C5 Cours : pH des solutions Page 1
C5 Cours : pH des solutions
1. Acide/base fort/faible
Un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton H+ Une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton H+ Un(e) acide(base) forte se dissocie totalement dans l’eau.
Base forte à connaitre : solution de soude (appelé aussi hydroxyde de sodium) NaOH
Acide fort à connaitre : solution d’acide chlorhydrique HCl, solution d’acide sulfurique H2SO4, solution d’acide nitrique HNO3
Application 1 : Quels sont les ions présents dans les 4 solutions suivantes ? Solution de soude (hydroxyde
de sodium) acide chlorhydrique acide nitrique acide sulfurique Espèces
chimiques prédominantes
Un(e) acide(base) faible se dissocie très peu dans l’eau.
Les acides et les bases faibles sont très nombreux. A noter que de manière générale les acides carboxyliques (contenant le groupe –COOH) sont des acides faibles et les amines primaires (contenant le groupe -NH2) sont des bases faibles.
Application 2 : Quels sont les espèces chimiques présentes dans les solutions suivantes
Solution de acide éthanoïque méthylamine acide acétique éthylamine Espèces
chimiques prédominantes
2. pH
2.1. Définition
Le pH est la mesure de la concentration de l’ion oxonium H3O+ (noté parfois H+aq ,ion hydronium) pH=-log([H3O+]) qu’on peut aussi écrire [H3O+]=10-pH .
Remarque : ces relations ne sont pas rigoureuse si les solutions sont trop concentrées ([H3O+] > 0,1 mol.L-1) Application 3 : Quel est le pH d’une solution de concentration 0,05 mol.L-1 en ions oxonium ?
Application 4 : Quelle est la concentration en ions oxonium d’une solution de pH = 13 ? pH = 7,3 ? pH = 3,4 ? pH = 1,2 ?
C5 Cours : pH des solutions Page 2 2.2. pKa et classement des acides
Pour tout couple acido-basique AH/B où AH est la forme acide et B la forme basique on définit une constante d’acidité.
𝐾𝑎 = 𝐵 𝐻3𝑂+ 𝐴𝐻
Les tables (cf. livre p 177) donnent pKa = - log(Ka) que l’on peut aussi écrire Ka = 10-pKa
Application 5 : Ecrire l’expression de la constante d’acidité de l’acide éthanoïque. Calculer sa valeur sachant que pKa = 4,8
2.3. Domaine de prédominance
Une solution d’acide éthanoïque de pKa = 4,8 contient majoritairement de l’acide éthanoïque. L’ajout de base (lors d’un dosage par exemple) va transformer l’acide éthanoïque en ions éthanoate. Quel est le lien entre le pH de la solution et le pourcentage d’acide transformé ?
Si la solution a un pH < pKa - 1 alors il y a moins de 10% d’acide transformé : la forme acide est majoritaire la forme basique est minoritaire
Si la solution a un pH > pKa + 1 alors il y a plus de 90% d’acide transformé : : la forme acide est minoritaire la forme basique est majoritaire
Entre pKa – 1 et pKa + 1 les deux formes sont présentes sans qu’aucune ne prédomine.
A pH = pKa on a exactement la même concentration de la forme acide et de la forme basique.
On généralise cela à tous les couples acido-basiques par un diagramme :
Application 6 : Lors du dosage d’un acide faible CH3COOH de pKa=4,8 par une base forte on trouve un pH
= 8,9 à l’équivalence. Quelle est la forme prédominante dans la solution à ce pH?
Lors du dosage d’un acide faible CH3COOH de pKa=4,8 par une base forte on trouve un pH
= 4,8 à la demi-équivalence. Quelle est la forme prédominante dans la solution à ce pH?
pH pKa
AH prédomine B prédomine
AH et B coexistent
C5 Cours : pH des solutions Page 3 Lors du dosage d’une base faible NH3 de pKa=9,2 par un acide fort on trouve un pH = 5,1 à la demi-équivalence. Quelle est la forme prédominante dans la solution à ce pH?
On dose une base faible NH3 de pKa=9,2 par un acide fort. On trouve un pH = 8,0 au cours du dosage. Quelle est la forme prédominante dans la solution à ce pH?
2.4. Classement des acides-bases
Propriété : Plus le pKa est faible plus l’acide est acide ; plus le pKa est grand plus la base est basique.
Application 7 : Classer les solutions suivantes (toutes à la même concentration) de la plus acide à la moins acide : solution d’acide méthanoïque ; solution de chlorure de sodium ; solution d’hydroxyde de sodium ; solution d’ammoniac ; solution de chlorure d’ammonium ; solution d’acide chlorhydrique ; solution de méthanoate de sodium
Données : pKa(HCOOH/HCOO-) = 3,8 et pKa(NH4+/NH3) = 9,2
2.5. Ampholyte
Un ampholyte est une espèce chimique qui se comporte à la fois comme un acide et comme une base. Il appartient à deux couples acido-basiques. Exemples : HCO3-, HPO42-
Application 8 : Quelles sont les deux couples auxquels appartient HCO3- ?
Faire une diagramme de prédominance pour l’ampholyte HCO3- sachant que les pKa de ses deux couples sont 6,4 et 10,3
Cas particulier des acides aminés : Les acides aminés possèdent une fonction amine (-NH2) et une fonction
acide carboxylique(-COOH).
COOH R'
NH2 R
C5 Cours : pH des solutions Page 4 Ils se trouvent en solution sous 3 formes. La prédominance de chaque forme dépend du pH de la solution.
La forme intermédiaire possède une charge négative et une charge positive, on appelle cette forme un amphion ou zwitterion.
2.6. Quelques cas particuliers où on peut déterminer le pH
On peut calculer le pH de certaines solutions en utilisant des formules simples :
Solution de pH = validité
Acide fort (concentration ca) -log(ca) c > 10-6 Base forte (concentration cb) 14+log(cb) c > 10-6 Acide faible (concentration ca) pKa - log(ca)
2 pKa + log(c)≥2
Base faible (concentration cb) pKa + 14 + log(cb)
2 14 - pKa+ log(c)≥2
Mélange d’un acide faible A et
de sa base conjuguée B pKa + log [𝐵]
[𝐴]
Ampholyte pK1 + pK2
2
Si on est pas dans un des cas du tableau alors il faut écrire les équations d’électroneutralité, de conservation de la matière et la loi d’action de masse pour les équilibres mis en jeu.
Dans le cas où l’acide(base) a une concentration très faible (c < 10-8 mol.L-1) alors la solution se comporte comme si l’acide(base) n’est pas présent (pH ≈ 7)
pK2 pH pK1
COOH R'
NH3+
R COO-
R'
NH3+
R COO-
R'
NH2 R
