Organisation pour la Promotion de l Education Nationale (OPEN)

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I.

CHAPITRE III : ACIDE FAIBLE ET BASE FAIBLE

Définition

- Un acide faible est une espèce chimique qui réagit partiellement avec l’eau en produisant des ions H3O⁺

-

.

Une base faible est une espèce chimique qui réagit partiellement avec l’eau en produisant des ions OH^-.

II. La solution de l’acide éthanoïque

1. L’acide éthanoïque (CH3- COOH)

L’acide éthanoïque appartient à la famille des acides carboxyliques de formule

2.

R-COOH c’est un liquide incolore, corrosif à odeur caractéristique. À l’état pur, l’acide éthanoïque ne conduit pas le courant électrique car il est formé de molécules.

Solution aqueuse d’acide éthanoïque

L’acide éthanoïque est soluble dans l’eau, la solution obtenue est un électrolyte.

Lorsqu’on y introduit le bleu de bromothymol, on observe un changement de couleur montrant la présence des ions hydronium (H3O⁺). La solution d’acide éthanoïque est moins conductrice du courant électrique qu’une solution d’acide chlorhydrique de même concentration à la même température : On dit que l’acide éthanoïqueest un acide faible.

Une solution d’acide éthanoïque de concentration C = 10^-2 mol/l a un PH = 3,4 à 25°C.

Une solution chlorhydrique de même concentration à la même température à un PH = 2.

On a : un PH > - log C. L’acide éthanoïque est donc un acide faible.

Organisation pour la Promotion de l’Education

Nationale (OPEN)

(2)

25375672/75788181/73983030 3. Etude quantitative

En utilisant la solution précédente, montrer que l’acide éthanoïque est partiellement dissout dans l’eau.

L’équation bilan

CH3 – COOH + H2O H3O⁺ + CH3 - COOH^- 2H2O H3O⁺ + OH^-

Bilan : ions CH5COO- ; H3O⁺ + OH^- Molécules : H2O ; CH3-COOH PH> - logC

[H3O⁺] = -10^-PH

[H3O⁺] = 10^-3,4 = 3,98.10^-4 mol/l Du Ke

[OH-] = _[𝑯𝑯^{𝑲𝑲𝑲𝑲}

𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]=𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^{𝟏𝟏𝟏𝟏}^{−𝟏𝟏𝟏𝟏}^−𝟏𝟏

[OH^-] = 2,51.10^-11 mol/l

Electroneutralité : [H3O⁺] = [CH5 -COO^-] [H3O⁺] = [CH3 – COO^-] + [OH^-]

[𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]

[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]=𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^{−𝟏𝟏𝟏𝟏}

𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 = 𝟔𝟔,𝟑𝟑𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟗𝟗

[𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]≪[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]↔[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] = [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻] = [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻] =𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏mol/ L

Conservation de la matière

n(CH3COOH)i = n(CH3COOH)s + n(CH3COO^-

[𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]𝒔𝒔 = 9,6.10

)

𝑪𝑪𝑪𝑪

𝑪𝑪 = ^{𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯}^𝟑𝟑^{−𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯)}_𝑪𝑪 𝒔𝒔+^{𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯}^𝟑𝟑^{−𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶}_𝑪𝑪 ⁻⁾f

𝑪𝑪= [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]𝒔𝒔+ [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]𝒇𝒇 , [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]𝒔𝒔=𝑪𝑪 −[𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]𝒇𝒇

=𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐− 𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏

-3 mol/l

Il existe une relation entre la quantité de matière du corps formé et celle du corps introduit initialement. Le rapport de ces valeurs est appelé coefficient d’ionisation ∝.

∝= 𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻)

𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯)𝒊𝒊= [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]

[𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]𝒊𝒊= [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁻]

𝑪𝑪 = 𝟏𝟏𝟏𝟏^{−𝑷𝑷𝑯𝑯} 𝑪𝑪

(3)

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∝ =𝟏𝟏𝟏𝟏^{−𝐏𝐏𝐏𝐏} 𝐂𝐂

4.

Calculer le coefficient d’ionisation de la solution éthanoïque dans la solution précédente

∝ = ^{𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯}^𝟑𝟑^{−𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶}_𝑪𝑪 ⁻⁾= 𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏

𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 =𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 = 𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗%

L’éthanoate de sodium et sa solution aqueuse (CH3-COONa)

L’éthanoate de sodium est un solide ionique formé d’ion CH3-COO^- ; Na+. Sa mise H2O

en solution est totale. CH3-COONa CH3-COO^-+ Na+. L’ion éthanoate réagit totalement avec l’eau mais de façonpartielle. Une solution d’éthanoate de sodium de concentration 10^-2

5.

mol/l a un Ph = 8,4 à 25°C. Une solution d’hydroxyde à la même concentration, la même température a un PH = 12.

L’ion éthanoate est une base faible car le PH<14 + log Cb.

Etude quantitative

En utilisant la solution d’éthanoate de sodium précédente, déterminer les concentrations de toutes les espèces chimiques en solution et de déduire le coefficient de protonation B de l’ion éthanoate. (B= ∝).

Equationbilan.

H2O

CH3 – COONa CH3 - COO^- + Na⁺ CH3 – COO^- + H2O CH3 – COOH + OH^- 2H2O H3O⁺+ OH^-

Espèces chimiques en solution :

CH3 – COOH ; CH3 – COO^- ; H3O⁺ ; OH^- ; Na⁺ [H3O⁺] = 10^-PH = 10^-8,4

[H3O⁺] = 3,98.10^-9 mol/l Du Ke

[OH^-] = ^{𝑲𝑲𝑲𝑲}

[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] =𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^{𝟏𝟏𝟏𝟏}^{−𝟏𝟏𝟏𝟏}^−𝟗𝟗

[OH^-] = 2,51.10^-6 mol/l

(4)

25375672/75788181/73983030 [Na⁺] = ^{𝒏𝒏(𝑵𝑵𝑵𝑵}

+)

𝑪𝑪 =^{𝑪𝑪 𝑿𝑿 𝑪𝑪}_𝑪𝑪 =𝑪𝑪 , [𝑵𝑵𝑵𝑵⁺] = 𝑪𝑪 =𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐^mol/l

Electroneutralité

[H3O⁺] + [Na⁺] = [OH^-] + [CH3-COO^-] [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]

[𝑵𝑵𝑵𝑵⁺] =

𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟗𝟗

𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 =𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟕𝟕 < 𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]≪[𝑵𝑵𝑵𝑵⁺]

[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] [𝑶𝑶𝑯𝑯⁻] =

𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟗𝟗

𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔 =𝟏𝟏,𝟓𝟓𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟑𝟑 > 𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 [𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]

[𝑵𝑵𝑵𝑵⁺] =

𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔

𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 = 𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 >𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻] = [𝑵𝑵𝑵𝑵⁺]−[𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]

=𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐− 𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔 [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻] =𝟗𝟗,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟑𝟑𝒎𝒎𝒎𝒎𝒎𝒎/𝒎𝒎

Conservation de la matière

n(CH3 – COO^-)i = n(CH3 – COOH)f + n(CH3 – COO^-) 𝑪𝑪.𝑪𝑪

𝑪𝑪 =𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯)𝒇𝒇

𝑪𝑪 +𝒏𝒏(𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻)

𝑪𝑪 𝒔𝒔

𝑪𝑪= [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]𝒇𝒇+ [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]𝒔𝒔 [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]𝒇𝒇=𝑪𝑪 − [𝑪𝑪𝑯𝑯𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]𝒔𝒔 =𝑪𝑪 −(𝑪𝑪 −[𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]) = [𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]

[𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]=[𝑶𝑶𝑯𝑯⁻] =𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔 𝑩𝑩= [𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶𝑯𝑯]

[𝑪𝑪𝑯𝑯_𝟑𝟑− 𝑪𝑪𝑶𝑶𝑶𝑶⁻]𝒊𝒊=[𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]

𝑪𝑪 = 𝟏𝟏𝟏𝟏^{𝑷𝑷𝑯𝑯−𝟏𝟏𝟏𝟏}

𝑪𝑪 = 𝟏𝟏𝟏𝟏^{𝟗𝟗,𝟏𝟏−𝟏𝟏𝟏𝟏} 𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 𝑩𝑩=𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏= 𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐%

Conclusion

Après les deux résolutions, on conclut que la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau est réversible. Il existe donc un équilibre chimique entre l’acide éthanoïque et l’eau, le couple acide base mise en jeu est : CH3 – COOH / CH3 – COO^-

(5)

25375672/75788181/73983030 III.

1.

Les couples de l’eau

-

Définition

Selon Bronsted…un acide est une espèce chimique susceptible de céder un proton H⁺

-

lors d’une réaction chimique.

Une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton H⁺

-

lors d’une réaction.

Soit un acide AH

AH + H2O H3O⁺ + A

-

La 1ère réaction montre que l’eau peut capter un proton H⁺

-

provenant de l’acide dans cette réaction l’eau se comporte comme une base.

Dans la 2ème réaction H3O⁺ joue le rôle d’un acide en cédant son proton H⁺. Ce couple de l’eau est alors H3O⁺/H2

-

O.

Soit A^- une base faible

A^- + H2O⁺ AH + OH^-

Dans ce cas, l’eau se comporte comme un acide en cédant un proton H⁺. La base conjuguée est OH^- qui capte un proton H+ provenant de AH dans la 2^nde réaction. Le couple de l’eau est alors H2O/OH

2.

-

Conclusion

-

En présence d’un acide, l’eau se comporte comme une base.

En présence d’une base l’eau se comporte comme un acide. On dit que l’eau est ampholyte.

IV.

1.

Autres couples acide / base (𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺/𝑵𝑵𝑯𝑯𝟑𝟑) L’ammoniac et sa solution aqueuse

L’ammoniac est un gaz incolore à odeur piquante caractéristique. Il est soluble dans l’eau et la solution obtenue conduit le courant électrique.Une solution ammoniac de concentration C = 10^-2 a un PH = 10,6 à 25°C.

Une solution d’hydroxyde de sodium de même concentration à la mêmetempérature 1

2

(6)

25375672/75788181/73983030 à un PH = 12. On a PH < 14 + log Cb.

L’ammoniac est donc une base faible.

Démontrer à l’aide de la solution précédente que l’ammoniac réagit partiellement avec l’eau.

Equation bilan

NH3 + H2O 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ + OH^- 2H2O H3O⁺+ OH^-

Espèces chimique en solution NH3 , 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ ; H3O⁺ ; OH^-

[H3O⁺] = 10^-PH

[H3O⁺] = 10^-10,6 = 2,51.10^-11mol/l [OH^-] = ^{𝑲𝑲𝑲𝑲}

[𝐏𝐏𝟑𝟑𝐎𝐎+] =𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^{𝟏𝟏𝟏𝟏}^{−𝟏𝟏𝟏𝟏}^{−𝟏𝟏𝟏𝟏}

[OH^-] = 3,98.10^-4 mol/l

Electroneutralité [H3O⁺] + [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = [OH^-] [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]

[𝐎𝐎𝑯𝑯⁻] =

𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^{−𝟏𝟏𝟏𝟏}

𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 = 𝟔𝟔,𝟑𝟑𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟗𝟗 [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]≪[𝐎𝐎𝑯𝑯⁻]→[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = [𝐎𝐎𝑯𝑯⁻] [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = 3,98.10^-4 mol/l

Conservation de la matière n(NH3)i = n[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] + n(NH3)s C = [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] + [NH3]s

[NH3]s = C - [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = 10^-2 – 3,98.10^-4 [NH3]s = 9,6.10^-3

∝ = 3,98.10

mol/l

∝ = [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟑𝟑] =

𝟏𝟏𝟏𝟏^{𝑷𝑷𝑯𝑯−𝟏𝟏𝟏𝟏}

𝑪𝑪 =𝟏𝟏𝟏𝟏𝟏𝟏𝟏𝟏,𝟔𝟔−𝟏𝟏𝟏𝟏

𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐

-2 = 3,98%

(7)

25375672/75788181/73983030 2. Le chlorure d’ammonium et sa solution aqueuse

Le chlorure d’ammonium est un solide ionique formé de l’ion 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ et Cl^-. Sa mise en solution est totale.

H2O

NH4Cl 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ + Cl^-,l’ion d’ammonium réagit partiellement avec l’eau. Une solution de chlorure d’ammonium de [ ] = C = 10^-2 mol/l a un PH = 5,6 à 25°C.

Une solution d’acide chlorhydrique de même concentration a la même température à un PH = 2. L’ion ammonium est donc un acide faible car PH > - log Ca. En utilisant cette solution de chlorure d’ammonium, déterminer les concentrations de toutes les espèces chimiques en solution et déduire le coefficient ∝.

Equation H2O

NH4Cl 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ + Cl^- 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ + H2O H3O⁺ + NH3

2H2O H3O⁺ + OH^-

Bilan des espèces

H3O⁺ , OH^- , NH3 Cl^- ; 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺

[H3O⁺] = 10^-PH = 10^-5,6 = 2,51.10^-6 mol/l n(Cl^-) = n(NH4Cl)

[Cl^-] = C = 10^-2 mol/l

Electroneutralité

[H3O⁺] + [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = [Cl^-] + [OH^-] [𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]

[𝑪𝑪𝒎𝒎⁻] =

𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟗𝟗

𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 = 𝟑𝟑,𝟗𝟗𝟗𝟗.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟕𝟕 <𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 [𝑶𝑶𝑯𝑯⁻]≪[𝑪𝑪𝒎𝒎⁻]

[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] [𝑪𝑪𝒎𝒎⁻] =

𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔

𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐 =𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 > 𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] +[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = [𝑪𝑪𝒎𝒎⁻]

[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = [𝑪𝑪𝒎𝒎⁻]− [𝑯𝑯𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] =𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐− 𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔

(8)

25375672/75788181/73983030 [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = 9,99.10^-3 mol/l

Conservation de la matière n(𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺) = n(NH3) + n(𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺)

[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] = [𝑵𝑵𝑯𝑯𝟑𝟑] + [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] 𝑪𝑪= [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟑𝟑] + [𝑵𝑵𝑯𝑯𝟏𝟏+]

[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟑𝟑] =𝑪𝑪 −[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺]

=𝑪𝑪 −[𝑪𝑪𝒎𝒎⁻]−[𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] =𝑪𝑪 − 𝑪𝑪+ [𝑯𝑯𝟑𝟑𝑶𝑶⁺]

[𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟑𝟑] = [𝑯𝑯_𝟑𝟑𝑶𝑶⁺] =𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟔𝟔mol/l

∝= [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟑𝟑] [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺] =

𝟏𝟏𝟏𝟏^{−𝑷𝑷𝑯𝑯}

𝑪𝑪 = 𝟏𝟏𝟏𝟏^{−𝟓𝟓,𝟔𝟔} 𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐

∝ =𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟏𝟏 𝒎𝒎𝒐𝒐 ∝= 𝟐𝟐,𝟓𝟓𝟏𝟏.𝟏𝟏𝟏𝟏^−𝟐𝟐%

L’ion d’ammonium réagit partiellement avec l’eau pour donner l’ion H3O⁺ et de l’ammoniac.

Il existe un équilibre chimique entre la forme acide et la forme basique. On a le couple [𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺]/NH

3.

3

Quelques exemples de couple acide/base

Sur 100.000 ions 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺introduit 25 ont réagi avec l’eau ( = 0,0025%)

En solution dans l’eau, le chlorure d’ammonium se retrouve majoritairement sous la forme 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺/Cl^-

NH3 est la base conjuguée de 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺ Nous avons donc le couple acide / base 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺/NH3

Exemple de couple acide/base.

Couple acide/base 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺/NH3 Ion ammonium / ammoniac C6H5 – COOH/C6H6 – COO^- Acide benzoïque / ion benzoate

CH2Cl – COOH / CH2Cl – COO^- Acide monochloroéthanoïque / ion monochloroéthanoate

HCN/CN^- Acide cyanhydrique / ion cyanure

CH3 - COOOH/CH3 – COO^- Acide éthanoïque / ion éthanoate

(9)

25375672/75788181/73983030 C2H5 - 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺/ C2H5 - NH2 Ion éthylammonium / éthylamine

HF/F^- Acide fluorhydrique / ion fluorure

H – COOH / H – COO^- Acide méthanoïque / ion méthanoate CH3 - 𝑵𝑵𝑯𝑯_𝟏𝟏⁺/ CH3 – NH2 Ion méthylamonium / méthylamine HNO2/NO^2- Acide nitreux / ion nitrite

H3PO4/H2𝑷𝑷𝑶𝑶_𝟏𝟏⁻ Acide orthophosphorique / ion dihydrogéno-orthophosphate 𝑯𝑯𝟐𝟐𝑷𝑷𝑶𝑶_𝟏𝟏⁻/𝑯𝑯𝑷𝑷𝑶𝑶_𝟏𝟏^𝟐𝟐− Ion dihydrogéno-orthophosphate / ion monohydrogéno-

orthophosphate

𝑯𝑯𝑷𝑷𝑶𝑶_𝟏𝟏^𝟐𝟐−/𝑷𝑷𝑶𝑶_𝟏𝟏^𝟑𝟑− Ion monohydrogénoorthophosphate / ion orthophosphate H2S / HS^- Sulfure d’hydrogène / ion hydrogénosulfure

HS^-/S^2- Ion hydrogénosulfure / ion sulfure

V.

1.

Les acides forts et faible et les bases fortes et faibles

-

Les acides forts et les bases fortes.

Les acides forts réagissent totalement avec l’eau pour donner une solution qui contient un seul acide H3O⁺

-

(exception faite de l’eau). On a la réaction PH = -logCa

Les bases fortes réagissent totalement avec l’eau pour donner une solution contenant une seule base OH^- (exception faite de l’eau) PH = 14 + logCb.

2.

-

Les acides faibles et les faibles

Les acides faibles réagissent partiellement avec l’eau pour donner une base conjuguée et des ions H3O⁺. Dans ces solutions, on a 2 types d’acides qui sont l’acide faible et le H3O⁺

-

, on a la réaction PH > -logCa.

Les bases faibles réagissent partiellement avec l’eau pour donner un acide conjugué et OH^-. Dans ces solutions, on a la présence de 2 bases qui sont la base faible et OH^-. On a la relation : PH <14 + log Cb.