  On réalise l'expérience suivante

► Interprétation du phénomène :

-  Quelles sont les espèces présentes dans les solutions A et B ?

-  Calculer la concentration des différentes espèces dans les deux solutions A et B. Les qualifier.

-  Que se passe-t-il au cours de la réaction I ? écrire l'équation bilan de la réaction.

-  Que se passe-t-il au cours de la réaction II ? écrire l'équation bilan de la réaction.

-  Conséquences.

► Solution :

-  Inventaire des espèces présentes :

-  CH₃COOH ; CH₃COO^– ; H₃O⁺ ; OH ^–; Na⁺; Cl^–.

-  Les solutions A et B contiennent les mêmes espèces chimiques.

-  Concentration des différentes espèces chimiques.

  Attention : il faut tenir compte de l'augmentation du volume de la solution.

-   

-  Mesure du pH : pH = 3,5

-  Par définition :

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

-  [H₃O⁺] = 10^{– 3,5} mol.L^–1

-  [H₃O⁺] ≈ 3,2 × 10^–4 mol / L.

-  produit ionique de l'eau :

-  pK_e = 14 à 25 °C

-  [OH ^–]  = 10 ^{pH – pKe} mol.L^–1

-  [OH ^–]  = 10 ^{3,5 – 14} mol.L^–1

-  [OH ^–]  ≈ 3,2 × 10^–11 mol.L^–1 

-  équation d'électroneutralité :

-  [H₃O⁺] + [Na⁺] = [CH₃COO^–]  + [OH^–] + [Cl^–]  (1)

-  Or + [Na⁺] = [Cl^–] et [H₃O⁺] >> [OH^–]  (voir au-dessus ) 

-  On peut négliger la concentration des ions hydroxyde devant la concentration des ions hydronium.

-   [H₃O⁺] ≈ [CH₃COO ^–]  ≈ 3,2 × 10^–4 mol / L

-  équation de conservation de la matière

-   

-  Qualificatifs :

-  Espèces majoritaires : CH₃COOH ; CH₃COO^– ; H₃O⁺ ; Na⁺; Cl^–.  

-  Espèce ultra minoritaire : OH^–

-  Équation bilan de la réaction I :

-  Au cours de la réaction, des ions hydronium ont disparu.

-  Les ions sodium et les ions chlorure ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs.

-   Les ions hydronium réagissent avec les ions éthanoate :

-  équation bilan de la réaction II :

-  c'est une dilution, elle favorise l'ionisation de l'acide éthanoïque.

-  Les ions sodium et les ions chlorure ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs.

2)- Conséquences :

-  Les réactions (1) et (2) sont inverses l'une de l'autre et se produisent simultanément.

-  Elles limitent leurs effets.

-  On est en présence d'un équilibre chimique dynamique.

-  En conséquence, on écrit :

-  Cet équilibre existe : quel que soit le pH, quelles que soient les autres espèces présentes dans la solution.

-  On peut déplacer l'équilibre dans le sens direct  en ajoutant de l'eau.

-  On peut déplacer l'équilibre dans le sens inverse si l'on verse des ions hydronium.

IV- Couples acide / Base.

1)- L'acide éthanoïque et l'ion éthanoate

-  L'acide éthanoïque est un acide faible et l'ion éthanoate est une base faible dans l'eau

-  L'espèce CH₃COOH peut libérer un proton : c'est un acide

-  l'espèce CH₃COO^– peut capter un proton : c'est une base

-  C'est deux espèces CH₃COOH / CH₃COO^– constituent un couple acide / base conjuguée

2)- Récapitulatif :

► Acide :

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

-  AH  →  H⁺ + A ^–

-  Un acide est fort en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est totale :

-  AH  +  H₂O →  H₃O⁺  + A^– 

-  Et pH = – log C si 1,0 × 10^{– 6} mol / L < C < 5,0 × 10^{– 2} mol / L

-  Un acide est faible en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est limitée : équilibre chimique :

-  AH +  H₂O =  H₃O⁺  + A^–  et pH > – log C si 1,0 × 10^{– 6} mol / L < C < 5,0 × 10^{– 2} mol / L

► Base :

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

-  H⁺ + A ^–  →  AH

-  Une base est forte en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est totale :

-  A^–  + H₂O →  OH^–  + AH 

-  Et pH = 14 + log C si 1,0 × 10^{– 6} mol / L < C < 5,0 × 10^{– 2} mol / L

-  Une base est faible en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est limitée : équilibre chimique :

-  A^–  +  H₂O =  OH ^–  + AH 

-  Et pH < 14 + log C si 1,0 × 10^{– 6} mol / L < C < 5,0 × 10^{– 2} mol / L

3)- Couple acide / base.

-  Un couple acide / base est noté : acide / base :

-  Schéma formel : Acide  =  base  +  H⁺

-  Exemples : 

-  AH  =  H⁺ + A^–  Couple  AH / A^– 

-  B  +  H⁺ =  BH⁺  Couple  BH⁺/ B

4)- Les couples de l'eau.

-  l'eau est une base, elle peut capter un proton :

-  H₂O  + H⁺ = H₃O⁺ Couple H₃O⁺ / H₂O

-  l'eau est un acide, elle peut céder un proton :

-  H₂O  =  OH ^–  + H⁺ Couple H₂O / OH ^– 

-  L'eau est l'espèce basique du couple H₃O⁺ / H₂O et l'eau est l'espèce acide du couple H₂O / OH ^–.

-  On dit que l'eau est un amphotère ou ampholyte.

  Toute espèce qui est l'acide d'un couple et base d'un autre couple est dite amphotère ou ampholyte.

5)- Mise en solution aqueuse d'un acide ou d'une base.

-  Exemple : mise en solution aqueuse de l'acide éthanoïque.

-  Les couples acide / base qui interviennent sont :

-  Couple 1 : CH₃COOH / CH₃COO ^–

-  Couple 2 : H₃O⁺ / H₂O

-  Il y a eu un transfert de proton entre le couple 1 et le couple 2.

-  Une réaction acido-basique est une interaction entre deux couples acide / base. Cette réaction se traduit par un transfert de protons.

6)- Cas des acides forts et des bases fortes.

-  Acide fort :

-  L'ion chlorure Cl^– est la base conjuguée de HCl (acide fort) c'est une base indifférente, elle ne réagit pas avec l'eau.

-  Dans l'eau la base conjuguée d'un acide fort est une base indifférente, elle ne réagit pas avec l'eau.

-  Base forte :

-  L'ion éthanolate

-  L'éthanol est l'acide conjugué d'une base forte, c'est un acide indifférent, il ne réagit pas avec l'eau.

-  Dans l'eau l'acide conjugué d'une base forte est un acide indifférent, il ne réagit pas avec l'eau.

-  Remarque importante :

-  Dans une solution d'acide fort ou de base forte, le seul équilibre qui intervient et celui entre les ions : H₃O⁺ et OH ^– 

-  H₃O⁺ + OH ^–  =  2 H₂O  pK_e = 14

-  On dit que l'eau a un effet nivelant.

-  Dans l'eau, il n'existe pas d'acide plus fort que H₃O⁺ et de base plus forte que OH ^–

V- Applications.