3. L acidité et le ph

Transcription

1 1. Vocabulaire à maîtriser ph acide basique base neutre acidité basicité log papier ph ion hydronium autoprotolyse autoionisation produit ionique acide fort acide faible base forte base faible degré de ionisation Ka constante d acidité constante de basicité Kb 2. Compétence à acquérir A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de Déterminer si le ph d une solution aqueuse est acide, neutre ou basique à partir soit de la coloration d un papier ph, soit de la valeur du ph, soit de la formule brute ou du nom du soluté, soit de la concentration des ion H + ou des ions OH -. Reconnaître/différencier les acides forts, les acides faibles, les bases fortes et les bases faibles. Retrouver la valeur de la constante d acidité d un couple acide/base dans la table CRMPC Calculer le ph, la concentration d un acide fort, d une base forte, des ions H + ou des ions OH - d une solution aqueuse, en connaissant au moins une 5 données précitées. 3. L acidité et le ph Le vinaigre, le jus de citron, les solutions d'acide chlorhydrique sont des solutions aqueuses qui ont une saveur acide provoquant un léger picotement de la langue. On sait par ailleurs, que toute solution aqueuse d'acide contient des ions H +. Aussi en tire-t-on la conclusion suivante : L'acidité d'une solution aqueuse dépend du nombre de ions H + libres dans la solution. On mesure l'acidité d'une solution aqueuse à partir de sa molarité en ions H + sur une échelle de nombres appelée échelle des ph. Cette échelle a été introduite par le chimiste danois Sorensen au début du siècle. Pour des solutions suffisamment diluées, le ph est lié à la molarité en ions H + par la relation suivante : [H + ] = 10 -ph (mol/l) ou ph = - log [H + ]

2 L échelle de ph des solutions diluées va de 0 à 14. En pratique, les ph des solutions acides usuelles varient entre 0 et 7. Plus le ph est petit plus la solution est acide. Lorsque le ph d une solution est supérieur à 7, on dit que la solution est basique. Lorsque le ph est égal à 7, on dit que la solution est neutre. L eau pure à un ph de 7. Exemples : ph = 1 correspond à [H + ] =... mol/l solution très acide ph = 5 correspond à [H + ] =... mol/l solution faiblement acide Remarque : En fait, l ion H + qui se réduit à un proton, est extrêmement petit : Il peut s approcher très près d une molécule d eau pour se fixer spontanément sur l atome d oxygène et former l ion hydronium H 3 O La mesure du ph 4.1 Le papier ph (indicateur universel) La mesure du ph peut se faire de manière approximative mais rapide à l'aide de "papier ph" (voir laboratoire) : ce papier prend, lorsqu'on le trempe dans la solution, une couleur qui dépend du ph. Il suffit de comparer cette couleur avec les couleurs indiquées sur le référencier pour connaître le ph. 4.2 La mesure électrique du ph Une méthode plus précise consiste à utiliser un ph-mètre. Le ph-mètre est un voltmètre particulier qui mesure la différence de potentiel qui apparaît entre deux électrodes (une électrode de mesure et une électrode de référence) lorsqu'on les plonge dans une solution contenant des ions H +. Cette différence de potentiel est fonction du ph et l'appareil comporte généralement deux échelles : l'une graduée en millivolt, l'autre en unité de ph. Le ph 2

3 Remarque : L électrode de mesure et l électrode de référence sont souvent rassemblées dans un même boîtier : cette électrode est dite : électrode combinée électrode combinée 5. L'autoionisation de l'eau pure H 2 O La mesure du ph de l'eau pure montre la présence d'une très faible quantité d'ions H +, variant sensiblement avec la température. A 25 C, le ph de l'eau pure est égal à 7, ce qui signifie que : [H + ] = 10-7 mol/l ou [H 3 O + ] = 10-7 mol/l Il faut donc en déduire qu'une toute petite partie des molécules d'eau H 2 O est dissociée en ions H + et en ions hydroxydes OH -. La réaction de dissociation de l'eau est la suivante: H 2 O H + + OH - Le nombre de molécules dissociées est extrêmement faible, environ 2 molécules d'eau ionisées sur un milliard. Comme dans l'eau pure il ne peut y avoir d'autres ions, la neutralité électrique de la solution impose que : Le produit des molarités [H+] et [OH-], soit : s'appelle le produit ionique de l'eau à 25 C. [H + ] = [OH - ] = 10-7 mol/l Ke = [H + ] [OH - ] = [ou Ke = [H 3 O + ] [OH - ] = ] Dans des solutions aqueuses diluées, où les ions H + et OH - peuvent provenir d autres molécules que l eau, les molarités de ces deux ions peuvent être Le ph 3

4 différentes de 10-7 mol/l, mais dans tous les cas, on constate toujours que le produit ionique de l'eau prend la même valeur, c'est-à-dire à 25 C. La réaction de dissociation de l eau est une réaction réversible, c est-à-dire que l on observe aussi dans l eau la réaction suivante H + + OH - H 2 O On peut donc résumer la réaction de dissociation de l eau de la manière suivante : H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) [ou 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq)] 6. La variation du ph dans les solutions aqueuses 6.1 Eau + acide Si on verse progressivement, dans l'eau pure à 25 C, une solution d'acide, on constate que le ph diminue à partir de 7, car on apporte des ions H +. Par conséquent, [H + ] augmente tandis que [OH - ] diminue pour respecter le produit ionique de l'eau. [H + ] [OH - ] = [OH - ] = / [H + ] Exemple : Si le ph = 3 [H + ] =.. (mol/l) et [OH - ] = Eau + base Si l'on verse maintenant, dans l'eau pure, une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH), on constate que le ph augmente, à partir de 7, c'est-à-dire que [OH - ] augmente, au fur et à mesure que l'on verse de l'hydroxyde. A partir du produit ionique de l'eau, on a : Exemple : si [OH - ] = 10-3 (mol/l) [H + ] = / [OH - ] [H + ] = et ph =.. Le ph 4

5 6.3 Tableau de correspondance entre [H + ] et la valeur du ph [H + ] mol/l [OH - ] mol/l ph Commentaires Acidité la plus forte Acidité la plus faible Neutralité Basicité la plus faible Basicité la plus forte 7. Les abbréviations utilisées par la suite CA CB Ca Cb pka Concentration d acide fort Concentration de base forte Concentration d acide faible Concentration de base faible = - log Ka 8. Les acides forts On appelle un acide fort tout acide entièrement dissocié en solution aqueuse. Exemple : l'acide chlorhydrique HCl HCl H + (aq) + Cl - (aq) [ou HCl + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq)] Dans l'eau, les molécules HCl n'existent pas, elles sont totalement transformées en ions H + et Cl -. Les acides forts les plus courants sont : l acide perchlorique HClO 4, l'acide sulfurique H 2 SO 4, l'acide nitrique HNO 3, l acide chlorhydrique HCl. Lorsqu'on introduit un acide fort de concentration CA dans l'eau, pour calculer le ph, on ne tient compte que des ions H + provenant de l'acide et on néglige les ions H + issus de l'autoionisation de l'eau, car leur quantité est beaucoup plus petite que celle des ions H + provenant de l acide. On peut ainsi calculer le ph d une solution d acide fort si on connaît la concentration molaire de l acide fort, avec la formule suivante [H + ] CA (concentration de l'acide) ph = -log CA Le ph 5

6 9. Les bases fortes On appelle une base forte, une base qui se dissocie entièrement avec l'eau pour donner des ions OH-. Exemple : l'hydroxyde de sodium NaOH NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) Dans l'eau, les molécules NaOH n'existent pas, elles sont totalement dissociées en ions Na + et OH -. Lorsqu'on introduit une base forte de concentration CB dans l'eau, on ne tient compte que des ions OH - provenant de la base, en négligeant les ions OH - issus de l'autoionisation de l'eau, car leur quantité est beaucoup plus petite que celle des ions OH - provenant de la base. On peut ainsi calculer le ph d une solution de base forte si on connaît la concentration molaire de la base forte, avec la formule suivante : [OH - ] CB (concentration de la base) [H + ]** = /CB ph = 14 + log CB ** ou [H 3 O + ] Même s il existe différentes base fortes, dans ce chapitre, nous n en utiliserons qu une seule : les hydroxydes. 10. Les acides faibles 10.1 Définition On appelle un acide faible tout acide qui n est que partiellement dissocié en solution aqueuse. Comme un acide fort, un acide faible se dissocie dans l eau. Exemple : l'acide acétique CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) Mais contrairement à un acide fort, seule une partie des molécules d acide faible dissoutes dans l eau, se dissocient pour former des ions. Ainsi, à concentrations égales, une solution d acide faible sera moins acide que celle qu un acide fort, car elle contiendra moins de ions H +. De plus, les ions formés par dissociation d un acide faible peuvent se recombiner pour reformer la molécule d acide. H + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COOH (aq) Cette recombination de ion est quasi inexistante dans les solutions d acide forts. Comme les 2 réactions ci-dessus sont le contraire l une de l autre, on peut résumer la réaction d un acide faible, dans l eau, de la manière suivante : Le ph 6

7 CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO- (aq) [ou CH 3 COOH + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq)] 10.2 Le degré de ionisation Un acide faible n étant que partiellement dissocié dans l eau, on peut déterminer son degré de ionisation, appelé α. Ce dernier - varie d un acide faible à l autre. - dépend de la concentration de l acide faible. Le degré d ionisation d un acide faible augmente avec la dilution de l acide. Ainsi un acide fort a un degré de ionisation, α, de 100 %, alors que l acide acétique qui est un acide faible, a un degré de ionisation, α, très faible et aux alentours de 1%. Le degré de ionisation des acides faibles, étant dépendant de la concentration de l acide, il n est pas utilisé pour classer les acides les uns par rapport aux autres selon leur force. α 100 % 1% Ka La constante d acidité Ka Pour classer les acides faibles les uns par rapport aux autres selon leur force, on utilise leur constante d acidité, Ka. Chaque acide faible a une constante d acidité différente et indépendante de sa concentration. Plus un acide est fortement dissocié dans l eau, plus sa constante d acidité, Ka, est grande et vice-versa, plus un acide est faiblement dissocié, plus sa constante d acidité est petite. Ainsi l acide chlorhydrique qui est un acide fort et donc totalement dissocié dans l eau, a un Ka de 10 7, alors que l acide acétique qui est très faiblement dissocié dans l eau (α 1%) a un Ka de Les principaux acides forts et faibles, ainsi que leur constante d acidité (et pka), sont répertoriés dans la table CRM. Pour trouver leur Ka, il suffit de chercher la molécule correspondante dans la colonne acide et de lire la valeur du Ka se trouvant sur la même ligne. Les valeurs des Ka permettent aussi de fixer une frontière (partiellement arbitraire) entre les acides forts et faibles. Le ph 7

8 Un acide fort est un acide qui a un Ka plus grand que 1 (Ka>1) Un acide faible est un acide qui a un Ka plus petit que 1 (Ka<1). 11. Les bases faibles 11.1 Définition On appelle base faible toute base qui ne réagit que partiellement avec l eau pour former des ions OH - en solution aqueuse. Contrairement aux bases fortes, les bases faibles ne contiennent pas de ions hydroxydes. Les ions hydroxydes sont formés dans la solution (in situ), lorsque la base faible réagit et déprotonne des molécules d eau. Exemple : CH 3 COO- (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + CH 3 COOH (aq) Comme pour les acides faibles, seule une partie des molécules de base faible, dissoute dans la solution, réagit. les ions formés peuvent se recombiner pour redonner les molécules de départ. On peut donc résumer la réaction d une base faible de la manière suivante (cas de l acétate) : CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + CH 3 COOH (aq) 11.2 La constante de basicité, Kb Comme pour les acides faibles, les bases faibles sont caractérisées par une constante, appelée constante de basicité, Kb. Plus un grand nombre de molécule de base réagissent avec l eau pour se protonner et former des ion OH -, plus la constante de basicité est grande. Les constantes de basicité ne sont pas reportées dans les tables. Cependant elles peuvent être calculées à partir des Ka, par la relation suivante, qui est vraies pour toutes les solutions de bases, à 25 C. Ka Kb = et Kb = /Ka La valeur de Kb est inversément proportionnel à Ka. Ainsi un grand Ka, implique un petit Kb et donc une base qui a réagit peu avec l eau et forme donc peu de OH - ; alors qu un petit Ka, implique un grand Kb et donc une base qui réagit en grande partie avec l eau et forme beaucoup de OH -. Le ph 8

9 11.3 Trouver le Ka d une base dans la table CRM La grande majorité des bases sont des anions, ces derniers sont toujours, pour des raisons de neutralité de la molécule, accompagnés d au moins un cation. Le cation est spectateur, car il n influence pas le ph. Le sel contenant la base faible, fait toujours une réaction dissociation lors qu il est dissout dans l eau et c est l anion libre et hydraté formé qui joue ensuite le rôle de base. Exemple : Dissociation du sel : NaNO 2(s) eau Na + (aq) + NO 2 - (aq) Na + (aq) = spectateur ; NO 2 - (aq) = base faible Réaction avec l eau : NO 2 - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + HNO 2(aq) Dans une table de Ka, on ne trouve donc jamais le sel complet, mais seulement l anion correspondant. Pour trouver, dans la table CRM, le Ka correspondant à une base, on utilise le couple acide/base de la réaction. Procédons avec un exemple : Réaction : CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + CH 3 COOH (aq) Lors de cette réaction, CH 3 COO - (aq) joue le rôle de base, puisqu il produit des ions OH - (réaction ) et CH 3 COOH (aq) joue le rôle de l acide puisqu il libère des ions H + (qui se combinent avec les OH - pour former H 2 O)(réaction ). Le couple acide/base est donc le suivant : CH 3 COOH/CH 3 COO - On cherche, ensuite, dans la table CRM, dans la colonne acide, la molécule CH 3 COOH et dans la colonne base, le ion CH 3 COO -. Les deux devant se trouver sur la même ligne du tableau, puis on lit la valeur du Ka correspondant Base faible versus base forte Le Ka associé à ce couple vaut Une base faible est une base qui est à un Ka plus grand que celui du couple H 2 O/OH -. Le ph 9