1.1. : Acides et bases – solutions acides et basiques
I. Définitions :
▪ Au sens de Bronsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+
▪ Au sens de Bronsted, une base est une espèce chimique capable de capter un proton H+
▪ Une solution aqueuse acide est une solution pour laquelle 𝑝𝐻 < 7 à 25°C.
▪ Une solution aqueuse basique est une solution pour laquelle 𝑝𝐻 > 7 à 25°C.
II. Couples acido-basiques
▪ Lorsqu’un acide perd un proton H+, il se transforme en une espèce chimique capable de capter ce proton, soit en une base.
La base qui se forme est appelée base conjuguée de cet acide.
Demi-équation correspondante : AH(aq) → A-(aq) + H+(aq)
▪ On peut définir un couple 𝐴𝐻/𝐴− (ou 𝐵𝐻+/𝐵) appelé « couple acide/base »
▪ Exemples :
Nom de l’acide Formule de l’acide
Formule de la
base Nom de la base Couple
Chlorure
d’hydrogène HCl Cl- Ion chlorure HCl/Cl-
Acide éthanoïque CH3 – COOH CH3 – COO- Ion éthanoate CH3 – COOH/CH3 – COO- Acide
méthanoïque HCOOH HCOO- Ion méthanoate HCOOH / HCCO-
Acide
carboxylique R – COOH R – COO- Ion carboxylate R–COOH/R–COO-
Ion ammonium NH4+ NH3 Ammoniac NH4+/NH3
Ion
Méthylammonium CH3 – NH4+ CH3 – NH2 amine CH3 – NH4+/ CH3 – NH2
Acide nitrique HNO3 NO3- Ion nitrate HNO3 / NO3-
Acide sulfurique H2SO4 HSO4- Ion
hydrogénosulfate H2SO4 / HSO4-
Dioxyde de
carbone aqueux CO2 , H2O HCO3- Ion
hydrogénocarbonate CO2 , H2O / HCO3-
Eau H2O OH- Ion hydroxyde H2O / OH-
Ion hydronium
Ou oxonium H3O+ H2O Eau H3O+ / H2O
▪ L’eau est une espèce amphotère (ou un amphotlyte) :
elle peut jouer le rôle d’acide (couple H2O/OH-) ou le rôle de base (H3O+ / H2O)
▪ Un polyacide est une espèce chimique qui peut céder plusieurs protons
Cas de H2SO4 : écrire les espèces obtenues lors des pertes de proton. Préciser si l’espèce obtenue est un acide, un ampholyte ou une base.
diacide : H2SO4 ampholyte : HSO4- dibase : SO42-
➢ Exercices I et II de la feuille d’exercices d’application III. Réaction acido-basique :
▪ Une réaction au cours de laquelle la base B d’un couple capte un proton H+ cédé par l’acide HA d’un autre couple est appelée réaction acido-basique.
▪ Exemple : réaction entre l’acide éthanoïque et l’ion hydroxyde :
Couples mis en jeu : 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻/𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− et 𝐻2𝑂/𝑂𝐻− L’acide cède son proton : 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−+ 𝐻+
La basse capte ce proton : 𝑂𝐻−+ 𝐻+ → 𝐻2𝑂
Bilan de la réaction : 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)− → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻2𝑂(𝑙)
▪ Ecrire la réaction qui a lieu entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)→ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞)
IV. Rappel : Notion d’équilibre chimique :
▪ Mise en évidence : on réalise les 2 expériences suivantes :
Réaction 1 : entre 10 mmol d’acide éthanoïque et 10 mmol d’ion hydroxyde.
- Compléter le tableau d’avancement :
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)− → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻2𝑂(𝑙)
Etat initial 0 10 10 0 0
Etat intermédiaire x 10 – x 10 – x x X
Avancement maximal xmax 10 – xmax = 0 10 – xmax = 0 xmax xmax
- Déterminer l’avancement maximal 𝑥𝑚𝑎𝑥
Le mélange étant stoechiométrique, on peut calculer 𝑥𝑚𝑎𝑥 à partir de la 1ère ou la 2ème colonne du tableau : 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 10 𝑚𝑚𝑜𝑙
- On mesure la quantité d’ion éthanoate formé à la fin de la réaction par une méthode expérimentale.
On trouve 𝑥𝑓 = 10 𝑚𝑚𝑜𝑙. Commenter ce résultat
La valeur expérimentale est cohérente : on a bien 𝑥𝑓 = 𝑥𝑚𝑎𝑥
Réaction 2 : entre 10 mmol d’acide éthanoïque et 10 mmol d’ion méthanoate.
- Compléter le tableau d’avancement :
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐻𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)
Etat initial 0 10 10 0 0
Etat intermédiaire x 10 – x 10 – x x X
Avancement maximal x 10 – x = 0 10 – x = 0 x x
- Déterminer l’avancement maximal 𝑥𝑚𝑎𝑥
Le mélange étant stoechiométrique, on peut calculer 𝑥𝑚𝑎𝑥 à partir de la 1ère ou la 2ème colonne du tableau : 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 10 𝑚𝑚𝑜𝑙
- On mesure la quantité d’ion éthanoate formé à la fin de la réaction par une méthode expérimentale.
On trouve 𝑥𝑓 = 2,4 𝑚𝑚𝑜𝑙. Commenter ce résultat On a 𝑥𝑓 < 𝑥𝑚𝑎𝑥
On dirait que toutes les molécules d’acide et de base mises en présence n’ont pas toutes réagi.
- Compléter le tableau d’avancement dans lequel on a fait apparaître l’état final de la réaction 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐻𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)
Etat initial 0 10 10 0 0
Etat intermédiaire x 10 – x 10 – x x X
Etat final xf 10 – xf = 7,6 10 – xf = 7,6 xf = 2,4 xf = 2,4 Avancement maximal xmax 10 – xmax = 0 10 – xmax = 0 xmax = 10 xmax = 10
▪ Conclusion :
Une réaction est dite quasi-totale en faveur des produits si l’avancement final xf de la réaction est quasiment égal à son avancement maximal xmax.
Lorsque xf xmax , les réactifs et les produits sont présents en quantités non négligeables dans l’état final. La réaction est appelée équilibre chimique ou réaction équilibrée.
▪ Convention d’écriture des réactions :
Réaction totale : 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)− → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻2𝑂(𝑙)
Equilibre chimique : 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐻𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)
▪ Un équilibre chimique en solution aqueuse est caractérisé par sa constante de réaction, vraie dans toute solution : 𝐾𝑟 = ∏[𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑖𝑡𝑠 𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛𝑠]
∏[𝑟é𝑎𝑐𝑡𝑖𝑓𝑠 𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛]
- Si 𝐾𝑟> 104 , la réaction peut-être considérée comme totale.
- Si 𝐾𝑟<< 1 (𝐾𝑟 < 10−2) , la réaction de l’acide avec l’eau est dite peu avancée.
- Entre ces deux extrêmes, la réaction est dite « limitée ».
▪ Dans le cas de la réaction 2, cette constante s’exprime de façon suivante : 𝐾2 =[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−]𝑎𝑞⋅ [𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]𝑎𝑞
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]𝑎𝑞⋅ [𝐻𝐶𝑂𝑂−]𝑎𝑞 La valeur de cette constante est : 𝐾2 = 1,0 × 10−1
La réaction est peu avancée et conduit bien à un équilibre chimique.
▪ Déplacement d’un équilibre chimique :
- Lorsqu’on ajoute un réactif, l’équilibre est déplacé vers la droite.
- Lorsqu’on ajoute un produit, l’équilibre est déplacé vers la gauche.
- Généralisation : la réaction qui a lieu a tendance à rétablir l’équilibre perdu en consommant l’espèce ajoutée.
V. pH des solutions
▪ Ion H+ en solution aqueuse :
Dans l’eau, l’ion H+est toujours associé (accroché) à une molécule d’eau. L’entité obtenue est alors H3O+, ion hydronium ou oxonium, qui existe réellement dans l’eau.
Cet ion étant polaire, il est hydraté (entouré de molécules d’eau). On le notera donc 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)+ .
▪ Le pH est défini dans une solution aqueuse par rapport à la concentration en ion oxonium selon la relation :
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔[𝐻3𝑂+]
▪ La concentration en ion oxonium d’une solution aqueuse se calcule de façon suivante, lorsqu’on connait le pH de la solution :
[𝐻3𝑂+] = 10−𝑝𝐻
▪ Produit ionique de l’eau :
L’eau réagit avec elle-même selon l’équation :
2𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂+𝑎𝑞+ 𝑂𝐻𝑎𝑞−
Des ions oxonium 𝐻3𝑂+ et hydroxyde 𝑂𝐻− cohabitent dans toute solution aqueuse.
Leurs concentrations sont liées par la constante d’équilibre : 𝐾𝑒 = [𝐻3𝑂+] ⋅ [𝑂𝐻−] valable dans toute solution aqueuse.
On appelle 𝐾𝑒 le produit ionique de l’eau.
▪ Par analogie à la définition du 𝑝𝐻, on définit 𝑝𝐾𝑒 = −𝐿𝑜𝑔 𝐾𝑒
▪ A 25°C : 𝐾𝑒 = 10−14 et donc 𝑝𝐾𝑒 = 14
▪ Dans l’eau pure où on a l’égalité [𝐻3𝑂+] = [𝑂𝐻−]
(les ions ne proviennent que de l’équilibre d’autodissociation de l’eau) soit 𝐾𝑒 = [𝐻3𝑂+]2
d’où [𝐻3𝑂+] = √𝐾𝑒
ou bien [𝐻3𝑂+] =12𝑝𝐾𝑒 (comme √𝐾𝑒 = (𝐾𝑒)12) à 25°C [𝐻3𝑂+] = √10−14 = 1,0.10−7𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
et 𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔[𝐻3𝑂+] = 7,0
▪ Dans une solution acide, on a majoritairement des ions 𝐻3𝑂+ (apparus lors de la réaction de l’acide dans l’eau) et donc : [𝐻3𝑂+] > [𝑂𝐻−], soit [𝐻3𝑂+]2 > 𝐾𝑒
D’où [𝐻3𝑂+] > √𝐾𝑒 A 25°C [𝐻3𝑂+] >1
2𝑝𝐾𝑒
Et donc 𝑝𝐻 < 7,0 à 25°C
➢ Démontrer pour une solution basique à 25°C, 𝑝𝐻 > 7,0 à 25°C
➢ Exercice III et IV de la feuille exercices d’application
Quelques propriétés de la fonction Logarithme décimale :
𝐿𝑜𝑔 (10𝑥) = 𝑥 10𝐿𝑜𝑔 𝑥= 𝑥
𝐿𝑜𝑔(𝑎 ⋅ 𝑏) = 𝐿𝑜𝑔 𝑎 + 𝐿𝑜𝑔 𝑏 𝐿𝑜𝑔 (𝑎
𝑏) = 𝐿𝑜𝑔 𝑎 − 𝐿𝑜𝑔 𝑏
VI. Réaction des acides avec l’eau – acides forts et acides faibles
1. Définition d’un acide fort et d’un acide faible :
Un acide fort est un acide dont la réaction avec l’eau est totale.
Un acide faible est un acide dont la réaction avec l’eau conduit à un équilibre chimique.
2. Etude de la déprotonation d’acide fort et d’acide faible dans l’eau :
On dissout un acide 𝐴𝐻 dans de l’eau. On note 𝐶 la concentration en soluté apporté de la solution obtenue, 𝑉 le volume de cette solution. On mesure le 𝑝𝐻 de la solution.
▪ Ecrire l’équation de la réaction de déprotonation qui a lieu lorsqu’on introduit un acide 𝐴𝐻 dans l’eau :
▪ Remplir le tableau d’avancement descriptif de cette réaction est en utilisant 𝑥𝑚𝑎𝑥 et 𝑥𝑓 : 𝐴𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐴−(𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂+(𝑎𝑞)
Etat initial 0 𝑛0 Excès 0 0
Etat intermédiaire x 𝑛0− 𝑥 Excès x x
Etat final xf 𝑛0− 𝑥𝑓 Excès xf xf
Avancement maximal xmax 𝑛0− 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 0 Excès xmax xmax
▪ Etablir l’expression de 𝑥𝑚𝑎𝑥 en fonction de 𝐶 et 𝑉.
𝑥𝑚𝑎𝑥 = 𝑛0 = 𝐶 . 𝑉
▪ Etablir l’expression de 𝑥𝑓 en fonction de 𝑝𝐻 et 𝑉 : 𝑥𝑓 = [𝐻3𝑂+]𝑓. 𝑉 = 10−𝑝𝐻. 𝑉
▪ On définit le taux de déprotonation de l’acide par = 𝑥𝑓
𝑥𝑚𝑎𝑥
Ce taux caractérise le pourcentage de molécules d’acide qui ont réagi avec l’eau à l’équilibre (qui se sont dissociée).
Si = 1 (ou 100%), 𝑥𝑓 = 𝑥𝑚𝑎𝑥, l’acide est entièrement déprotoné. On dit que l’acide est fort.
Si < 1 (ou 100%), 𝑥𝑓 < 𝑥𝑚𝑎𝑥, l’acide n’est que partiellement déprotoné. On dit que l’acide est faible.
Exprimer en fonction de 𝑝𝐻 et 𝐶.
=10−𝑝𝐻 𝐶
Calculer de pour deux solutions acides présentées dans le tableau :
Solution 1 Solution 2
Acide dissous 𝐻𝐶𝑙 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
Volume de la solution 𝑉 (L) 1
Concentration 𝐶 (𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1) 1,0 × 10−2
𝑝𝐻 mesuré 2,0 3,4
Conclusion : qualifier l’acide
3. Méthode pour déterminer si un acide est fort ou faible
Un acide est fort si sa réaction de déprotonation avec l’eau est quasi-totale : 𝐴𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐴−(𝑎𝑞)+ 𝐻3𝑂+(𝑎𝑞) On a 𝑥𝑓 = [𝐻3𝑂+]𝑓. 𝑉 et 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 𝐶 . 𝑉
Or, comme la réaction est totale, 𝑥𝑓 = 𝑥𝑚𝑎𝑥 d’où [𝐻3𝑂+]𝑓 = 𝐶
L’acide est fort si le 𝑝𝐻 de la solution vérifie la relation : 𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔𝐶
Un acide est faible si sa réaction de déprotonation avec l’eau conduit à un équilibre chimique : 𝐴𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙)𝐴−(𝑎𝑞)+ 𝐻3𝑂+(𝑎𝑞)
On a 𝑥𝑓 = [𝐻3𝑂+]𝑓. 𝑉 et 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 𝐶 . 𝑉
Or, comme la réaction n’est pas totale, 𝑥𝑓 < 𝑥𝑚𝑎𝑥 D’où [𝐻3𝑂+]𝑓 < 𝐶
L’acide est faible si le 𝑝𝐻 de la solution vérifie la relation : 𝑝𝐻 > −𝐿𝑜𝑔𝐶 VII. Réaction des bases avec l’eau - bases fortes et bases faibles
1. Définition d’une base forte et d’une base faible :
Une base forte est une base dont la réaction de protonation avec l’eau est totale.
Une base faible est une base dont la réaction de protonation avec l’eau conduit à un équilibre chimique.
2. Etude de la protonation de base forte et de base faible dans l’eau :
On dissout une base 𝐵 dans de l’eau. On note 𝐶 la concentration en soluté apporté de la solution obtenue, 𝑉 le volume de cette solution. On mesure le 𝑝𝐻 de la solution.
▪ Ecrire la réaction de protonation de la base avec l’eau :
𝐵(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞)+ + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
▪ Remplir le tableau d’avancement en utilisant 𝑥𝑓 et 𝑥𝑚𝑎𝑥
𝐵(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙) 𝐵𝐻(𝑎𝑞)+ + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
Etat initial 0 𝑛0 0 0
Etat intermédiaire x 𝑛0− 𝑥 x x
Etat final xf 𝑛0 − 𝑥𝑓 xf xf
Avancement maximal xmax 𝑛0 − 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 0 xmax xmax
▪ Etablir l’expression de 𝑥𝑚𝑎𝑥 en fonction de 𝐶 et 𝑉.
𝑥𝑚𝑎𝑥 = 𝑛0 = 𝐶 . 𝑉
▪ Etablir l’expression de 𝑥𝑓 en fonction de 𝑝𝐻, 𝐾𝑒
𝑥𝑓 = [𝑂𝐻−]𝑓. 𝑉 or [𝑂𝐻−]𝑓= 𝐾𝑒
[𝐻3𝑂+]𝑓= 𝐾𝑒
10−𝑝𝐻
D’où 𝑥𝑓 = 𝐾𝑒
10−𝑝𝐻. 𝑉
▪ Etablir l’expression du taux de protonation :
= 𝐾𝑒
−𝑝𝐻
Calculer de pour deux solutions acides présentées dans le tableau :
Solution 1 Solution 2
Acide dissous (𝑁𝑎++ 𝑂𝐻−)𝑎𝑞 𝑁𝐻3
Volume de la solution 𝑉 (L) 1
Concentration 𝐶 (𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1) 1,0 × 10−2
𝑝𝐻 mesuré 12,0 10,9
Conclusion : qualifier la base
3. Méthode pour déterminer si une base est forte ou faible
Une base est forte si sa réaction de protonation avec l’eau est quasi-totale : 𝐵(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐵𝐻+(𝑎𝑞)+ 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) On a 𝑥𝑓 = [𝑂𝐻−]𝑓. 𝑉 = 𝐾𝑒
[𝐻3𝑂+]𝑓. 𝑉 et 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 𝐶 . 𝑉 Or, comme la réaction est totale, 𝑥𝑓 = 𝑥𝑚𝑎𝑥 d’où 𝐾𝑒
[𝐻3𝑂+]𝑓= 𝐶. 𝑉 soit [𝐻3𝑂+]𝑓= 𝐾𝑒
𝐶
La base est forte si le 𝑝𝐻 de la solution vérifie la relation : 𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 (𝐾𝑒
𝐶) = −𝐿𝑜𝑔𝐾𝑒+ 𝐿𝑜𝑔𝐶 soit 𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 (𝐾𝑒
𝐶) = 𝑝𝐾𝑒+ 𝐿𝑜𝑔𝐶 A 25 °C : 𝑝𝐻 = 14 + 𝐿𝑜𝑔 𝐶
Une base est faible si sa réaction de protonation avec l’eau conduit à l’équilibre chimique : 𝐵(𝑎𝑞)+ 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝐻+(𝑎𝑞)+ 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
On a 𝑥𝑓 = [𝑂𝐻−]𝑓. 𝑉 = 𝐾𝑒
[𝐻3𝑂+]𝑓. 𝑉 et 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 𝐶 . 𝑉
Or, comme la réaction n’est pas totale, 𝑥𝑓 < 𝑥𝑚𝑎𝑥 d’où 𝐾𝑒
[𝐻3𝑂+]𝑓< 𝐶. 𝑉 soit [𝐻3𝑂+]𝑓> 𝐾𝑒
𝐶
La base est faible si le 𝑝𝐻 de la solution vérifie la relation : 𝑝𝐻 < −𝐿𝑜𝑔 (𝐾𝑒
𝐶) soit 𝑝𝐻 < 𝑝𝐾𝑒+ 𝐿𝑜𝑔𝐶 A 25 °C : 𝑝𝐻 < 14 + 𝐿𝑜𝑔 𝐶
➢ Exercices V et VI de la feuille exercices d’application
