ACIDES BASES. I. Généralités

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1 1 ACIDES BASES I. Généralités Les réactions acides- bases se font en solution aqueuse. L eau est le solvant et le composé dissout est le soluté. La dissociation de l acide ou de la base dans l eau peut soit être totale soit donner un équilibre chimique. II. Les acides et les bases 1. Définitions selon Brönsted 1.1. Acide Un acide est une espèce chimique capable de libérer un proton H + AH A - + H + Ex : Acide chlorhydrique HCl H + + Cl - ou HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H 3 O + ion hydronium (forme hydratée de H + ) Acide sulfurique H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- Acide nitrique HNO 3 H + + NO 3 - Acide phosphorique H 3 PO 4 3 H + + PO Base Une base est une espèce chimique capable de capter un proton H + B - + H + BH Ex : NH 3 + H + NH 4 + Soude NaOH Na + + OH - Potasse KOH K + + OH - Chaux Ca(OH) 2 Ca OH - 2. Couples acide/base On peut remarquer que l acide est donneur de proton et la base accepteur, on peut imaginer des couples acide/base où le proton passe de l acide à la base

2 2 Pour chaque couple acide/base il est possible d écrire une équation chimique Acide/base acide base + H + CH 3 -COOH/CH 3 -COO - H 2 S/HS - NH 4 + /NH 3 Le proton n existe pas à l état libre dans l eau, il est soit capté par la base d un autre couple soit il est capté par l eau 3. Force des acides et des bases La force d un acide ou d une base dépend de la facilité de libération ou de captation du proton Un acide fort cède facilement son proton H +, il est totalement dissocié dans l eau HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Une base forte capte facilement le proton H +, elle est totalement dissociée dans l eau NaOH Na + + OH - Par opposition les acides et les bases faibles sont partiellement dissociés dans l eau. On obtient un équilibre chimique, à partir duquel il est possible d exprimer une constante 3.1. Constante d acidité Ka Chaque acide faible est caractérisé par un Ka. C est une constante qui ne dépend que de la température On considère que [H 2 O] = 1 Etant donné que Ka est toujours une valeur faible 10 -x, on utilise le log pour obtenir une valeur entière Ex : Ka = 10-6 pka? pka = 6

3 3 Ka = pka? pka = 6.6 pka = 3 Ka? Ka = 10-3 pka = 4.2 Ka? Ka = = Acides faibles 3.2. Classification des couples Un acide est d autant plus faible que le Ka du couple auquel il appartient est faible et donc que le pka correspondant est fort Couples Pour un couple acide/base, plus l acide est faible, plus la base conjuguée est forte. Inversement plus l acide est fort et plus la base conjuguée est faible Pour comparer les couples acide/base on utilise le Ka ou le pka 4. Composés amphotères Ce sont des composés se comportant soit comme des acides ou des bases selon les conditions du milieu Ex : l eau Soit comportement acide dans le couple H 2 O/OH - H 2 O H + + OH - Soit comportement d une base dans le couple H 3 O + /H 2 O H 3 O + H 2 O + H + Les acides aminés, les amides sont aussi des amphotères 5. Autoprotolyse de l eau Dans l eau pure, il n y a pas uniquement des molécules d eau mais également des ions. La molécule d eau subit une réaction de dissociation ionique appelée : autoprotolyse 2 H 2 O H 3 O + + OH - 6. Produit ionique de l eau L eau pure à 25 C est neutre A partir de l équilibre chimique précédent il est possible d écrire le produit ionique de l eau [H 3 O + ] x [OH - ] = Réaction entre un acide et une base Cette réaction est appelée neutralisation

4 4 Un acide plus une base donne un sel plus de l eau HCl + NaOH NaCl + H 2 O III. Le ph 1. Définition ph veut dire potentiel hydrogène le ph est l expression de la concentration molaire en ions H 3 O + ph = - log [H 3 O + ] ou [H 3 O + ] = 10 -ph exemples Soit une solution de ph = 5,3. En déduire sa concentration molaire en ions H 3 O + Soit une solution de ph = 9. En déduire sa concentration molaire en ions OH - 2. Echelle de ph

5 5 3. Mesure du ph 3.1. Indicateurs colorés Certaines substances colorées ont la propriété de changer de couleur en fonction du ph du milieu. Ce sont des couples acide faible/base conjuguée, pour lesquels la forme acide (IH) et la forme basique (I - ) ont des couleurs différentes IH + H 2 O I - + H 3 O + Par exemple, le bleu de bromothymol Cet indicateur est jaune entre les ph 0 et 6 et il est bleu entre les ph 7,6 et 14 Entre 6 et 7,6, il s agit de la zone de virage c est-à-dire l intervalle de ph pour lequel la couleur passe progressivement du jaune au bleu (jaune + bleu = vert) L emploi d un indicateur coloré permet d encadrer la valeur du ph à mesurer Dans la zone de virage le ph de la solution est égal au pka de l indicateur coloré 3.2. Le papier ph C est un papier poreux, imprégné d un mélange d indicateurs colorés. On place une goutte de la solution à étudier sur le papier ph. La teinte obtenue donne la valeur du ph par comparaison avec une échelle de teintes de référence 3.3. Le ph-mètre Il s agit d un appareil utilisé lors du dosage acido-basique appelé titrimétrie Dans un bécher on verse un volume connu Va d une solution acide puis on ajoute progressivement une solution de soude de concentration molaire Cb connue. A chaque volume Vb de base versée on note le ph de la solution

6 6 A l aide des valeurs obtenues on trace ensuite une courbe, permettant de déterminer le point d équivalence, qui lui-même permettra de calculer la concentration molaire de la solution titrée Au point d équivalence, l acide a été neutralisé par la base donc le nombre de mole d acide est égale au nombre de mole de base na =nb Etant donné que Ca = na/va et Cb = nb/vb on écrit Ca x Va = Cb x Vb 3.4. Courbes de ph On distingue 3 cas Cas 1 C est le dosage d un acide fort par une base forte (ou inversement) Dans ce cas, à l équivalence le ph = 7 Cas 2 C est le dosage d une base faible par un acide fort Dans ce cas, à l équivalence le ph < 7. il s agit du ph de l acide conjugué de la base dosée Il est possible de déterminer graphiquement les coordonnées du point de demi-équivalence Au niveau de ce point le ph = pka de couple dosé On prend sur la courbe le volume à l équivalence puis on le divise par deux. A partir de cet point en abscisse on rejoint la courbe pour trouver le ph

7 7 ] Cas 3 C est le dosage d un acide faible par une base forte Dans ce cas, à l équivalence le ph > 7. Cela correspond au ph de la base conjuguée de l acide dosé Il est possible ici aussi de déterminer le point de demi-équivalence A la demi-équivalence, [HA] =[A - ]. Autour de ce point le ph varie peu : la solution a les propriétés d un mélange tampon 4. Solution tampon Une solution tampon est constituée d un mélange, en solution aqueuse, d un acide faible à sa base conjuguée dans des proportions identiques Cette solution a un ph peu sensible à l addition modérée de base, d acide ou d eau. Pour la préparer, on choisit un couple acide/base dont le pka est voisin du ph de la solution tampon désirée Ex : pour avoir une solution tampon de ph = 9, on utilise un mélange du couple NH 4 + /NH 3 dont le pka = 9.2 La solution tampon du sang est le couple acide carbonique/ion bicarbonate H 2 CO 3 /HCO 3 -

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