PARTIE II : COMPRENDRE. Reactions acido-basiques

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1 PRTIE II : COMPRENDRE Mesurer le ph d'une solution aqueuse. Reconnaître un acide, une base dans la théorie de Brönsted. Utiliser les symbolismes, et dans l écriture des réactions chimiques pour rendre compte des situations observées. Identifier l espèce prédominante d un couple acide-base connaissant le ph du milieu et le pka du couple. Mettre en oeuvre une démarche expérimentale pour déterminer une constante d acidité. Calculer le ph d une solution aqueuse d acide fort ou de base forte de concentration usuelle. Mettre en évidence l'influence des quantités de matière mises en jeu sur l élévation de température observée. Extraire et exploiter des informations pour montrer l importance du contrôle du ph dans un milieu biologique. Chapitre 14 cides et bases / Reactions acido-basiques I. Le ph I.1 Définition Pour bien comprendre ce qu est le ph, il faut savoir que : Une solution dont le solvant majoritaire est l eau est appelée solution aqueuse. Dans toute solution aqueuse il y a simultanément présence d ions hydroxyde HO et d ions oxonium H 3 O (ou hydronium). La valeur du ph d une solution aqueuse est directement liée à la concentration des ions oxonium : ph = - log [H 3 O La concentration des ions hydroxyde est liée à la concentration des ions oxonium par la relation : [H 3 O [HO = (à 25 C) Milieu basique ou alcalin [H 3 O < [HO Figure 1 Concentration des ions hydroxyde et oxonium. Milieu neutre [H 3 O = [HO Milieu acide [H 3 O > [HO Valeur du ph 14 [H [HO 3 O 7 0 a. l aide de la formule ph = -log [H 3 O déterminer l expression donnant la concentration des ions oxonium dans une solution de ph connu. b. Retrouver alors la concentration des ions oxonium à ph = 7,0 c. En déduire celle des ions hydroxyde à ph = 7,0. d. Quelle est en théorie la concentration des ions hydroxyde à ph = 0? e. Même question pour les ions oxonium. f. Déterminer la concentration en ions hydroxyde et en ions oxonium pour une solution aqueuse de ph = 4,2. g. Sachant qu une concentration devient négligeable devant une autre si elle est au moins 1000 fois inférieure, que peut-on en déduire pour cette solution? 1/ 7 Chap. 14 : cides - bases

2 Conclusion : - ph = -log [H 3 O [H 3 O = 10 ph - L eau distillée a en théorie un ph de 7,0. - Si une eau a un ph inférieur à 7,0 c est qu une ou plusieurs espèces acides y sont dissoutes. - Si une eau a un ph supérieur à 7,0 c est qu une ou plusieurs espèces basiques y sont dissoutes. I.2 Mesure du ph Le ph se mesure : - de manière rapide mais peu précise avec du papier ph (à une unité de ph près) - au dixième d unité, voire centième, avec un ph-mètre étalonné. Figure 2 : Papier ph ph-mètre Sonde de ph (ou électrode) Sonde de température Figure 3 : ph-mètre II. Théorie de Brönsted-Lowry II.1 Définitions Un acide au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un ion H (ou proton) Une base au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de capturer un proton. Exemples d acides : Exemples de bases : HCl H Cl Cl H HCl CH 3 COOH H CH 3 COO CH 3 COO H CH 3 COOH H 3 O H H 2 O H 2 O H H 3 O On remarque ainsi que lorsqu un acide donne son proton il se transforme en une base. De même lorsqu une base accepte un proton elle devient une espèce acide. Conclusion : Un couple acido-basique noté H / est constitué d un acide H et d une base liés par l équation de l équilibre de Brönsted : H H L acide H et sa base sont dits «conjugués» 2/ 7 Chap. 14 : cides - bases

3 II.2 La réaction acido-basique Une réaction acido-basique se produit lorsqu un acide d un couple (couple 1) cède un proton à la base d un autre couple (couple 2). On mélange de l acide éthanoïque avec de la soude Na HO (hydroxyde de sodium). L acide cède un proton à l ion hydroxyde : CH 3 COOH H CH 3 COO L ion hydroxyde capte alors ce proton : HO H H 2 O L équation bilan de cette réaction est donc : CH 3 COOH HO CH 3 COO H 2 O Lors de cette réaction, on considère donc les deux couples acido-basiques : - Couple 1 : CH 3 COOH / CH 3 COO - Couple 2 : H 2 O / HO 1. Donner l acide conjugué des espèces chimiques suivantes : L ion benzoate C 6 H 5 COO ; L eau H 2 O ; L ion éthanolate CH 3 CH 2 O 2. L ion amidure est la base conjuguée de l ammoniac. Donner sa formule. 3. On fait réagir de l acide méthanoïque avec de l ammoniac NH 3. a. Ecrire les deux demi-équations protoniques ainsi que l équation bilan de la réaction. b. Ecrire les deux couples mis en jeux lors de cette réaction. 4. On verse de la soude dans une solution d éthanoate de sodium. Qu observe-t-on? Justifier. II.3 Espèces amphotères Une espèce amphotère ou ampholyte peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base selon l autre espèce chimique qu on lui présente. On verse quelques gouttes d acide nitrique HNO 3 dans de l eau : HNO 3 H NO 3 H 2 O H H 3 O HNO 3 H 2 O NO 3 H 3 O On verse quelques gouttes d acétate de sodium dans de l eau : H 2 O H HO CH 3 COO H CH 3 COOH CH 3 COO H 2 O CH 3 COOH HO utres exemples d espèces amphotères : L ion hydrogénosulfate HSO 4 : H 2 SO 4 / HSO 4 et HSO 4 / SO 4 2 L ammoniac NH 3 : NH 4 / NH 3 et NH 3 / NH 2 Ici, l eau capte un proton et joue le rôle d une base au sens de Brönsted. Le couple de l eau à considérer est : H 3 O / H 2 O Ici, l eau donne un proton et joue le rôle d un acide au sens de Brönsted. Le couple de l eau à considérer est : H 2 O / HO 3/ 7 Chap. 14 : cides - bases

4 III. cide fort et base forte Un acide H est dit FORT s il réagit totalement sur l eau. Une base est dite FORTE si elle réagit totalement sur l eau. Exemple Le chlorure d hydrogène HCl est un acide fort. Si l on introduit par exemple 10 mol de chlorure d hydrogène dans de l eau, on aura la réaction : Etat système avancement HCl H 2 O H 3 O Cl Initial x = 0 10 Excès 0 0 Intermédiaire x 10 - x Excès x x Final x final = x max = 10 0 Excès noter : L avancement final est égal à l avancement maximal car l acide fort réagit intégralement. L espèce HCl n existe donc pas dans l eau. Exemples d acides forts : chlorure d hydrogène, acide nitrique, acide sulfurique, Exemples de bases fortes : la soude, l ion éthanolate, l ion amidure, IV. cide faible et base faible IV.1 Notion d équilibre Les réactions totales sont des réactions qui se poursuivent jusqu à élimination complète du réactif introduit en défaut. Ces réactions sont caractérisées par une flèche simple ( ) entre les réactifs et les produits. B C D D autres réactions aboutissent à un équilibre chimique entre les réactifs et les produits car les produits formés par la réaction peuvent réagir entre eux pour redonner les réactifs de départ. On parle de réaction non-totale, partielle ou encore limitée. Ces réactions se caractérisent par une double flèche () entre les réactifs et les produits. B C D On verse de l acide éthanoïque dans de l eau. On observe la réaction suivante : CH 3 COOH H 2 O CH 3 COO H 3 O Mais sitôt les espèces CH 3 COO et H 3 O formées, elles réagissent entre elles pour redonner les espèces de départ selon l équation : CH 3 COO H 3 O CH 3 COOH H 2 O Conclusion : On observe donc ces deux transformations simultanément qui conduisent à un état d équilibre défini par la force des acides et des bases en présence. Cet état d équilibre est représenté par la réaction : CH 3 COOH H 2 O CH 3 COO H 3 O 4/ 7 Chap. 14 : cides - bases

5 IV.2 Constante d acidité Les acides qui ne réagissent pas totalement avec l eau sont dits FIBLES Leur réaction sur l eau conduit à l équilibre : H H 2 O H 3 O On associe alors à cette équilibre une grandeur sans dimension nommée «constante d acidité du couple H /» définie par la relation : [ [ H 3O K = [ H [ H O 2 [ 3 K = [ H O [ H [Concentration en mol L 1 K sans dimension noter : Par convention, la concentration du solvant (ici l eau) vaut 1 mol L 1 La constante d acidité d un couple acido-basique définit l état d équilibre de la réaction entre l acide de ce couple et l eau. La valeur de cette constante d acidité est indépendante de l état initial du système étudié. Elle ne dépend que de la force de l acide. chaque K on associe une grandeur logarithmique, notée pk, telle que : pk = log K pk sans dimension K sans dimension Figure 4 : Force d un acide et de sa base conjuguée K CIDE FORT HNO 3 / NO 3 BSE INERTE 10 0 = 1 HCl / Cl H 3 O / H 2 O 0 Peu faible CIDE FIBLE Très faible HCOOH / HCOO CH 3 COOH / CH 3 COO NH 4 / NH 3 Très faible BSE FIBLE Peu faible H 2 O / HO 14 CIDE INERTE C 2 H 5 OH / C 2 H 5 O BSE FORTE pk a. Retrouver la relation donnant le K en fonction du pk. b. L acide méthanoïque a un pk de 3,7. Déterminer la valeur de sa constante d acidité. c. L acide éthanoïque possède un pk de 4,8. Cet acide est-il plus fort que l acide méthanoïque? d. D après la figure 4, quel type de base est conjugué à un acide fort? e. Même question pour un acide faible. f. Justifier à l aide de la figure 4 que la réaction d une base forte sur l eau est totale. 5/ 7 Chap. 14 : cides - bases

6 IV.3 Domaine de prédominance Pour tout couple H / on a : [ 3 K [ H O [ H pk = log K = et a. Montrer que l on peut alors écrire : ph = pk [ log [ H b. Quelle relation a-t-on entre [ et [H si le ph de la solution est égal au pk de l acide? c. Quelle inégalité existe-t-il entre le ph et le pk si [ > [H? d. Même question si [ < [H. e. On considère une solution aqueuse d acide éthanoïque (pk = 4,8). Indiquer sur le schéma cidessous qui, de la forme acide ou de la forme basique, prédomine en solution en fonction du ph ph IV.4 utoprotolyse de l eau L eau est une espèce amphotère. On la retrouve donc dans deux couples acide / base : H 2 O / HO et H 3 O / H 2 O insi l eau, espèce acide, peut réagir sur l eau, espèce basique, selon l équation : H 2 O H 2 O H 3 O HO Cette réaction est appelée : autoprotolyse de l eau noter : Cette réaction fait que, quelque soit la solution aqueuse considérée, il y a toujours présence des ions hydroxyde et oxonium. Si l on considère le couple H 2 O / HO, cette réaction est bien celle d un acide (H 2 O) sur l eau (H 2 O) H 2 O H 2 O H 3 O HO On peut donc définir le K de l eau avec cette équation bilan : K [ HO [ H O = = [ HO [ H 3O [ H O [ H O Cette constante s appelle «le produit ionique» de l eau et est noté K e : 14 K e = [ HO [ H O = à 25 C / 7 Chap. 14 : cides - bases Par convention, la concentration du solvant (ici l eau) vaut 1 mol L 1

7 V. pplications V.1 Réaction entre un acide fort et une base forte On mélange une solution aqueuse d acide chlorhydrique (acide fort) avec une solution aqueuse de soude (base forte). On observe la réaction suivante : H 3 O Cl Na HO H 2 O Cl Na H 2 O En supprimant les ions spectateurs, on aura alors : H 3 O HO 2 H 2 O Comme tous les acides forts en solution aqueuse sont sous la forme H 3 O et que toutes les bases fortes en solution aqueuse sont sous la forme B HO, la réaction d un acide fort sur une base forte s écrira toujours : noter : H 3 O HO 2 H 2 O Plus l avancement de cette réaction est grand, plus l énergie produite (chaleur) est grande. Cette réaction produit 56 kj par mole d avancement à 25 C. Une telle réaction est donc très exothermique ce qui peut engendrer lors du mélange des projections brûlantes et corrosives. V.2 Les solutions tampon La présence simultanée de l espèce H et de l espèce en solution aqueuse empêche le ph de varier sensiblement lors d un ajout modéré d acide fort ou de base forte, ou encore lors d une dilution. Une telle solution est appelée solution tampon. En d autres termes, si le ph d une solution est tel que l espèce H et l espèce ont des concentrations non négligeables l une par rapport à l autre, on a une solution tampon. 100 % H Zone tampon On considère un couple H / dont le pk vaut 5,0. Si le ph de la solution aqueuse contenant ces espèces est compris entre 4,0 (pk 1) et 6,0 (pk 1), alors la solution est tampon. 50 Si le ph de la solution est supérieure à 6,0 ou inférieure à 4,0, une des deux espèces est devenue négligeable par rapport à l autre et la solution n est plus tampon. ph Figure 5 : diagramme de prédominance a. Montrer mathématiquement que si dans cet exemple le ph de la solution est de 2 alors une des deux espèces a une concentration négligeable devant l autre. b. Cette solution est-elle tampon à ph = 2? V.3 Les acides α-aminés Les acides aminés sont des espèces amphotères. Elles sont donc caractérisées par deux pk. H 3 N CHR COOH H 3 N CHR COO H couple H 3 N CHR COOH / H 3 N CHR COO H 3 N CHR COO H 2 N CHR COO H couple H 3 N CHR COO / H 2 N CHR COO de pk 1 de pk 2 Question : En regardant la figure 4, quel est de ces deux pk celui dont la valeur est la plus grande? 7/ 7 Chap. 14 : cides - bases