ACIDE/BASE I LES ACIDES/BASES. II NOTION DE ph ( potentiel hydrogène)

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1 ACIDE/BASE I LES ACIDES/BASES 1. Définition selon Bronsted En 1923 le chimiste Danois propose les définitions suivantes, toujours satisfaisantes de nos jours : Un acide est une espèce chimique capable de libérer un ou plusieurs protons. Acide H + + Base CH 3 COOH H + + CH 3 COO - H 3 O + H + + H 2 O HCl H + + Cl - H 2 SO 4 2 H SO 4 Une base est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons. Base + H + Acide NH 3 + H + + NH 4 HO - + H + H 2 O CO H + H 2 CO 3 (instable donc CO 2 + H 2 O) 2. Couple Acide/Base Cette définition des acides et des bases associe une base à tout acide et inversement. On dit que B est la base conjuguée de l acide A et que A est l acide conjugué de la base B. A et B forment un couple acide/base, noté A/B, caractérisé par un schéma formel : Acide = H + + Base Le signe = de cette demi-équation acidobasique ( équation protonique) signifie que l on peut l écrire dans les deux sens. Remarque : certaines espèces comme H 2 O peuvent se comporter comme des acides ( H 2 O/HO - ) ou comme des bases ( H 3 O + / H 2 O) selon le milieu dans lequel ils se trouvent. On les appelle des ampholytes ou des espèces amphotères. 3. Transformation acidobasique Une réaction acidobasique met en jeu deux couples A1/B1 et A2/B2, elle est caractérisée par un transfert de proton H + entre un acide et une base de couples différents : A1 = H + + B1 B2 + H + = A2 A1 + B2 = B1 + A2 Exemple : H 3 O + = H + + H 2 O CH 3 COO - H + + = CH 3 COOH H 3 O + + CH 3 COO - = CH 3 COOH+ H 2 O II NOTION DE ( potentiel hydrogène) 1. Définition Les propriétés acide ou basique d une solution aqueuse dépendent de la concentration en ions oxonium H 3 O + qui peuvent varier de quelques mol/l à mol/l. Donc pour simplifier et réduire cette échelle le chimiste Danois Serensen, en 1909, introduit une nouvelle grandeur : le. = - log [H 3 O + ] ou 10 - = [H 3 O + ] Cette relation n est valable que pour les solutions diluées aqueuses où [H 3 O + ] 0,10 mol/l. C est une grandeur sans unité car en réalité on a = - log (activité de H 3 O + ) Solution acide 7 solution basique (à 25 C) [H 3 O + ] en mol/l

2 2. Exemples [H 3 O + ] = 4, mol/l donne = - log [H 3 O + ] = - log 4, = 9,4 [H 3 O + ] = 2, mol/l donne = - log [H 3 O + ] = - log 2, = 12,7 = 12,3 donne [H 3 O + ] = 10 - = 10-12,3 = 5, mol/l = 7,6 donne [H 3 O + ] = 10 - = 10-7,6 = 2, mol/l 3. Mesures Indicateurs colorés : substances dont la couleur varie en fonction du du milieu ( + /- 2 unités ) Indicateur Première couleur Teinte sensible Deuxième couleur PH de la zone de virage Bleu de thymol Rouge Orangé Jaune 1,2 à 2,8 Hélianthine Rouge Orangé Jaune 3,2 à 4,4 Rouge de méthyle Rouge Orangé Jaune 4,8 à 6,0 Bleu de bromothymol Jaune Vert Bleu 6,0 à 7,0 Phénolphtaléine Incolore Rose très pâle Rose violacé 8,0 à 10,0 Tableau des principaux indicateurs utilisés en Chimie Papier :papier imprégné d indicateurs colorés ( +/- 1 unité ) mètre : voltmètre relié à deux électrodes ( ou une combinée) et gradué en unité ( +/- 0,1 unité ). III TRANSFORMATIONS TOTALES OU NON 1. Avancement final et maximal Lorsque le transformation est totale, en fin de réaction, le réactif limitant a totalement disparu. L avancement final est alors égal à l avancement maximal et la réaction inverse n a pas lieu. Exemple : HCl (g) + H 2 O (l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) On dit que HCl est un acide totalement dissocié dans l eau. Dans le cas contraire la transformation est limitée, en fin de réaction, le réactif limitant n a pas entièrement disparu. L avancement final est inférieur à l avancement maximal et la réaction est reversible. Pour symboliser le fait qu une transformation est limitée on utilise le signe égal dans l équation de la réaction. Exemple : CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) = CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) On dit que l acide éthanoique est un acide partiellement dissocié dans l eau. 2. Taux d avancement Afin de déterminer numériquement la fraction de soluté ayant réagi réellement, on définit le taux d avancement final d une réaction : = x f xmax dépend de la nature de l acide et de sa concentration

3 ETAT D EQUILIBRE D UN SYSTEME CHIMIQUE BUT : Faire des mesures de à l aide d un -mètre et mettre en évidence des transformations non totales. I ETALONNAGE DU PH-METRE Voir fiche notice II MESURES DE Placer dans 2 béchers environ 20 ml de solutions aqueuses d acide de concentration C = 1, mol.l -1. Mesurer leur en prenant soin de bien rincer l électrode et de l essuyer entre chaque mesure. Etudions, à présent, ces différentes solutions. III AVANCEMENT MAXIMAL ET FINAL Solution aqueuse D acide chlorhydrique 2,0 D acide éthanoique 3,4 1. Acide chlorhydrique La solution d acide chlorhydrique résulte de la mise en solution dans l eau du chlorure d hydrogène HCl ( voir expérience du jet d eau ). a. Ecrire l équation de la réaction du chlorure d hydrogène gazeux avec l eau : b. Déterminer la quantité de matière initiale de chlorure d hydrogène sachant que l on dispose de 20,0 ml de solution d acide chlorhydrique de concentration C = 1, mol.l -1. c. A partir de la mesure du de la solution d acide chlorhydrique, déterminer la concentration, puis la quantité de matière finale des ions oxonium et établir un tableau d avancement du système chimique. X = 0 X X m X f d. Que vaut x max? e. Que vaut l avancement final x f du système chimique? f. Comparer cette valeur à l avancement maximal x max du système

4 g. La transformation étudiée est-elle totale? Justifier. h. Déterminer le taux d avancement final = x f x max du système. 2. L acide éthanoique a. Citer le couple acide/base auquel appartient l acide dissout étudié. Ecrire la demi équation acidobasique associée à ce couple. CH 3 COOH/ CH 3 COO - CH 3 COOH = H + + CH 3 COO - b. L eau est un ampholyte ; que signifie ce terme? Quel est ici le rôle joué par l eau? Indiquer le couple acide/base correspondant. Ecrire la demi équation acidobasique associée à ce couple. L eau peut jouer le rôle d une base ou d un acide selon le milieu dans lequel il se trouve. Ici CH 3 COOH est l acide donc l eau est la base : H 3 O + = H + + H 2 O avec le couple H 3 O + / H 2 O. c. Ecrire l équation de la réaction acido-basique entre l acide éthanoique et l eau. CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + d. Déterminer la quantité de matière initiale d acide éthanoique. n 0 (CH 3 COOH ) = C.V = 2, mol e. A partir de la mesure du de la solution d acide éthanoique, déterminer la concentration, puis la quantité de matière finale des ions oxonium et établir un tableau d avancement du système chimique. CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + X = 0 2, mol Excès 0 0 X 2, x Excès x x X m 2, x m =0 Excès x m x m X f 2, x f Exces x f x f f. Que vaut l avancement final x f du système chimique? x f = n f (H 3 O + ) = [H 3 O + ].V s = 10 -.V s = 10-3, = 8, mol. g. Comparer cette valeur à l avancement maximal x max du système. x f est donc inférieur à x max h. La transformation étudiée est-elle totale? Justifier. x f n est donc pas égal à x max donc la réaction n est pas totale. i. Déterminer le taux d avancement final = On a donc 0,04 ou 4% x f x max du système. IV REVERSIBILITE D UNE REACTION CHIMIQUE 1. Solution d acide éthanoique Prélever 20,0 ml d une solution d acide éthanoique de concentration C = 1, mol.l -1. Ajouter, avec précaution, deux gouttes d acide éthanoique pur. Agiter et mesurer le de la solution obtenue (on négligera la variation de volume). Dissoudre dans cette solution une pointe de spatule d éthanoate de sodium solide. Agiter et mesurer le de la solution obtenue. initial après ajout d acide après ajout de base diminue PH augmente - 4 -

5 a. Quelles précautions faut-il prendre pour manipuler l acide éthanoique pur et l éthanoate de sodium solide? Blouse, gants, lunettes. b. Comment varie la quantité d ions oxonium après l ajout de l acide éthanoique pur? Le diminue donc [H 3 O + ] augmente. c. Dans quel sens la réaction a-t-elle lieu lors de cet ajout? CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + d. Comment varie la quantité de matière d ions oxonium après l ajout d ions éthanoate? Le augmente donc [H 3 O + ] diminue, ces ions réagissent avec CH 3 COO -. e. Dans quel sens la réaction a-t-elle lieu lors de cet ajout? CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O f. Conclure Les équations sont inverses l une de l autre, la réaction peut avoir lieu dans les deux sens. Ces 4 espèces chimiques coexistent et on a un équilibre chimique. On va donc utiliser le signe égal dans l équation. CH 3 COOH + H 2 O = CH 3 COO - + H 3 O + 2. Solution d acide chlorhydrique Prélever 20,0 ml d une solution d acide chlorhydrique de concentration C = 1, mol.l -1. Dissoudre dans cette solution une pointe de spatule de chlorure de potassium solide (sel). Agiter et mesurer le de la solution obtenue. a. La quantité de matière d ions oxonium varie-t-elle après l ajout d ions chlorure? L ajout de sel ne modifie pas le donc la quantité d ions oxonium ne varie pas. b. Conclure. La réaction du chlorure d hydrogène sur l eau est une réaction chimique à sens unique d équation : HCl (g) + H 2 O (l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) V EFFET DE LA DILUTION Le de 20 ml d une solution aqueuse d acide éthanoique de concentration C 2 = 1, mol.l -1 est de 3,9 Déterminer le taux d avancement final de ce système. Conclure CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + X = 0 C 2.V 2 = 2, mol Excès 0 0 X 2, x Excès x x X m 2, x m =0 Excès x m = 2, mol x m X f 2, x f Excès x f x f = n f (H 3 O + ) = [H 3 O + ].V s = 10 -.V s = 10-3, = 2, mol Conclure : = x f = 0,126 (13%) x max dépend de la concentration de l acide. La dilution favorise la réaction entre l acide et l eau. On dit qu elle favorise l ionisation de l acide

6 LES DOSAGES ACIDO BASIQUE I DEFINITION Doser ( ou titrer) une espèce chimique en solution c est déterminer sa concentration molaire ( son titre) à l aide d une réaction chimique faisant intervenir une autre espèce chimique dont on connaît la concentration. La réaction considérée doit être rapide, totale et unique. II DOSAGE D UNE SOLUTION D ACIDE CHLORHYDRIQUE PAR UNE SOLUTION D HYDROXYDE DE SODIUM 1. Mode opératoire Etalonner le -mètre. Après une mise en milieu, remplir la burette avec la solution d'hydroxyde de sodium de concentration C b = 1, mol.l -1. Régler le zéro. Rincer le bécher. Avec une pipette jaugée préalablement mise en milieu, pipeter un volume V a = 10,0 ml de la solution d'acide chlorhydrique de concentration C a et l'introduire dans le bécher. Le -mètre fonctionnant en lecture continue, verser progressivement la solution d'hydroxyde de sodium dans le bécher et relever le après chaque addition. Remplir le tableau de mesures ci-dessous. 2. Résultats expérimentaux V b (ml) 0 V b (ml) V b (ml) 3. Exploitation des résultats a. Ecrire l équation de la réaction b. Tracer la courbe = f (V b ). c. Déterminer les coordonnées du point d équivalence d. En déduire la nature de la solution à l équivalence. e. Déterminer la concentration de l acide chlorhydrique

7 II DOSADE D UNE SOLUTIOND ACIDE ETHANOIQUE PAR UNE SOLUTION D HYDROXYDE DE SODIUM On souhaite étudier la variation du au cours de la réaction entre une solution d'acide éthanoïque (A) de concentration C A et une solution d hydroxyde de sodium (B) de concentration C B = 1, mol.l Mode opératoire *Etalonnage du -mètre. *Mise en milieu de la burette avec la solution B *Remplir la burette avec (B) ; régler le zéro. *Mise en milieu de la pipette avec la solution A *Pipeter 10 cm 3 de (A) et placer ce volume dans le bêcher. *Placer l'électrode du -mètre dans le bêcher. *Ajouter un peu d eau distillée dans le bêcher de sorte que la soude métrique trempe correctement dans la solution. *Le -mètre fonctionnant en lecture continue, ajouter B et noter à chaque mesure le obtenu après homogénéisation. (Voir tableau). DISPOSITIF 2. Tableau de mesures V b en ml 0 V b en ml V b en ml 3. Exploitation des résultats a. Ecrire l équation de la réaction : b. Tracer la courbe = f(v b ). c. Donner la définition de l équivalence. d. Déterminer le point d équivalence acido-basique E et noter les caractéristiques de ce point V be = E = e. Justifier le caractère acide ou basique du mélange à l équivalence

8 f. Déterminer la concentration de la solution d acide éthanoique g. A V b = V be / 2 on se trouve à la demi-équivalence. Marquer ce point I sur la courbe. Noter les coordonnées de ce point: Quelle remarque faites-vous? V bi = I = Données: pk A du couple CH 3 COOH/CH 3 COO - : 4,8-8 -

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