AIDE-MÉMOIRE. ph : acide, base et réaction de neutralisation. et ex/cours-ch3-neutralisation.

Transcription

1 Collège Voltaire/ Chimie / 3ème/ AIDE-MÉMOIRE ph : acide, base et réaction de neutralisation et ex/cours-ch3-neutralisation.pdf TABLE DES MATIERES 2.A. Définition B. Formation d acides et de bases C. Le ph D. Acide faible A. Base faible B. Mélange acide et sa base conjuguée (solution tampon) C. Les sels D. Le calcul du ph D.1 Acide faible pur D.2 Base faible pure D.3 Mélange acide faible et sa base conjuguée D.4 Acide fort D.5 Base forte E. Courbes de neutralisation...10 Site : login : eleve/ mot de passe : volt1234

2 2.A. Définition Il existe plusieurs définitions des acides et des bases. La plus ancienne est celle d'arrhenius ( ), suivie par celle de Brønsted ( ) selon laquelle : Définition d'arrhenius : Un acide : Une base : est une particule (ion ou molécule) susceptible de libérer un ion H + dans l eau. Donnez un exemple : est une particule (ion ou molécule) susceptible de libérer un ion OH - dans l eau. Donnez un exemple : Définition de Brønsted : Un acide Une base est une particule (ion ou molécule) susceptible de libérer un ion H + dans l eau. Donnez un exemple : est une particule (ion ou molécule) susceptible de capter un ion H + dans l eau. Donnez un exemple : Un acide fort Une base forte ont respectivement une forte tendance à libérer ou à capter un ion H +. Ils sont totalement dissociés en milieu aqueux. Leur réaction avec l'eau n'aboutit pas à un système en équilibre. Donnez un exemple : Un acide faible Une base faible ont respectivement une faible tendance à libérer ou capter un ion H +. Ils sont partiellement dissociés en milieu aqueux. Leur réaction avec l'eau aboutit à un système en équilibre. Donnez un exemple : Ion hydronium H 3 O + L ion H + libéré par un acide va former un ion hydronium H 3 O + avec l eau : Donnez les réactions ci-dessus des acides dans l eau avec le ion hydronium. p.2

3 2.B. Formation d acides et de bases Voici quelques exemples de formation d acides et de bases : - Les métaux forment plutôt des bases en réagissant avec de l'oxygène, puis avec de l'eau. Exemple : Magnésium 2 Mg + O 2 2 MgO MgO + H 2 O 2 Mg(OH) 2 - Les non-métaux forment plutôt des acides en réagissant avec de l'oxygène, puis avec de l'eau. Exemple : phosphore 4 P + O 2 2 P 2 O 5 P 2 O 5 + 6H 2 O 4 H 3 PO 4 - Méthode du déplacement Action d'un acide fort sur le sel d'un acide. L'acide utilisé doit être de même force ou de force supérieure à celle de l'acide formé. Exemples: 2NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO HCl 2HCl + NaNO 2 2NaCl + 2 HNO 2 - Synthèse directe Valable uniquement pour les hydracides. Acide formé directement à partir de ses éléments. Exemple : H 2 + Cl 2 2 HCl p.3

4 et donc [H 3 O + ]= 10 -ph p.4 Aide-mémoire 2.C. Le ph Le ph est une échelle de mesure de la concentration des ions H 3 O + en solution aqueuse, soit une mesure de l acidité. Elle va du plus acide au moins acide et est étalonnée de 0 à 14, le chiffre 7 représentant la neutralité. Concentration des ions H + et OH - en fonction du ph acide neutre basique ph [0;7[ 7 ]7;14 ] La concentration des ion H + est supérieure la concentration des ion OH - La concentration des ions H + est égale la concentration des ions OH - La concentration des ion H + est inférieure la concentration des ion OH - Il est à noter qu'une augmentation linéaire de concentration en H 3 O + ne fait pas varier le ph de façon linéaire, car elle implique une fonction logarithmique (CRM, p. 219) : ph= -log [H 3 O + ] la concentration de H 3 O + est en molaire ( M =mol/l )

5 La mesure de l acidité Dans l ordre de précision, la mesure de l acidité peut se faire avec un indicateur coloré, avec du papier ph ou un ph-mètre. Indicateurs colorés (CRM p.214 ) Pour identifier les acides et les bases, on peut utiliser des indicateurs colorés. Ce sont des substances qui changent de couleur selon la présence d acide ou d hydroxyde, soit selon le ph d une solution : Exemples : - la phénolphtaléine est incolore en milieu acide et rose en milieu basique. - le bleu de bromothymol est jaune en milieu acide et bleu en milieu basique. - le papier tournesol change de couleur a chaque unité de ph. Le papier ph Le papier ph est une méthode fréquemment employée en raison de sa simplicité d'utilisation et de son coût abordable. Il se présente sous la forme de bandelettes de papier imprégnées de réactifs qui changent de couleur selon le ph de la solution. Ses inconvénients majeurs sont son inexactitude de mesure due à l'étendue de la zone de virage, et la subjectivité d'appréciation des couleurs par l'utilisateur. De plus, les couleurs diffèrent suivant la marque du papier et ses constituants. ph-mètre Le ph-mètre est un appareil de mesure qui permet de déterminer avec précision le ph d'une solution. Il est constitué généralement d'une électrode en verre reliée à un convertisseur numérique. Lorsque l'électrode en verre est immergée dans une solution de ph inconnu, il s'établit entre les parois externe et interne du verre une différence de potentiel. Celle-ci est fonction de la différence de ph entre la solution de remplissage de l'électrode et la solution de ph inconnu. Cette différence de potentiel provient des échanges de cations à travers la membrane de verre. Ces échanges, très limités, n'affectent pas la composition des solutions. Le ph-mètre transforme ensuite cette tension en unité ph et indique des valeurs à une décimale. Néanmoins, la mesure du ph devient délicate dans les solutions concentrées et manque d'exactitude. Les électrodes utilisées dans les établissements scolaires ne peuvent, en général, lire que des ph compris entre 1 et 11. p.5

6 2.D. Acide faible Cette description ne concerne que des acides en solution aqueuse diluée. Si nous introduisons dans de l'eau un acide faible comme CH 3 COOH, l'eau se comportera comme une base et il s'établira l'équilibre de protolyse suivant : Il y a donc deux couples acide-base : CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + a) CH 3 COOH/CH 3 COO CH 3 COO est la base conjuguée de CH 3 COOH. b) H 3 O + /H 2 O H 3 O + est l'acide conjugué de H 2 O. Il y a compétition entre les deux couples acide-base. Dans notre exemple, CH 3 COO est une base plus forte que H 2 O et l'équilibre est déplacé à gauche. Remarques : - Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. - Plus un acide est faible, plus sa base conjuguée est forte - Lors de la dissociation des acides et bases forts : Exemples : HCl + H 2 O H 3 O + + Cl NaOH + H 2 O OH + Na + Il n'y a pas d'équilibre. Cl n'est pas une base. Na + n'est ni un acide, ni une base. K a est la constante acide-base (voir liste des constantes d acidité CRM p.223). Elle est déterminée expérimentalement. Exemple : CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + K a = [ CH 3 COO ]. [ H 3 O + ] [CH 3 COOH ] = 10 4,7 et pk a = 4.7 On définit : pk a = log K a p.6

7 2.A. Base faible Si nous introduisons dans de l'eau une base faible comme l'ammoniac NH 3, l'eau se comportera alors comme un acide et il s'établira l'équilibre de protolyse suivant : + NH 3 + H 2 O NH 4 + OH Nous pouvons déterminer, par analogie avec le cas d'un acide faible, une constante baseacide K b qui vaut 10 4,8. Comme il ne serait pas très commode, pour effectuer des comparaisons sur la force des acides et des bases, d'avoir deux échelles : une échelle des K a et une échelle des K b, on préfère n'utiliser que l'échelle des K a. NH + 4 étant l'acide conjugué de la base NH 3, on préférera écrire l'équilibre suivant : + NH 4 + H 2 O NH 3 + H 3 O + Remarques : On peut facilement montrer que : K a K b = K e. Si pk a < 7, l'acide est plus fort que sa base conjuguée. Si pk a > 7, l'acide est plus faible que sa base conjuguée. 2.B. Mélange acide et sa base conjuguée (solution tampon) Exemples : CH 3 COOH et CH 3 COO NH 4 + et NH 3 Il s'agit de solutions appelées solutions tampons car des adjonctions dans ces solutions d'acide ou de base ne modifie que peu la valeur du ph. Dans les milieux biologiques, les solutions tampons jouent un rôle important. Par exemple, on trouve dans le sang humain un tampon d'acide carbonique (H 2 CO 3 ) et de hydrogénocarbonate (HCO 3 - ) qui maintient le ph entre 7,35 et 7,45. 2.C. Les sels L'introduction d'un sel dans l'eau peut aboutir à une solution acide, neutre ou basique. Un sel dissous étant toujours dissocié en ions, ce sont en fait ces derniers qui ont des propriétés acides ou basiques. Un anion peut être une base. Un cation hydrogéné peut être un acide. Exemples : Le cation K + n'est bien sûr ni acide, ni basique. l anion NO 3 n'est pas une base car il ne peut pas capter des H + (HNO 3 est un acide fort). l anion F est une base car il est la base conjuguée d'un acide faible HF. p.7

8 2.D. Le calcul du ph La théorie de Brønsted nous dit que : [ H 3 O + ]=K a. C a [ H 3 O + ]+[OH ] +[ H 3 O + ] [OH ] Il s'agit d'une équation qui peut être simplifiée dans les 3 cas suivants: 2.D.1 Acide faible pur Exemple : 40 ml d acide acétique à 1M - Pourquoi peut-on utiliser cette formule [H 3 O + ] = [ H 3 O + ]= K a.c a (CRM p.219) pour calculer le ph? [ H 3 O + ]=K a. C a [ H 3 O + ]+[OH ] +[ H 3 O + ] [OH ] -Montrez que ph = pk a logc a 2 2.D.2 Base faible pure Exemple : 40 ml d acétate de sodium à 1M - Pourquoi peut-on utiliser cette formule [ H 3 O + ]= K a. K e (CRM p.220) ph? [ H 3 O + ]=K a. C a [ H 3 O + ]+[OH ] +[ H 3 O + ] [OH ] -Montrez que ph = 1 2 (14+ pk a+log ) p.8

9 2.D.3 Mélange acide faible et sa base conjuguée Exemple : mélange de 20 ml de CH 3 COOH à 0.1 M avec 20 ml de CH 3 COO à 0.1 M. -Pourquoi peut-on utiliser cette formule [ H 3 O + ]=K a. C a (CRM p.220)? [ H 3 O + ]=K a. C a [ H 3 O + ]+[OH ] +[ H 3 O + ] [OH ] -Montrez que ph = pk a +log C a - Remarque : Si C a =, alors ph = pk a (voir les courbes de neutralisation, point de demi-équivalence) 2.D.4 Acide fort Rappel : les acides et bases fortes Ils sont totalement dissociés dans l'eau, donc : [H 3 O + ] = Ca ph=-log C a 2.D.5 Base forte [OH ] = Cb et comme [H 3 O+] [OH ] = K e - Montrez que ph=14 +log p.9

10 2.E. Courbes de neutralisation Exemple : Neutralisation de 20 ml d acide méthamo!ique ( M) par NaOH (0.02M) Source: Courbe de neutralisation de HCOOH (20 ml ; M) par NaOH (0.02M) p.10

11 Observations : Avant l'équivalence, l'un des réactifs est en excès. A l'équivalence les réactifs sont en proportions stœchiométriques. Après l'équivalence, l'autre réactif est en excès. Avant l'équivalence, le réactif en excès est le réactif titré HCOOH. Le réactif limitant est le réactif titrant HO - progressivement ajouté qui est totalement transformé en H 2 O. Calcul du ph : mélange acide faible et sa base conjuguée(hcooh/hcoo - ) A l'équivalence les réactifs apportés HCOOH et HO - sont en proportions stœchiométriques. Ils sont totalement transformés en HCOO - et H 2 O. Calcul du ph : base faible pure (HCOO - ) Après l'équivalence, le réactif en excès est le réactif titrant ajouté HO - ( soude Na + + HO - ). Le réactif limitant est le réactif titré HCOOH qui est totalement transformé en HCOO -. Calcul du ph : base forte (OH - ) Définitions : - L'équivalence (point d'équivalence (Vb E ; ph E )) : À l'équivalence, la solution titrante et la solution titrée ont réagi dans les proportions stœchiométriques. Les deux réactifs sont limitants et entièrement consommés. Source : -La demi-équivalence (point de demi-équivalence(0.5 Vb E ; pk a ) : A la demi équivalence le ph est égal au pk A si l'acide est un acide faible. (voir calcul de ph : mélange acide faible et sa base conjuguée, lorsque C a = ) p.11