Acides, bases et sels. Chimie 12

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1 Acides, bases et sels Chimie 12

2 Définitions - Brønsted-Lowry Un acide est une substance (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons H + Une base est une substance (molécule ou ion) capable de capter un ou plusieurs protons H + 2

3 Acide et base conjugués Un acide et une base sont dits conjugués lorsqu'ils diffèrent d'un proton. L'acide est le composé qui possède le proton supplémentaire La base est le composé qui a un proton de moins 3

4 L'eau = acide ou base? NH 3 + H 2 O à NH OH - base acide CH 3 COOH + H 2 O à CH 3 COO - + H 3 O + acide base L'eau est un ampholyte ou une substance amphotère : elle est à la fois un acide et une base. 4

5 L'autoprotolyse de l'eau Une solution d'eau a une conductivité non nulle : des ions existent en solution. C'est une réaction incomplète qui va atteindre un équilibre L'équilibre est caractérisé par la constante, K e. 5

6 Acide fort Un acide est dit fort lorsque sa réaction avec le solvant est complète : HCl(g) à H + (aq) + Cl - (aq) Six acides sont dits forts : L'acide nitrique HNO 3 L'acide chlorhydrique, HCl L'acide sulfurique, H 2 SO 4 L'acide iodhydrique, HI L'acide bromhydrique, HBr L'acide perchlorique, HClO 4 6

7 Acide faible Un acide est dit faible lorsque sa réaction avec le solvant est incomplète : HA + H 2 O H 3 O + + A - L'équilibre est représenté par la constante d'acidité, K a 7

8 Base forte Une base est dite forte lorsque sa réaction avec le solvant est complète : NaOH(s) à Na + (aq) + OH - (aq) Les bases fortes les plus courantes sont : Les hydroxydes de métal : NaOH, KOH, Mg(OH) 2, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, Zn(OH) 3 8

9 Base faible Une base est dit faible lorsque sa réaction avec le solvant est incomplète : B + H 2 O HB + + OH - L'équilibre est représenté par la constante d'acidité, K b 9

10 Relation entre K a et K b Pour la dissolution de l'acide, on a : Pour la dissolution de la base, on a : Si on les multiplie : 10

11 Comparaison des acides Plus un acide est fort, plus K a est élevée. Plus une base est forte, plus K b est élevée K a et K b sont inversement proportionnels donc plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. Les acides ou les bases qui ont une réaction de dissociation complète n'ont pas de K a ou de K b : Ils sont tous de la même force effet de nivellement de l'eau. H 3 O + est l'acide le plus fort en solution aqueuse OH - est la base la plus forte en solution aqueuse 11

12 Définition du ph Pour une solution neutre, on a : [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M ph = 7 Pour une solution acide : [H 3 O + ] > 10-7 M ph < 7 Pour une solution basique : [H 3 O + ] < 10-7 M ph > 7 12

13 Définition de poh Définition : poh = -log[oh - ] Relation entre concentrations et ph/poh : [OH - ] = 10 -poh [H 3 O + ] = 10 -ph [H 3 O + ] x [OH - ] = ph + poh = 14 13

14 Calculs de phs - acides forts Acide fort : AH + H 2 O H 3 O + + A - c A excès c A c A [H 3 O + ] = c A ph = -log c A Base forte : B + H 2 O OH - + HB + c B excès c B c B [OH - ] = c B ph = 14 + log c B 14

15 Calculs de phs - acides faibles (1) Acide faible de concentration initiale c A : AH + H 2 O H 3 O + + A - I c A 0 0 C - x x x E c A - x x x [H 3 O + ][A - ] x 2 K a = = donc x 2 + K a x - K a c A = 0 [AH] c A - x 15

16 Calculs de phs - acides faibles (2) [H 3 O + ][A - ] x 2 K a = = donc x 2 + K a x - K a c A = 0 [AH] c A - x Résolution : (1) x = 1/2(- K a +/- (K a 2 + 4K a c A )) (2) approximation : c A - x c A donc x 2 = c A K a x = (c A K a ) 16

17 Exemple 1 Si K a = 1,8 x 10-5 pour l'acide acétique, quel est le ph d'une solution de M d'acide acétique? 17

18 Exemple 2 Si ph = 1,70 pour une solution de 0,100 M d'un acide inconnu, quelle est la valeur de K a? 18

19 Exemple 3 Quelle masse de NH 4 Cl produira une solution de 1,50 litres de ph = 4,75? 19

20 Les indicateurs - 1 Les indicateurs sont des bases ou des acides organiques faibles dont les formes conjuguées sont de couleurs différentes. Dans une solution très acide, l'indicateur sera sous sa forme acide. Dans une solution très basique, l'indicateur sera sous sa forme basique un indicateur change de couleur lorsque ph = pk a 20

21 Les indicateurs - 2 Nom pka acide base virage Bleu de thymol 1.7 rouge jaune Méthyljaune 3.3 rouge jaune Méthylorange 3.7 rouge orange Méthylrouge 5.2 rouge jaune Bleu de bromothymol 7.0 jaune bleu Bleu de thymol 8.9 jaune bleu Phénolphtaléine 9.6 incolore rose

22 Les titrages Principe : à l'aide d'une réaction complète faisant intervenir une solution de concentration connue, on détermine la concentration d'une solution inconnue de volume fixé. HA + OH - A - + H 2 O n moles n x x x x 0 n n n c HA x v HA = c OH x v OH 22

23 Mode opératoire 23

24 La courbe de titrage 24

25 Acides et bases fortes Acide fort par base forte Départ très acide Pente abrupte Indicateur : pka 7 Base forte par acide fort Départ très basique Pente abrupte Indicateur : pka 7 25

26 Acides et bases faibles Acide faible par base forte Courbe au départ pka = ph ½ Indicateur : pka > 7 Base faible par acide fort Courbe au départ pkb = poh ½ Indicateur : pka < 7 26

27 Le ph de ½ équivalence Au point de demi-équivalence, les concentrations des deux formes conjuguées sont égales donc pka = ph ½ 27

28 Les solutions tampons Une solution tampon est une solution contenant un acide faible et sa base conjuguée, ou une base faible et son acide conjugué, en quantités importantes. 28

29 Propriétés des solutions tampons Le ph d'une solution tampon est très stable. Les solutions tampons sont utilisées pour étalonner les ph-mètres. 29