Acides, bases et sels. Chimie 12 chapitre 4

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1 Acides, bases et sels Chimie 12 chapitre 4

2 Définitions - Arrhénius Un acide est une substance qui en solution aqueuse libère un ou plusieurs protons H +. HCl + H 2 O à H + + Cl - + H 2 O Une base est une substance qui, en solution aqueuse libère un ou plusieurs ions OH -. NaOH + H 2 O à Na + + OH - + H 2 O Un sel est le produit de la réaction entre un acide et une base. NaOH + HCl à NaCl + H 2 O Chimie 12 - chapitre 4 2

3 Limitations Les seules bases sont des hydroxydes R-OH. Arrhénius ne prend pas en compte les gaz HCl + NH 3 formation de NH 4 Cl Chimie 12 - chapitre 4 3

4 Définitions - Brønsted-Lowry Un acide est une substance (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons H + Une base est une substance (molécule ou ion) capable de capter un ou plusieurs protons H Chimie 12 - chapitre 4 4

5 Acide et base conjugués Un acide et une base sont dits conjugués lorsqu'ils diffèrent d'un proton. L'acide est le composé qui possède le proton supplémentaire La base est le composé qui a un proton de moins Chimie 12 - chapitre 4 5

6 Les acides polyprotiques Un acide monoprotique est un acide qui libèrera un proton. Ex. : L'acide chlorhydrique, HCl Un acide diprotique libèrera deux protons. Ex. : L'acide sulfurique, H 2 SO 4 Un acide triprotique libèrera trois protons. Ex. : L'acide phosphorique, H 3 PO 4 Un acide polyprotique libèrera plus d'un proton Chimie 12 - chapitre 4 6

7 Les bases polyprotiques Une base monoprotique est une base qui captera un proton. Ex. : L'ammoniaque, NH3 Une base diprotique captera deux protons. Ex : L'ion carbonate, CO 3 2- Une base triprotique captera trois protons. Ex : L'ion phosphate, PO 4 3- Une base polyprotique captera plus d'un proton Chimie 12 - chapitre 4 7

8 Propriétés des acides Les acides réagissent avec les bases Les acides sont des électrolytes Les acides réagissent avec certains métaux pour produire de l'hydrogène Les acides réagissent avec le papier de tournesol qui devient rouge Les acides ont un goût acide Chimie 12 - chapitre 4 8

9 Acides courants Acide sulfurique H 2 SO 4 Acide muriatique HCl Acide nitrique HNO 3 Acide acétique ou vinaigre CH 3 COOH nitroglycérine = acide nitrique + glycérine Chimie 12 - chapitre 4 9

10 Propriétés des bases Les bases réagissent avec les acides Les bases sont des électrolytes Les bases sont glissantes au toucher. Les bases réagissent avec le papier de tournesol qui devient bleu Les bases ont un goût amer Chimie 12 - chapitre 4 10

11 Bases courantes L'hydroxyde de sodium ou soude caustique, NaOH L'hydroxyde de potassium ou potasse KOH L'hydroxyde d'ammonium ou ammoniaque, NH 4 OH potasse fertilisants azotés Chimie 12 - chapitre 4 11

12 L'eau = acide ou base? NH 3 + H 2 O à NH OH - base acide CH 3 COOH + H 2 O à CH 3 COO - + H 3 O + acide base L'eau est un ampholyte ou une substance amphotère : elle est à la fois un acide et une base Chimie 12 - chapitre 4 12

13 L'autoprotolyse de l'eau Une solution d'eau a une conductivité non nulle : des ions existent en solution. C'est une réaction incomplète qui va atteindre un équilibre L'équilibre est caractérisé par la constante, K e Chimie 12 - chapitre 4 13

14 Acide fort Un acide est dit fort lorsque sa réaction avec le solvant est complète : HCl(g) à H + (aq) + Cl - (aq) Six acides sont dits forts : L'acide nitrique HNO 3 L'acide chlorhydrique, HCl L'acide sulfurique, H 2 SO 4 L'acide iodhydrique, HI L'acide bromhydrique, HBr L'acide perchlorique, HClO Chimie 12 - chapitre 4 14

15 Acide faible Un acide est dit faible lorsque sa réaction avec le solvant est incomplète : HA + H 2 O H 3 O + + A - L'équilibre est représenté par la constante d'acidité, K a Chimie 12 - chapitre 4 15

16 Base forte Une base est dite forte lorsque sa réaction avec le solvant est complète : NaOH(s) à Na + (aq) + OH - (aq) Les bases fortes les plus courantes sont : Les hydroxydes de métal : NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, Zn(OH) Chimie 12 - chapitre 4 16

17 Base faible Une base est dit faible lorsque sa réaction avec le solvant est incomplète : B + H 2 O HB + + OH - L'équilibre est représenté par la constante d'acidité, K b Chimie 12 - chapitre 4 17

18 Relation entre K a et K b Pour la dissolution de l'acide, on a : Pour la dissolution de la base, on a : Si on les multiplie : Chimie 12 - chapitre 4 18

19 Comparaison des acides Plus un acide est fort, plus K a est élevée. Plus une base est forte, plus K b est élevée K a et K b sont inversement proportionnels donc plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. Les acides ou les bases qui ont une réaction de dissociation complète n'ont pas de K a ou de K b : Ils sont tous de la même force effet de nivellement de l'eau. H 3 O + est l'acide le plus fort en solution aqueuse OH - est la base la plus forte en solution aqueuse Chimie 12 - chapitre 4 19

20 Échelle d'acidité Si la solution est de l'eau pure : [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Si on ajoute un acide : HA + H 2 O H 3 O + + A - donc [H 3 O + ] va augmenter Si on ajoute une base : B + H 2 O OH - + HB + donc [OH - ] va augmenter Chimie 12 - chapitre 4 20

21 Définition du ph Pour une solution neutre, on a : [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M ph = 7 Pour une solution acide : [H 3 O + ] > 10-7 M ph < 7 Pour une solution basique : [H 3 O + ] < 10-7 M ph > Chimie 12 - chapitre 4 21

22 Exemples de ph Chimie 12 - chapitre 4 22

23 Mesures de ph Le papier de tournesol Le ph-mètre Chimie 12 - chapitre 4 23

24 Définition de poh Définition : poh = -log[oh - ] Relation entre concentrations et ph/poh : [OH - ] = 10 -poh [H 3 O + ] = 10 -ph [H 3 O + ] x [OH - ] = ph + poh = Chimie 12 - chapitre 4 24

25 Les sels Trois catégories de sel Sel binaire, MX MX M + + X - Ex le chlorure de : KCl K + + Cl - potassium Sel ternaire, MXO MXO M+ + XOle nitrate de Ex. : NaNO sodium 3 Na NO 3 Sel organique, RCOOM le lactate de calcium RCOOM M + + RCOO - C 6 H 10 CaO 6 Ca C 6 H 10 O Chimie 12 - chapitre 4 25

26 Dissolution des sels Sels neutres ph = 7 Sels acides ph < 7 Sels basiques ph > Chimie 12 - chapitre 4 26

27 Calculs de phs - acides forts Acide fort : AH + H 2 O H 3 O + + A - c A excès c A c A [H 3 O + ] = c A ph = -log c A Base forte : B + H 2 O OH - + HB + c B excès c B c B [OH - ] = c B ph = 14 + log c B Chimie 12 - chapitre 4 27

28 Calculs de phs - acides faibles (1) Acide faible de concentration initiale c A : AH + H 2 O H 3 O + + A - I c A 0 0 C - x x x E c A - x x x [H 3 O + ][A - ] x 2 K a = = donc x 2 + K a x - K a c A = 0 [AH] c A - x Chimie 12 - chapitre 4 28

29 Calculs de phs - acides faibles (2) [H 3 O + ][A - ] x 2 K a = = donc x 2 + K a x - K a c A = 0 [AH] c A - x Résolution : (1) x = 1/2(- K a +/- (K a 2 + 4K a c A )) (2) approximation : c A - x c A donc x 2 = c A K a x = (c A K a ) Chimie 12 - chapitre 4 29

30 Exemple 1 Si K a = 1,8 x 10-5 pour l'acide acétique, quel est le ph d'une solution de M d'acide acétique? Chimie 12 - chapitre 4 30

31 Exemple 2 Si ph = 1,70 pour une solution de 0,100 M d'un acide inconnu, quelle est la valeur de K a? Chimie 12 - chapitre 4 31

32 Exemple 3 Quelle masse de NH 4 Cl produira une solution de 1,50 litres de ph = 4,75? Chimie 12 - chapitre 4 32

33 Les titrages Principe : à l'aide d'une réaction complète faisant intervenir une solution de concentration connue, on détermine la concentration d'une solution inconnue de volume fixé. HA + OH - A - + H 2 O n moles n x x x x 0 n n n c HA x v HA = c OH x v OH Chimie 12 - chapitre 4 33

34 Mode opératoire Chimie 12 - chapitre 4 34

35 La courbe de titrage Chimie 12 - chapitre 4 35

36 Les indicateurs - 1 Les indicateurs sont des bases ou des acides organiques faibles dont les formes conjuguées sont de couleurs différentes. Dans une solution très acide, l'indicateur sera sous sa forme acide. Dans une solution très basique, l'indicateur sera sous sa forme basique un indicateur change de couleur lorsque ph = pka Chimie 12 - chapitre 4 36

37 Les indicateurs - 2 Nom pka acide base virage Bleu de thymol 1.7 rouge jaune Méthyljaune 3.3 rouge jaune Méthylorange 3.7 rouge orange Méthylrouge 5.2 rouge jaune Bleu de bromothymol 7.0 jaune bleu Bleu de thymol 8.9 jaune bleu Phénolphtaléine 9.6 incolore rose Chimie 12 - chapitre 4 37

38 Le ph de ½ équivalence Au point de demi-équivalence, les concentrations des deux formes conjuguées sont égales donc pka = ph ½ Chimie 12 - chapitre 4 38

39 Acides et bases fortes Acide fort par base forte Départ très acide Pente abrupte Indicateur : pka 7 Base forte par acide fort Départ très basique Pente abrupte Indicateur : pka Chimie 12 - chapitre 4 39

40 Acides et bases faibles Acide faible par base forte Courbe au départ pka = ph ½ Indicateur : pka > 7 Base faible par acide fort Courbe au départ pkb = poh ½ Indicateur : pka < Chimie 12 - chapitre 4 40

41 Les solutions tampons Une solution tampon est une solution contenant un acide faible et sa base conjuguée, ou une base faible et son acide conjugué, en quantités importantes Chimie 12 - chapitre 4 41

42 Propriétés des solutions tampons Le ph d'une solution tampon est très stable. Les solutions tampons sont utilisées pour étalonner les ph-mètres Chimie 12 - chapitre 4 42

43 Les pluies acides - 1 Réactifs : dioxyde de soufre, SO 2 oxydes d'azote, NO x Produits : acide sulfurique, H 2 SO 4 nitrate d'ammonium, NH 4 NO Chimie 12 - chapitre 4 43

44 Les pluies acides - 2 Provenance du dioxyde de soufre : Industries : 68% Services publics d'électricité : 27% Transports : 4% Carburants : 2% Provenance des oxydes d'azote : Transports : 60% Industries : 25% Services publics d'électricité : 11% Carburants : 3% Chimie 12 - chapitre 4 44

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