Chapitre 9 : Les acides et les bases

(1)

Chapitre 9 : Les acides et

les bases

GCI 190 - Chimie Hiver 2013

(2)

Contenu

 Les acides et les bases de Bronsted-Lowry

 Les acides et bases fortes

 Les acides et bases faibles

 L’équilibre acido-basique

 La neutralisation

 Les propriétés acido-basiques des sels et des oxydes

 Les solutions tampons

 Les acides et les bases de Lewis

(3)

Objectifs du chapitre

 Décrire les propriétés des acides/bases de Bronsted- Lowry;

 Les propriétés acido-basiques de l’eau;

 La force des acides et des bases;

 Utiliser les concepts d’équilibre pour déterminer le pH d’une solution;

 Processus de neutralisation et la formation de sels;

 Comprendre l’impact de sels sur le pH d’une solution;

 Comprendre le pouvoir tampon;

 Comprendre la notion d’acide/base de Lewis.

(4)

Lectures recommandées

 Chang et Papillon (2009)

 Chapitre 5 – Les acides et les bases

• pp. 220 – 281

(5)

Les acides et les bases de Bronsted-Lowry

Malone et Dolter, 2010

(6)

Les acides et les bases

 Propriétés des acides

 Goût aigre et piquant;

 Réagissent avec certains métaux pour produire de l’H₂;

 Changement de couleur de certains pigments végétaux;

 Réagissent avec les bases pour former des sels;

 Les solutions acides conduisent l’électricité.

Arrhenius 1884

Par ionisation, un acide en milieu aqueux libère des ions H⁺

(7)

Les acides et les bases

 Acides forts

Acide chlorhydrique en solution HCl _(aq)→ H⁺(aq) + Cl^-_(aq)

 Réagissent avec les métaux

 2HCl _(aq)+Mg_(s)→ H2(g) +MgCl_{2 (aq)}

(8)

Les acides et les bases

 Propriétés des bases

 Goût amer;

 Substances visqueuses;

 Changement de couleur de pigments végétaux;

 Les solutions basiques conduisent l’électricité.

Les bases sont des substances qui, une fois en solution, fournissent des ions OH^-

Hydroxyde de sodium en solution

NaOH_(s) → Na⁺(aq) + OH^-_(aq)

(9)

Les acides et les bases de Bronsted-Lowry

 La définition des acides et des bases proposée par Arrhenius ne s’applique qu’aux solutions aqueuses. En ce sens,

Bronsted et Lowry ont proposé une définition plus générale

Bronsted (1879-1947)

Un acide est un donneur de protons (H⁺) et une base un récepteur de protons

(10)

Les acides et les bases de Bronsted-Lowry

 Les acides de Bronsted-Lowry

HCl _(aq)→ H⁺(aq) + Cl^-_(aq)

HCl _{(aq) +}H₂O_(l)→ H3O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

(11)

Les acides de Bronsted-Lowry

 Monoacides : libération d’un seul proton

 HNO_3(aq)→ H₃O⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)

 CH₃COOH_(aq)↔ H3O⁺_(aq) + CH3COO^-_(aq)

 Diacides : libération (potentielle) de 2 protons

1. H₂SO_4(aq)→ H3O⁺_(aq) + HSO₄^-_(aq)

2. HSO₄^-_(aq)↔ H₃O⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

(12)

Les acides de Bronsted-Lowry

 Triacides : libération (potentielle) de 3 protons

1. H₃PO_4(aq)↔ H₃O⁺_(aq) + H₂PO₄^-_(aq)

2. H₂PO₄^-_(aq)↔ H₃O⁺_(aq) + HPO₄^2-_(aq)

3. HPO₄^2-_(aq)↔ H₃O⁺_(aq) + PO₄^3-_(aq)

(13)

Les bases de Bronsted-Lowry

 Une base est un récepteur de protons

 NaOH_(s) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq) (1)

 OH^-_(aq) + H₃O⁺_(aq) → 2 H2O_(l) (2)

L’ion hydroxyde peut accepter un proton

 NH_3(aq) + H₂O _(l) ↔ NH₄⁺ + OH^-_(aq)

(14)

Les paires acides/bases

 La base résultante du don d’un proton d’un acide est la base conjuguée de l’acide

(15)

Les paires acides/bases

(16)

Les propriétés acido-basique de l’eau

 Capacité d’agir comme un acide et une base (auto-ionisation)

2H₂O_(l) ↔ H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq)

H₂O_(l) + H₂O_(l) ↔ H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq)

A1 + B2 A2 + B1

Globalement, il y a une très faible proportion des molécules d’eau qui s’ionisent…

(17)

Les propriétés acido-basique de l’eau

http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1 5/FG15_01-02.JPG

(18)

Le produit ionique de l’eau

 À l’équilibre :

 Dans l’eau pure, à 25°C, les concentration en ions sont égales = 1.0 X 10^-7 M

] ][

] [ [

] ][

[

2 3 2

3 + − + −

≈

= H O OH

O H

OH O

K

_eau

H

(19)

Le produit ionique de l’eau

 À l’équilibre :

( ¹ ⁰ ^[ ¹⁰

³^-⁷

) ( ^][ ¹ ⁰ ¹⁰ ^]

^-⁷

) ¹⁰

^-¹⁴

eau

X .

OH O

H K

=

≈

⁺ ⁻

10 ^- 14

K eau =

(20)

Le produit ionique de l’eau et les solutions acides/basiques

 Solutions acides : [H₃O⁺]>10^-7 M; pH < 7

 Solutions neutres : [H₃O⁺]= [OH^-] = 10^-7 M; pH = 7

 Solutions basiques : [H₃O⁺]<10^-7 M; pH > 7

pH = -log [H

₃

O

⁺

] = -log [H

⁺

]

(21)

Le produit ionique de l’eau et les solutions acides/basiques

 Parallèlement,

 En combinant, nous obtenons

pOH = -log [OH

^-

]

14 ]))

log([

]) (log([

) 10

log(

]) ][

log([

10 ]

][

[

3

14 3

= +

−

=

−

⇒

=

− +

−

− +

−

− +

pOH pH

OH O

H

OH O

H OH

O H

(22)

L’échelle de pH

(23)

L’échelle de pH

http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1 5/FG15_13.JPG

(24)

La force des acides et des bases

 Les acides ou bases forts sont des électrolytes forts qui s’ionisent complètement (ou presque) dans l’eau

 Les acides et les bases faibles sont des

électrolyses faibles qui s’ionisent très peu dans l’eau

Dans un couple acide/base conjugué si un acide est fort, sa base conjuguée est faible, et vice versa.

(25)

La force des acides et des bases

Chang et Papillon, 2009

(26)

La force des acides et des bases

(27)

Force des acides et des bases

 Pour un acide fort (ou une base forte), il y a ionisation complète de la substance. Donc, la

[H₃O⁺] (ou en OH^-) dépend de la stœchiométrie et de la concentration initiale de l’acide (ou de la

base)

(28)

Force des acides et des bases

 Constante d’ionisation (constante d’équilibre des acides/bases). Soit l’acide suivant (HA) :

HA _(aq) ↔ H⁺(aq) + A^-_(aq)

] [

] ][

[

HA A K _a H

−

= +

(29)

Constantes d’ionisation des acides faibles

Chang et Papillon, 2009

(30)

Constantes d’ionisation des

polyacides

(31)

Structure et acidité

(32)

Relation entre les constantes d’ionisation

 Il est possible de mettre en relation la constante d’ionisation d’un acide faible et de sa base

conjuguée.

 Prenons par exemple l’acide acétique :

 Dissociation de l’acide

CH₃COOH _(aq)+ H₂O↔ CH₃COO^-_(aq)+ H⁺_(aq)

] [

] ][

[

3

COOH CH

COO CH

K

_a

H

−

=

+

(33)

Relation entre les constantes d’ionisation

 La base conjuguée réagit avec l’eau selon : CH₃COO^- _(aq)+ H₂O↔ CH₃COOH_(aq)+ OH^-_(aq)

] [

] ][

[

3

−

=

−

COO CH

COOH CH

K

_b

OH

(34)

Relation entre les constantes d’ionisation

] [

] ][

[ ]

[

] ][

[

3

3 3

3

−

=

+

COO CH

COOH CH

OH COOH

CH

COO CH

K H K

_a _b

10

14

] ][

[

⁺ ⁻

= =

⁻

=

_eau

b

a

K H OH K

K

(35)

La neutralisation des acides et des bases

 La réaction entre un acide et une base est appelée réaction de neutralisation

Eau Sel

base

Acide + → +

O H

NaCl NaOH

HCl

₍_aq₎

+

₍_aq₎

→

₍_aq₎

+

₂

) ( 2 )

( )

(

3

2

) ( )

( aq aq aq l

aq

Cl Na OH Na Cl H O

O

H

⁺

+

⁻aq

+

⁺

+

⁻aq

→

⁺

+

⁻

+

(36)

La neutralisation des acides et des bases

 Acide faible (HCN) + base forte (NaOH)

 Globalement :

O H

NaCN NaOH

HCN

₍_aq₎

+

₍_aq₎

→

₍_aq₎

+

₂

) ( 2 )

( )

(aq

Na

aq

OH

₍ ₎

Na

aq

CN

aq

H O

l

HCN +

⁺

+

⁻aq

→

⁺

+

⁻

+

) ( 2 )

( )

(aq

OH

₍ ₎

CN

aq

H O

l

HCN +

⁻aq

→

⁻

+

(37)

Titrage acido-basique

 Soit la neutralisation d’un acide par une base

À ce point,

=n_acide=n_base=V_base*[base]

(38)

Titrage acido-basique

 Au point de demi-neutralisation, la moitié de l’acide fort est consommé et il y a production

d’une quantité équivalente de base conjuguée;

HA + OH^- → A^- + H₂O

(39)

Titrage acido-basique

 Partant de la définition du K_A

 Transformons en pK_A

 Transformons cette expression

À la demi- neutralisation, ceci

= 0

(40)

Titrage acido-basique

(41)

Les propriétés acido-basiques des sels

 Les sels sont formés par l’action de neutralisation d’un acide par une base. De ce fait, ils sont

constitués d’acide et de base conjugués

 Sels produisant des solutions neutres

 Sels produisant des solutions acides

 Sels produisant des solutions basiques

(42)

Les propriétés acido-basiques des sels

 Les sels sont des électrolytes forts;

 Dans certains cas, les ions réagissent avec les molécules d’eau (réaction d’hydrolyse)

 Influence sur le pH de la solution

(43)

1. Sels → solutions neutres

 Les sels constitués 1) d’un métal alcalin ou alcalino-terreux (IA ou IIA) et 2) d’une base conjuguée d’un acide fort (ex : Cl^-, Br^-, NO₃^-, etc.) ne subissent pas d’hydrolyse

NaOH + HNO₃ →NaNO_3(s)+H₂O NaNO_3(s)→ Na⁺_(aq) + NO_3(aq)^-

(44)

2. Sels → solutions basiques

 La solution d’un sel provenant de la réaction d’une base forte et d’un acide faible est basique

NaOH + CH₃COOH ↔ CH₃COONa_(s) + H₂O CH₃COONa_(s)→ CH₃COO^-(aq) + Na⁺(aq)

(45)

2. Sels → solutions basiques

CH₃COO^-(aq) + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-

Puis que la dissociation de l’acétate de sodium génère des ions hydroxydes, le pH de la solution va augmenter. Ce sel est donc un sel basique.

10 3

3

5 . 6 10

] [

] ][

[

₋

−

= ×

= CH COO

COOH CH

K

_b

OH

(46)

3. Sels → solutions acides

 La solution d’un sel provenant de la réaction d’un acide fort et d’une base faible est acide

HCl + NH₃ ↔ NH₄Cl(s) + H₂O NH₄Cl(s) → NH₄⁺(aq) + Cl^-(aq)

(47)

3. Sels → solutions acides

NH₄⁺(aq) + H₂O ↔ NH₃ (aq) + H⁺(aq)

Puis que la dissociation du chlorure d’ammonium génère des ions hydronium, le pH de la solution va diminuer. Ce sel est donc un sel acide.

10 4

3

5 . 6 10

] [

] ][

[

₋

+

= ×

= NH

O H

K

_a

NH

(48)

Le comportement acido-basique des oxydes

 Les oxydes forment, une fois en solution, des composés acides ou basiques

(49)

Le comportement acido-basique des oxydes

 Les oxydes non métalliques = formation d’acides en solution aqueuse

 CO_{2 (g)} + H₂O_(l) ↔ H2CO_3(aq)

 SO_3(g) + H₂O_(l) → H₂SO_4(aq)

 Les oxydes métalliques = formation de bases en solution aqueuse

 Na₂O_(s) + H₂O_(l) → 2NaOH_(aq)

 BaO_(s) + H₂O_(l) → Ba(OH)_2(aq)

(50)

Les solutions tampon

 Une solution tampon est une solution qui

maintient approximativement le même pH malgré l'addition de petites quantités d'un acide, d'une base ou d'une dilution;

 En général les tampons sont composés d'un acide faible et de sa base conjuguée

(51)

Les solutions tampon

(52)

Les solutions tampon

 Soit la solution tampon suivante :

HClO + H₂O ↔ H₃O⁺_(aq) + ClO^-_(aq)

[ ]

[

⁻

]

+

= ×

ClO K HClO

O

H ]

_a

[

3

(53)

Les solutions tampon

 En réarrangeant :

[ ]

[ ] ^ _ ^

 

− 

−

=

−

⁺ ₋

ClO K HClO

O

H ] log

_a

log log[

3

[ ]

[ ] ^ _ ^

  + 

=

⁻

HClO pK ClO

pH

_a

log

(54)

Les solutions tampon

 De façon générale :

[ ]

[ ] ^ _ ^

  + 

= acide

guée base conju

pK

pH

_a

log

[ ]

[ ] ^ _ ^

  + 

= base conju guée acide

pK

pOH

_b

log

(55)

Les acides et les bases de Lewis

 Un acide de Lewis est une entité chimique dont un des atomes la constituant possède une lacune électronique, ce qui la rend susceptible d'accepter un doublet d'électrons, et donc de créer une liaison covalente avec une base de Lewis;

 Acide de Lewis : accepte un doublet d’électrons

 Base de Lewis : donne un doublet d’électrons

 Un réaction entre une base et un acide de Lewis ne produit pas d’eau ni de sel.

(56)

Les acides et les bases de Lewis

(57)

Les acides et les bases de Lewis

 Réaction de l’eau avec le dioxyde de carbone

(58)

Les acides et les bases de Lewis

 La notion d’acide/base de Bronsted-Lowry est un cas particulier des acides/bases de Lewis

Base de Bronsted-Lowry : accepteur de proton Base de Lewis : donneur d’un doublet d’électron

(59)

En résumé…

 Notion d’acide et de base de Bronsted-Lowry

 Acide : libération de proton(s) (H⁺)

 Base : accepteur de proton(s)

 La force des acides/bases = F(K_a,b)

 K_a*K_b=K_eau

 L’eau peut s’auto-ioniser et former des OH^- et des H₃O⁺

 La concentration de ces éléments dans l’eau est fonction de la constante de dissociation de l’eau (K_eau = 10^-14)

 pH = -log[H₃O⁺]

(60)

En résumé…

 Les sels et les oxydes peuvent être acides ou basiques

 Notion d’acide/base de Lewis

 Acide : accepteur d’un doublet d’électrons

 Base : donneur d’un doublet d’électrons

(61)

Exercices suggérés

 Papillon et Chang (2009)

 Chapitre 5 : 5-3, 5-11; 5-25; 5-35; 5-43; 5-54; 5-72; 5- 100.

Chapitre 9 : Les acides et les bases