Métal/cation alcalin lié à un anion hydroxyde

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1 1. Compétences à acquérir au cours de ce chapitre A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de 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. Identifier une base de force nulle aussi bien à partir d une formule brute que du nom de l espèce chimique. Calculer le, ainsi que la concentration des ions H 3 O + et OH -, de l acide fort et de sa base conjuguée ou de la base forte et de son acide conjuguée à partir d une des données précitées. 2. Les abréviations utilisées dans ce chapitre CA CB HA A - Me (+) Concentration du monoacide fort Concentration de la monobase forte Formule brute générale d un monoacide fort Formule brute générale d une monobase faible conjuguée à l acide fort HA Métal/cation alcalin lié à un anion hydroxyde 3. Introduction Il est courant de parler d acides forts ou d acides faibles, de bases fortes ou de bases faibles. Or le tableau des Ka de la table CRM montre que la variation du Ka des acides est assez continue. Aussi, conventionnellement, a-t-il fallu établir une limite entre acides (bases) forts et acides (bases) faibles. 4. Acides forts On appelle généralement acide fort tout acide dont le Ka est plus grand que 1 ou dont le pka est plus petit que 0. Ceci s explique par le fait que les bases conjuguées des acides forts (Cl -, ClO 4 -, par exemple) sont des moins bons accepteurs de protons que H 2 O (bases plus faibles que H 2 O). L eau capte donc le proton émis par l acide pour former l ion H 3 O +. La réaction de l acide avec l eau est complète et elle est symbolisée par une seule flèche dans l équation : HA + H 2 O H 3 O + (aq) + A - (aq)

2 Exemples : Remarques : HI + H 2 O H 3 O + (aq) + I - (aq) Ka = 10 9 H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + (aq) + HSO 4 - (aq) Ka = 10 2 a) Les bases conjuguées des acides forts ont une force pratiquement nulle et nous pouvons dire que ces bases, en solutions aqueuses, sont neutres au point de vue acido-basique (impossibilité de fixer un proton H + ). Il ne peut donc pas exister d acide plus fort que H 3 O + dans l eau. b) Il faut connaître les acides forts usuels : HMnO 4, HClO 4, H 2SO 4, H 2 CrO 4, HCl, HI, HBr et HNO 3 habituellement considéré comme un acide fort. 5. Bases fortes Une base est une base forte si le Ka de son acide conjugué est plus petit ou égal à celui du couple H 2 O/OH - (Ka = 1, ) Cela signifie que H 2 O est un meilleur donneur de proton (acide plus fort) que l acide conjugué de la base et que par conséquent, la base ne peut pas exister dans l eau. On ne peut donc pas trouver dans l eau de base plus forte qu OH -. Dans ce cas, on écrit la réaction avec l eau à l aide d une seule flèche (réaction complète). Exemples : Remarques NH 2 - (aq) + H 2 O NH 3 + OH - (aq) Ka = O -2 (aq) + H 2 O 2 OH - (aq) Ka = Les bases fortes sont dans la pratique, les hydroxydes des métaux alcalins ou des alcalino-terreux : NaOH, KOH, Mg(OH) 2, etc. Mis au contact de l eau, ces composés ioniques solides sont complètement dissociés : H 2 O NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O Mg(OH) 2(s) Mg +2 (aq) + 2 OH - (aq) Les hydroxydes sont donc des sources de la base forte OH -. Les ions métalliques (Na +, K +, Mg 2+,etc.) sont neutres au point de vue acidobasique (impossibilité de libérer ou de fixer des ions H + ). Le des acides et des bases forts 2

3 6. Le des solutions d'acides et des bases fortes 6.1 Le des monoacides forts Cas général A) Nous venons de voir que la réaction d un acide fort avec l eau est complète : HA + H 2 O H 3 O + (aq) + A - (aq) B) Comme le solvant est l eau, l équilibre d autoprotolyse de l eau est toujours présent: 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Lorsqu'on introduit un acide fort de concentration CA dans l'eau, il n y a donc plus de molécules HA présentes dans l eau et l inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution est le suivant : - les ions H 3 O + qui proviennent de l acide HA et de l eau ; - les ions HO - qui proviennent de l eau ; - les ions A - qui proviennent de l acide HA ; - les molécules d eau. L eau étant le solvant, sa concentration peut être considérée comme constante, on a donc les relations suivantes : (1) [H 3 O + ] = [OH - ] + [A - ] (équilibre électrique de la solution) (2) CA = [A - ] (acide entièrement dissocié) (3) = [H 3 O + ] [OH - ] (produit ionique de l eau à 25 C) Le système peut se résoudre puisque nous avons trois équations et trois inconnues. Mais on peut simplifier la résolution en faisant l approximation suivante : L acide HA est un acide fort, on peut donc négliger, dans la relation (1), [OH - ] car cette dernière est beaucoup plus faible que [A - ]. Autrement dit, on peut négliger la concentration des ions H 3 O + provenant de l eau. Cela se traduit en combinant les relations (1) et (2) par : d où [H 3 O + ] [A - ] = CA [H 3 O+] CA(concentration de l'acide) et = -log CA Exemple : Calculez le d'une solution qui contient 36,5 (mg) d'acide chlorhydrique dans 100 (ml) d'eau. M(HCl) = 36.5 g/mol 36.5 mg = g 100 ml = 0.1 L Moles de HCl = /36.5 = 10 mol [HCl] = /0.1 L = 10 mol/l 2 = - log CA = - log ( 10 ) = 2 Le des acides et des bases forts 3

4 Remarque : En utilisant la relation (3), on obtient : [OH - ] = / 10-2 = (mol/l) La concentration des ions OH - (10-12 mol/l) est bien négligeable devant la concentration des ions H 3 O + (10-2 mol/l) Le des acides forts très dilués Considérons maintenant une solution d acide fort de concentration CA = 10-8 (mol/l). Si nous appliquons la formule précédente, on obtient : = -log(10-8 ) = 8 basique! On ne peut pas avoir un basique à partir d une solution d acide. Dans ce cas on ne peut plus négliger la concentration des ions OH - dans la relation (1). Cela signifie que les ions H 3 O + provenant de l eau ne sont plus négligeables. Reprenons donc le calcul sans faire d approximations. En combinant les relations (1) et (2), on obtient : [H 3 O + ] = [OH - ] + CA Nous avons, à partir de la relation (3) : et donc : [HO - ] = /[H 3 O + ] [H 3 O + ] = /[H 3 O + ] + CA Finalement, nous obtenons l équation du second degré : [H 3 O + ] 2 - CA [H 3 O + ] = 0 Pour CA = 10-8, la solution est [H 3 O +1 ] = 1, et le = 6,98 On constate donc que le d un acide très dilué se rapproche de =7, le de l eau pure. Le graphique ci-dessous donne le d un acide fort en fonction de sa concentration Ca. de solutions d'acides forts log(ca) Le des acides et des bases forts 4

5 6.2 Le des monobases fortes Cas général Prenons le cas de l hydroxyde d un métal alcalin MeOH, nous savons qu il est entièrement dissocié dans l eau : MeOH (s) H 2 O On a toujours l équilibre d autoprotolyse de l eau : Me + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Lorsqu'on introduit un hydroxyde, de concentration CB dans l'eau, il n y a plus de molécules MeOH dans l eau, et l inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution est le suivant : - les ions OH - qui proviennent de l hydroxyde MeOH et de l eau ; - les ions H 3 O + qui proviennent de l eau ; - les ions Me + qui proviennent de l hydroxyde MeOH; - les molécules d eau. L eau étant le solvant, sa concentration peut être considérée comme constante, on a donc les relations suivantes : (1) [H 3 O + ] + [Me + ] = [OH - ] (équilibre électrique de la solution) (2) CB = [Me + ] (hydroxyde entièrement dissocié) (3) = [H 3 O + ] [OH - ] (produit ionique de l eau à 25 C) Comme pour le cas des acides forts, on peut négliger, pour simplifier, la concentration des ions H 3 O + provenant de l eau. Cela se traduit en combinant les relations (1) et (2) par : [HO -1 ] [Me +1 ] = CB d où avec la relation (3) : [OH-] CB (concentration de la base) [H 3 O + ] = /CB = 14 + log(cb) Exemple : Calculez le d'une solution qui contient 28 (mg) d'hydroxyde de potassium dans 50 (ml) d'eau. Remarque : M(KOH) = 56 g/mol 28 mg = g 50 ml = 0.05 L Moles de NaOH = / 56 = mol [NaOH] = /0.05 L = 10-2 mol/l = 14 + log CB = 14 + log (10-2 ) = 12 On constate encore ici que [H 3 O + ] = (mol/l) est bien négligeable devant [OH - ] = 10-2 (mol/l) Le des acides et des bases forts 5

6 6.2.2 Le des bases fortes très diluées Comme dans le cas d acide fort, on peut montrer que le des solutions de bases fortes diluées, tend vers 7 lorsque la concentration CB < 10-6 (mol/l). Dans ce cas, [H 3 O + ] provenant de l eau devient non négligeable. Le graphique ci-dessous illustre ce phénomène. de solutions de bases fortes log (Cb) log(cb) Le des acides et des bases forts 6