1. Les notions à acquérir

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1 OS 1. Les notions à acquérir 1.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser dans ce chapitre monoacide polyacide diacide triacide acide fort acide faible monobase polybase dibase tribase base forte base faible ampholyte constante d acidité pka constante de basicité couple acide/base pkb acide conjugué base conjuguée 1.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de Définir ce qu est un acide et une base Reconnaître un acide et une base à partir de leur formule brute ou de leur nom Déterminer si une espèce chimique est un acide fort, un acide faible, une base forte ou une base faible aussi bien à partir d une formule brute que du nom de l espèce chimique. Ecrire l équation équilibrée de la réaction de dissociation (déprotonation) d un acide fort et d un acide faible. Ecrire l équation équilibrée de la réaction d une base forte et d une base faible avec l eau (protonation). Identifier les couples acide/base présents dans les réactions de protonation et déprotonation des acides et des bases. Ecrire l expression, trouver la valeur dans la table CRM ou de calculer la valeur de la constante d acidité ou de basicité d un équilibre impliquant un acide ou une base faible. 2. Les acides et les bases selon Bronsted En 192, le chimiste danois Johannes Bronsted proposa des définitions plus générales que celles que nous avons vu dans le cours de deuxième année (théorie d Arrhénius) pour les acides et les bases. Voici selon Bronsted la définition d un acide et d une base :

2 2.1 Les acides OS Un acide est une espèce chimique capable de libérer au moins un proton H. Les acides de Bronsted comprennent donc toutes les substances que nous considérons habituellement comme des acides. Par exemple, lorsqu une molécule de HCl (chlorure d hydrogène) est dissoute dans l eau, elle libère un proton qui s associe avec une molécule d eau voisine : HCl ( H 2 O (l) H O ( Cl ( Comme HCl libère un proton, il est un acide selon la définition de Bronsted (acide chlorhydrique). La définition de Bronsted s applique aussi à la réaction du chlorure d hydrogène gazeux avec le gaz ammoniac, qui produit une fumée blanche, le chlorure d ammonium solide. HCl (g) NH (g) NH 4 Cl (s) (fumée blanche) (NH 4 Cl ) Le proton H cédé par HCl (acide) a été capté par l ammoniac NH Cette définition inclut aussi la possibilité qu un ion soit un acide. Exemples : A) L ion hydronium H O peut céder un proton à un ion OH dans l autoprotolyse de l eau. H O ( OH ( 2 H 2 O L ion H O est un acide selon Bronsted. B) L action de l acide sulfurique H 2 SO 4 sur l eau (un polyacide). 2.2 Les bases H 2 SO 4 2 H 2 O 2 H O SO 4 2 Une base est une espèce chimique pouvant capter au moins un proton H. Les bases de Bronsted comprennent toutes les substances que nous considérons habituellement comme des bases. Exemples : A) Lorsque l hydroxyde de sodium se dissout dans l eau : NaOH (s) Na ( OH ( C est l ion hydroxyde OH qui va jouer le rôle de base selon Bronsted, dans la réaction avec un ion hydronium, car il capte un proton. H O ( OH ( 2 H 2 O Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 2

3 OS Le ion Na, qui n a aucune tendance à accepter ou céder un proton, est dit indifférent ou aprotique. B) L ammoniac se dissout dans l eau selon la réaction : NH ( H 2 O (l) NH 4 ( OH ( L ammoniac est donc une base de Bronsted. C) L ion acétate (éthanoate) CH COO dans l eau est une base de Bronsted : CH COO ( H 2 O (l) CH COOH OH ( Exemples de polybases dans l eau. A) L ion sulfure S 2 B) L ion carbonate CO 2 S 2 ( H 2 O (l) HS ( OH ( HS ( H 2 O (l) H 2 S ( OH ( CO 2 ( H 2 O (l) HCO ( OH ( H CO ( H 2 O (l) H 2 CO ( OH (. Les réactions acidebase et les couples acide/base A partir de maintenant, nous nous occuperons que des réactions acidebase en solutions aqueuses, dans lesquelles l eau joue un rôle essentiel. A) Considérons, par exemple, l action de l acide acétique sur l eau : CH COOH ( H 2 O (l) CH COO ( H O ( Cette réaction peut être considérée comme la somme de deux réactions. (1) L acide libère son proton : CH COOH ( CH COO ( H ( Dans ce cas l ion CH COO est une base puisque, théoriquement, il est susceptible de capter un proton pour reformer l acide (réaction inverse). L acide CH COOH est donc associé à la base CH COO, on dit que CH COO est la base conjuguée de l acide CH COOH et qu ils forment un couple acidebase conjuguée que l on note : CH COOH / CH COO acide 1 base 1 Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau

4 (2) Le proton (H ) est capté par une molécule d eau : OS H ( H 2 O (l) H O ( L eau joue ici le rôle de base et l ion H O celui de son acide conjugué. Le couple acidebase conjuguée est donc : H O / H 2 O acide 2 base 2 Le bilan des réactions (1) et (2) correspond donc au transfert d un proton depuis l acide 1 vers la base 2. CH COOH ( H 2 O (l) CH COO ( H O ( acide 1 base 2 base 1 acide 2 B) De la même façon, l action de l ammoniac sur l eau peut être considérée comme la somme de deux réactions : NH ( H 2 O (l) NH 4 ( OH ( (1) L eau libère un proton : H 2 O (l) H ( OH ( Couple: H 2 O / OH acide 1 base 1 (2) L ammoniac capte le proton : NH ( H ( NH 4 ( Couple : NH 4 / NH base 2 acide 2 L équation bilan s écrit : capture de H NH ( H 2 O (l) NH 4 ( OH ( base 2 acide 1 acide 2 base 1 perte de H Exemples : Dans les équations cidessous, indiquez l acide et la base de départ ainsi que l acide et la base formés et écrivez les deux couples acidebase concernés. capture de H a) HSO ( PO 4 ( 2 SO ( 2 HPO 4 ( acide 1 base 2 base 1 acide 2 perte de H Couple 1 : HSO 2 / SO Couple 2 : HPO 2 4 / PO 4 Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 4

5 capture de H OS b) HSO 4 ( S 2 ( SO 4 2 ( HS ( acide 1 base 2 base 1 acide 2 perte de H Couple 1 : HSO 4 / SO 4 2 Couple 2 : HS / S 2 4. Les Ampholytes Un ampholyte est une espèce chimique pouvant soit capter au moins un proton, soit en libérer au moins un. Un ampholyte peut donc se comporter aussi bien comme un acide que comme une base. Exemple : L ion dihydrogénophosphate (1) H 2 PO 4 ( H 2 O (l) HPO 4 2 ( H O ( acide 1 base 2 base 1 acide 2 Couple 1 : H 2 PO 4 / HPO 4 2 Couple 2 : H O / H 2 O (2) H 2 PO 4 ( H 2 O (l) H PO 4( HO ( base 2 acide 1 acide 2 base 1 Couple 2 : H PO 4 / H 2 PO 4 Couple 1 : H 2 O / HO On remarque que l ion H 2 PO 4 se comporte comme un acide dans la réaction (1) et comme une base dans la réaction (2), il est donc un ampholyte. De même l eau, est aussi un ampholyte puisqu elle se comporte comme une base dans la réaction (1) et un acide dans la réaction (2). Remarques : a) Dans la réaction d autoprotolyse, l eau se comporte à la fois comme un acide et comme une base. capture de H H 2 O (l) H 2 O (l) H O ( OH ( acide 1 base 2 acide 2 base 1 perte de H b) Dans les réactions de précipitation, l eau ne jouait que le rôle de solvant. Par contre, visàvis d un acide et une base, l eau joue à la fois : le rôle de réactif (comme base ou comme acide) Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 5

6 OS le rôle de solvant car l eau est utilisée en grand excès par rapport à l acide ou à la base mise en présence. 5. La force des acides et des bases 5.1 La constante d acidité Ka La force d un acide, mis en solution, est la tendance de cet acide à céder un proton H à l eau. Pour chiffrer cette tendance, il nous suffit d envisager l équilibre d un acide avec sa base conjuguée dans l eau. Considérons le cas d un acide quelconque HA : HA ( H 2 O (l) A ( H O ( Le transfert de proton est si rapide que nous pouvons toujours être sûrs que l acide est en équilibre avec sa base conjuguée. L expression de la constante d équilibre K c est la suivante : K c = [ A [ H O [ HA [ H O 2 Comme nous ne considérons que des solutions aqueuses diluées, la concentration molaire de l eau peut être considérée comme une constante et intégrée dans la constante d équilibre. K c [H 2 O = [ A [ H O [ HA( = Ka Ka est appelé constante d acidité du couple HA/A, elle dépend de la température. Sa valeur permet de chiffrer la force de l acide HA : Un acide est d autant plus fort que sa constante Ka est élevée Exemples : CH COOH ( H 2 O (l) CH COO ( H O ( Ka = = 1, L acide acétique est un acide faible, car l équilibre est fortement déplacé vers la gauche et seule une faible partie des molécules d acide perdent leur proton dans l eau. HCl ( H 2 O (l) H O ( Cl ( Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 6

7 Ka = [ Cl [ H O [ HCl( = OS L acide chlorhydrique est un acide fort, l équilibre est pratiquement entièrement déplacé vers la droite. On peut donc considérer que sa réaction avec l eau est complète et remplacer la double flèche par une seule flèche. HCl ( H 2 O (l) H O ( Cl ( Généralement, on considère que les acides qui ont un Ka plus grand que 1 sont des acides forts, et ceux ayant un Ka plus petit que 1 comme des acides faibles. Remarques : a) A la place de Ka, on utilise souvent pka (par analogie avec le ph) : pka = log Ka Pour l acide acétique : pka = log (1, ) = 4,74 Pour l acide chlorhydrique : pka = log(10 7 ) = 7. Donc un acide est d autant plus fort que son pka est petit. Un acide fort à un pka plus petit que 0 et un acide faible un pka plus grand que 0. b) Les acides pouvant libérer plusieurs ions H (polyacides) auront donc plusieurs Ka. Exemple : H PO 4 : un triacide [ [ (1) H PO 4( H 2 O (l) H 2 PO 4 ( H O H O H 2PO4 ( Ka 1 = [ H PO4 [ [ 2 (2) H 2 PO 4 ( H 2 O (l) HPO 4 ( H O 2 H O HPO ( Ka 2 = 4 [ H 2PO4 [ [ 2 () HPO 4 ( H 2 O (l) PO 4 ( H O H O PO ( Ka = 4 [ HPO Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 7 2 4

8 OS Comme le montre les valeurs des Ka, les acides H PO 4, H 2 PO 4, HPO 4 sont de plus en plus faibles. Ceci s explique facilement si l on tient compte du fait que les acides H 2 PO 4 et HPO 4, chargés négativement, ont peu tendance à libérer une particule positive H. 5.2 La constante de basicité Kb En solution aqueuse, la force d une base A (conjuguée à un acide HA) est définie par sa tendance à capter un proton H libéré par l eau. Pour chiffrer cette tendance, il suffit d envisager l équilibre : A ( H 2 O (l) AH ( HO ( et de déterminer la valeur de la constante de basicité Kb Kb = [ AH [ HO [ A( Plus une base est faible, plus Kb est petit, et plus pkb est élevé Exemple : Cl, la base conjuguée de HCl (acide fort), Kb = = base de force nulle 5. Ka versus Kb On constate donc qu une base est d autant plus faible que son acide conjugué est fort. Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 8

9 OS L acide chlorhydrique est un acide fort parce que sa base conjuguée, l ion Cl est incapable d arracher un proton à une molécule d eau ou un ion H O. Le Kb d une base est relié au Ka de son acide conjugué. Pour établir cette relation, considérons l acide conjugué de la base A, on a : HA ( H 2 O (l) A ( H O ( Ka = Faisons le produit Ka Kb : Ka Kb = [ A [ H O [ HA( [ A [ H O [ HA( [ AH [ HO [ A( = [H O ( [HO ( = Ke D où : Ka Kb = (à 25 C) ou encore pka pkb = 14 En conséquence, une table des Ka suffit pour nous renseigner tant sur la force des acides que sur la force des bases conjuguées. On considère que toutes les bases qui ont un Ka plus petit ou égal à 1, sont des bases fortes et toutes celles avec un Ka plus grand que 1, des bases faibles. Autrement dit une base dont le pka est de 15,74 ou plus est considérée comme forte, toutes les autres sont considérées comme des bases faibles. Un tableau de votre table CRM donne la liste des Ka et des pka des principaux couples acidebase. Les acides, les bases et leurs réactions avec l eau 9

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