I. ph d une solution aqueuse

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1 Chap. B8 Réactions chimiques par échange de protons I. ph d une solution aqueuse 1- Définition du ph Les propriétés acides ou basiques des solutions aqueuses dépendent de leur concentration en ions oxonium H 3 O +. Pour déterminer cette concentration, on mesure le ph. On admet pour les solutions aqueuses diluées (telles que [H 3 O + ] mol.l -1 ), les relations suivantes: ph = - log [H 3 O + ], soit [H 3 O + ] = 10 -ph où log représente la fonction logarithme décimal ; [H 3 O + ] est le nombre qui mesure la concentration en ions oxonium (en mol.l -1 ). 2- Mesure du ph a. Mesure du ph à l aide d'indicateurs colorés Certaines substances organiques qui changent nettement de couleur dans un intervalle de ph limité à 1,5 ou 2 unités de ph sont utilisées comme indicateurs colorés. Le papier ph est imprégné d'un mélange d'indicateurs colorés. On dépose une goutte de la solution à tester sur ce papier et on compare la couleur résultante avec celle d'une échelle de teinte. Ce test permet, en général, une mesure du ph à une unité près. b. Mesure du ph avec un ph-mètre La sonde de mesure du ph-mètre comporte deux électrodes - une électrode de référence de potentiel fixe ; - une électrode de mesure dont le potentiel est une fonction affine du ph de la solution. La différence entre ces potentiels est mesurée par l appareil qui, une fois étalonné, affiche la valeur du ph correspondante. Une mesure soigneusement effectuée, à l aide d'un ph-mètre usuel, permet, dans le meilleur des cas, une précision de 0,05 unité ph. Plus généralement, cette précision n'est que de 0,1 unité ph. c. Propriétés Lorsque la concentration des ions H 3 O + diminue, le ph augmente, et inversement. Le ph varie avec la température. A 25 C, un milieu dont le ph est inférieur à 7,0 est qualifié d acide. Si son ph est supérieur à 7,0, le milieu est dit basique, à 7,0 le milieu est neutre. II. Théorie de Bronsted 1-Définition Le chimiste danois Bronsted a proposé les définitions suivantes. Toute espèce chimique capable de céder un proton H + est un acide H + + A - Toute espèce chimique B capable de capter un proton H + est une base B + H + BH + 2- Couple acido-basique L'espèce chimique A - qui redonne l'acide en captant un proton H + est la base conjuguée de l'acide avec lequel elle constitue le couple acide/base / A -. Page 1 sur 5

2 De même, l'espèce chimique BH + est l'acide conjugué de la base B avec laquelle elle constitue le couple acide/base BH + / B. 3- Notion d uilibre acido-basique - Solution d'acide éthanoïque de concentration molaire c = 1, mol.l -1. Equation CH 3 -COOH(aq)+ H 2 O CH 3 -COO - (aq) + H 3 O + État Avancement x État initial x i = 0 c V - Au cours de la x c V - x - x x transformation État final x f c V - x f - x f x f Le ph de la solution demeure constant et vaut 3,4 ; on a donc: [H 3 O + ] f = 10-3,4 = 4, mol.l -1 La quantité de matière d'ions H 3 O + dans la solution est : n f (H 3 O + ) = [H 3 O + ] f V = 4, V mol alors que la quantité de molécules CH 3 -COOH introduite en solution est: n(ch 3 -COOH(aq)) = cv = 1, V mol. 4, < 1, ; donc toutes les molécules CH 3 -COOH introduites n'ont pas réagi avec l'eau. La transformation mettant en jeu la réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau n'est pas totale. [CH 3 -COO - ] f = [H 3 O + ] f = 10 -ph = 10-3,4 mol.l -1 = 4, mol.l -1 c V - x f [CH 3 -COOH] f = = c - [H 3 O + ] V [CH 3 -COOH] f = 1, , = 9, mol.l -1 On dit que ce système chimique est en uilibre. Un système chimique, siège d'une transformation possible, est en uilibre si les concentrations de ses constituants restent constantes au cours du temps. 4- Acides faibles et bases faibles Un acide faible AH ou une base faible A - ne réagit pas totalement avec l eau, la mise en solution conduit à un uilibre 5- Constante d acidité d un couple acido-basique Soit la réaction de l acide sur l eau, d'uation (aq) + H 2 O A - (aq) + H 3 O + La constante d'acidité A du couple / A - est la constante d'uilibre associée à cette réaction : A H 3O A. Elle caractérise le couple / A - pour une température donnée : sa valeur dépend de la nature de ce couple et de la température. C'est une grandeur sans dimensions. On définit aussi le p A du couple / A - par la relation : p A = log A soit A = 10 -p A III. Domaine de prédominance 1- Produit ionique de l eau La réaction conduisant à la présence d'ions H 3 O + et HO - (aq) dans l'eau pure peut donc s'écrire : H 2 O + H 2 O H 3 O + + HO - (aq) Il s'agit d'un transfert de protons d'une molécule d'eau à une autre. Cette réaction acido-basique porte le nom d'autoprotolyse de l'eau. On voit qu'elle produit autant d'ions HO - (aq) que d'ions H 3 O +, dans l'eau pure à 25 C: [H 3 O + ] = [HO - ] =1, mol.l -1 Page 2 sur 5

3 A l uilibre Q r, H O HO 3 H 2 O H 2 O, l eau est en très grande quantité (c est le solvant) on remplace sa concentration par le facteur 1 et on note e la constante réduite de l uilibre d autoprotolyse de l eau e = [H 3 O + ] [HO - ] e est appelé produit ionique de l eau. Le produit ionique augmente avec la température Par analogie avec le ph, pour les calculs, on utilise la grandeur logarithmique, notée p e définie par: p e = - log e soit e = 10 -pe Dans l'eau pure : [H 3 O + ] = [HO - ] = e et ph = - log [H 3 O + ] = ½ p e 2- Echelle des p A base H O 3 A Un acide est d autant plus fort qu il réagit plus complètement avec l eau en acide donnant des ions oxonium (hydronium) H 3 O + On peut représenter cela sur l'échelle des pka : Dans l'eau, la base présente la plus forte est HO - (p A = 14 pour le couple H 2 O / HO - ). Les autres bases fortes (comme l'ion éthanolate CH 3 CH 2 O - ), réagissent totalement avec l'eau en donnant des ions HO - et des acides indifférents (comme l'éthanol CH 3 CH 2 OH). Dans l'eau, l'acide présent le plus fort est H 3 O + (pa = 0 pour le couple H 3 O + / H 2 O). Les autres acides forts (comme HCl) réagissent totalement avec l'eau en donnant des ions H 3 O + et des bases indifférentes (comme Cl - ). 3- Zone de prédominance d une espèce acido-basique a) Cas général A H O 3 p A = log base ou ph = p A + log acide = - log [H 3 O + A A ] - log = ph - log A = p A + log Une espèce est prédominante devant une autre espèce si sa concentration dans la solution est supérieure à celle de cette autre espèce. - Si [AH] = [A - A ] alors log - Si [AH] > [A - A ] alors log = 0 et ph = p A < 0 et ph < p A la forme acide est prédominante Page 3 sur 5

4 - Si [AH] < [A - A ] alors log > 0 et ph > p A la forme basique est prédominante On obtient : b) Acide carboxylique La base conjuguée d un acide carboxylique est un ion carboxylate, les couples associés ont des p A compris généralement entre 2 et 5 c) Amine L acide conjugué d une amine est un ion ammonium, les couples associés ont des p A compris généralement entre 9 et 10 d) Acide -aminé Les propriétés acido-basiques d'un acide -aminé sont dues au groupe carboxyle (couple - COOH/ - COO -, p A1 voisin de 2) et au groupe amino (couple -NH 3 + /-NH 2, p A2 voisin de 10). IV. Réactions acido-basiques 1- Acide fort et base forte Le ph d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire c = 1, mol.l -1 est égal à 2,0. Celui d'une solution d'acide éthanoïque de même concentration est égal à 3,4. Raisonnons sur un volume de solution égal à V (en litres). - Solution d'acide chlorhydrique La solution d'acide chlorhydrique résulte de la mise en solution dans l'eau du chlorure d'hydrogène HCl. Equation HCl (g) + H 2 O Cl - (aq) + H 3 O + État Avancement x n(hcl (g)) n(h 2 O) n(cl - (aq)) n(h 3 O + ) État initial x i = 0 c V - Au cours de la x c V - x - x x transformation État final x f c V - x f - x f x f La solution a un ph égal à 2,0; on a donc ; Page 4 sur 5

5 [H 3 O + ] = 1, mol.l -1 et n(h 3 O + ) = x f = [H 3 O + ] V = 1, V mol. Or 1, V mol = cv mol est aussi la quantité de matière de chlorure d'hydrogène mis en solution. Donc: La transformation mettant en jeu la réaction du chlorure d'hydrogène avec l'eau est totale. L'uation correspondante s'écrit avec une flèche entre les deux membres. L'avancement final de la réaction (x f = cv) est égal à son avancement maximal x max = c V car il n'est pas possible de former plus d'ions H 3 O + que l'on a introduit de molécules HCl. Dans la solution d'acide chlorhydrique étudiée n(h 3 O + ) = cv mol et [H 3 O + n(h3o ) ] = = c V D'où ph = - log [H 3 O + ] ph = - log c 2- Réaction entre un acide fort et une base forte a) Réaction Toute réaction acido-basique est un transfert de protons H + de l'acide noté 1 du couple acidobasique 1 / A - 1 vers la base notée A - 2 d un autre couple acido-basique 2 / A - 2 : 1 H A 1 H A A 2 A b) Aspect thermique Le mélange d un acide fort et d une base forte est une réaction très exothermique, elle libère de l énergie et provoque une élévation de température du mélange d autant plus grande que la concentration des réactifs est grande. c) Sécurité La manipulation des acides et des bases fortes impose l utilisation d une blouse, de gants et de lunettes contre les projections éventuelles. Lorsqu on réalise un mélange, l élévation de température peut être très important, il faut donc manipulant lentement en agitant régulièrement, dans un récipient qui supporte les variations brutale de température. Quand on prépare une solution aqueuse d acide fort, on verse l acide dans l eau et non le contraire. V. Contrôle de ph 1- Solution tampon Par définition, une solution tampon est une solution dont le ph varie peu par ajout d une petite quantité d acide ou de base, ou par faible dilution. 2- ph des milieux biologiques Le contrôle du ph est fondamental pour les milieux biologiques, l activité catalytique des protéines comme les enzymes est optimale dans des domaines de ph très restreins, par exemple la trypsine fonctionne mieux à un ph proche de 8 comme dans l intestin, alors que la pepsine agit mieux en milieux acide comme dans l estomac. De même, les liquides biologiques ont des ph maintenus constants grâce à des systèmes tampon, le sang qui doit rester à un ph de 7,4 à 37 C. Page 5 sur 5

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