Acides, bases et sels. Chimie 12

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1 Acides, bases et sels Chimie 12

2 Définitions - Arrhénius Un acide est une substance qui en solution aqueuse libère un ou plusieurs protons H. HCl H O à H Cl H 2O 2 Une base est une substance qui, en solution aqueuse libère un ou plusieurs ions OH-. NaOH H O à Na OH H 2O 2 Un sel est le produit de la réaction entre un acide et une base. NaOH HCl à NaCl H2O 2

3 Limitations Les seules bases sont des hydroxydes R-OH. Arrhénius ne prend pas en compte les gaz HCl NH3 formation de NH4Cl 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 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 5

6 Définitions - Lewis Un acide selon Lewis est une substance qui peut accepter une paire d'électrons d'un autre atome pour former une liaison covalente de coordination. NH3: BF3 NH3BF3 Une base selon Lewis est une substance qui peut donner une paire d'électrons d'un autre atome pour former une liaison covalente de coordination. Fe3 6 H2O [Fe(H2O)6]3 6

7 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, H2SO4 Un acide triprotique libèrera trois protons. Ex. : L'acide phosphorique, H3PO4 Un acide polyprotique libèrera plus d'un proton. 7

8 Les bases polyprotiques Une base monoprotique est une base qui captera un proton. Ex. : L'ammoniaque, NH3 Une base diprotique captera deux protons. 2Ex : L'ion carbonate, CO 3 Une base triprotique captera trois protons. 3 Ex : L'ion phosphate, PO4 Une base polyprotique captera plus d'un proton. 8

9 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. 9

10 Acides courants Acide sulfurique H2SO4 Acide muriatique HCl Acide nitrique HNO3 Acide acétique ou vinaigre CH3COOH nitroglycérine = acide nitrique glycérine 10

11 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. 11

12 Bases courantes L'hydroxyde de sodium ou soude caustique, NaOH L'hydroxyde de potassium ou potasse KOH L'hydroxyde d'ammonium ou ammoniaque, NH4OH potasse fertilisants azotés 12

13 L'eau = acide ou base? NH3 H2O base acide CH3COOH H2O acide à NH4 OH- à CH3COO- H3O base L'eau est un ampholyte ou une substance amphotère : elle est à la fois un acide et une base. 13

14 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, Ke. 14

15 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 HNO3 L'acide chlorhydrique, HCl L'acide sulfurique, H2SO4 L'acide iodhydrique, HI L'acide bromhydrique, HBr L'acide perchlorique, HClO4 15

16 Acide faible Un acide est dit faible lorsque sa réaction avec le solvant est incomplète : HA H2O H3O A L'équilibre est représenté par la constante d'acidité, Ka 16

17 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)3 17

18 Base faible Une base est dit faible lorsque sa réaction avec le solvant est incomplète : B H2O HB OH L'équilibre est représenté par la constante d'acidité, Kb 18

19 Relation entre Ka et Kb Pour la dissolution de l'acide, on a : Pour la dissolution de la base, on a : Si on les multiplie : 19

20 Comparaison des acides Plus un acide est fort, plus Ka est élevée. Plus une base est forte, plus Kb est élevée Ka et Kb 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 Ka ou de Kb : Ils sont tous de la même force effet de nivellement de l'eau. H3O est l'acide le plus fort en solution aqueuse OH- est la base la plus forte en solution aqueuse 20

21 Échelle d'acidité Si la solution est de l'eau pure : -7 [H O ] = [OH ] = 10 M 3 Si on ajoute un acide : HA H O H O A donc [H O ] va augmenter Si on ajoute une base : B H2O OH HB donc [OH ] va augmenter 21

22 Définition du ph Pour une solution neutre, on a : -7 [H3O ] = [OH ] = 10 M ph = 7 Pour une solution acide : -7 [H3O ] > 10 M ph < 7 Pour une solution basique : -7 [H3O ] < 10 M ph > 7 22

23 Exemples de ph 23

24 Mesures de ph Le papier de tournesol Le ph-mètre 24

25 Définition de poh Définition : poh = -log[oh-] Relation entre concentrations et ph/poh : [OH-] = 10-pOH -ph [H3O ] = [H3O ] x [OH ] = 10 ph poh = 14 25

26 Les sels Trois catégories de sel MX M X Sel binaire, MX Ex : KCl K Cl le chlorure de potassium Sel ternaire, MXO MXO M XOle nitrate de Ex. : NaNO3 Na NO3sodium Sel organique, RCOOM RCOOM M RCOO le lactate de calcium C6H10CaO6 Ca2 C6H10O6226

27 Dissolution des sels Sels neutres ph = 7 Sels acides ph < 7 Sels basiques ph > 7 27

28 Calculs de phs - acides forts Acide fort : AH H2O ca excès H3O AcA ca Base forte : B H 2O cb excès OH- HB cb cb [H3O] = ca ph = -log ca [OH-] = cb ph = 14 log cb 28

29 Calculs de phs - acides faibles (1) Acide faible de concentration initiale ca : AH H2O H3O AI ca 0 0 C -x x x E ca - x Ka = [H3O][A-] [AH] x x x2 = ca - x donc x2 Kax - KacA = 0 29

30 Calculs de phs - acides faibles (2) [H3O][A-] Ka = x2 = [AH] donc x2 Kax - KacA = 0 ca - x Résolution : (1) x = 1/2(- Ka /- (Ka2 4KacA)) (2) approximation : ca - x ca donc x2 = caka x = (caka) 30

31 Exemple 1 Si Ka = 1,8 x 10-5 pour l'acide acétique, quel est le ph d'une solution de M d'acide acétique? 31

32 Exemple 2 Si ph = 1,70 pour une solution de 0,100 M d'un acide inconnu, quelle est la valeur de Ka? 32

33 Exemple 3 Quelle masse de NH4Cl produira une solution de 1,50 litres de ph = 4,75? 33

34 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 34

35 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

36 Mode opératoire 36

37 La courbe de titrage 37

38 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. OH A H2O HA n moles n x 0 0 x n 0 x n 0 x n cha x vha = coh x voh 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 7 39

40 Acides et bases faibles Acide faible par base forte Courbe au départ pka = ph½ Indicateur : pka > 7 Base faible par acide fort Courbe au départ pkb = poh½ Indicateur : pka < 7 40

41 Le ph de ½ équivalence Au point de demi-équivalence, les concentrations des deux formes conjuguées sont égales donc pka = ph½ 41

42 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. 42

43 Propriétés des solutions tampons Le ph d'une solution tampon est très stable. Les solutions tampons sont utilisées pour étalonner les ph-mètres. 43

44 Les pluies acides

45 Les pluies acides - 2 Réactifs : dioxyde de soufre, SO2 oxydes d'azote, NOx Produits : acide sulfurique, H2SO4 nitrate d'ammonium, NH4NO3 45

46 Les pluies acides - 3 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% 46

47 Les pluies acides