Acides-bases 1 Acides et bases de Brønsted

Lycée Denis-de-Rougemont Acides-bases 1 Acides et bases de Brønsted Acide : 'est une particule capable de céder un ion H+. Exemples : HI, NH4+, H3O+. Base : 'est une particule capable d'accepter un ion H+. Exemples : OH, NH3, l. Lors de la dissociation d'un acide, il y a libération d'un H+. omme H+ correspond à un atome d'hydrogène ayant perdu un électron, donc un proton seul, il est beaucoup trop petit pour rester seul en solution : il va alors se fixer sur une autre molécule d eau. Lorsqu'un acide se dissocie dans l'eau, il y a formation d un ion H3O+, appelé ion hydronium : H+ O H H H H2 O H3O+ H H Réaction de Hl avec l'eau Hl O Réaction de NH3 avec l'eau l NH3 H2 O NH4+ OH Hl est un acide de Brønsted car il libère un ion H+ (qui est capturé par une molécule d'eau). NH3 est une base de Brønsted car il accepte un ion H+ (libéré par une molécule d'eau). Note : Souvent, par mesure de simplification, les auteurs de certaines publications scientifiques utilisent le terme H+ dans les équations chimiques, par exemple : Hl H+ + l Mais pour être tout à fait correct, il faut écrire : Hl + H2O H3O+ + l Page 1/42

Acides-bases 2 Acides et bases conjuguées Un acide réagit toujours avec une base selon le schéma : Acide 1 + Base 2 Base 1 + Acide 2 Exemples : Hl + H 2 O l + H 3 O + H 2 O + NH 3 OH + NH 4 + A chaque acide correspond une base conjuguée (acide qui a perdu un proton) et viceversa, à chaque base correspond un acide conjugué. Il y a donc formation de couples acide / base conjuguée (couples acido-basiques). Quelques exemples : acide / base conjuguée HI / l H 3 O + / H 2 O NH 4 + / NH 3 H 2 O / OH L'eau est un ampholyte (particule qui peut agir comme acide ou comme base). Une liste plus complète des couples acide-base conjuguée classés selon leur force se trouve dans le Formulaire RMP. Page 2/42

Acides-bases 3 Nomenclature des acides Nomenclature des ions suffixe ure ions négatifs monoatomiques. Exemples : l - chlorure, S 2- sulfure,... suffixe ite un atome d'oxygène en moins que dans les ions avec le suffixe ate (la charge de l'ion reste la même). Exemples : NO 2 - nitrite, NO3 - nitrate, SO 3 2- sulfite, SO 4 2- sulfate. Nomenclature des acides Les acides sont dérivés des anions. a) Anions avec suffixe en ure : acides avec suffixe en hydrique. Exemples : l chlorure Hl acide chlorhydrique S 2- sulfure H 2 S acide sulfhydrique b) Anions avec suffixe en ite : acides avec suffixe en eux. Exemples : NO 2 SO 3 2- nitrite HNO 2 acide nitreux sulfite H 2 SO 3 acide sulfureux c) Anions avec suffixe en ate : acide avec suffixe en ique. Exemples : NO 3 SO 4 2- nitrate HNO 3 acide nitrique sulfate H 2 SO 4 acide sulfurique Page 3/42

Acides-bases 4 Le chlorure d hydrogène et l acide chlorhydrique Le chlorure d'hydrogène Le chlorure d'hydrogène (Hl) est un gaz incolore, suffocant et très soluble dans l'eau. En le refroidissant, on obtient un liquide qui bout à 83,7 et qui ne conduit pas le courant électrique. es faits expérimentaux montrent que le chlorure d'hydrogène pur est constitué uniquement de molécules de Hl. Donc, s'il n'y a pas la présence d'une molécule acceptant le proton H +, la dissociation de Hl ne peut pas avoir lieu. La liaison H l se comporte comme une liaison atomique. L'acide chlorhydrique L'acide chlorhydrique (Hl (aq) ) est une solution aqueuse de chlorure d'hydrogène. L'acide chlorhydrique conduit le courant électrique. Il doit donc contenir des ions. Test au nitrate d'argent : lorsqu'on ajoute du nitrate d'argent à une solution d'acide chlorhydrique, il se forme un précipité blanc de chlorure d'argent noircissant à la lumière : Ag + (aq) + l (aq) Agl (s) L'acide chlorhydrique contient donc des anions chlorures. Lors de dissolution dans l'eau, la molécule de Hl se scinde en deux de la manière suivante : H l H + + l Ensuite, ne pouvant exister seul en solution et pour acquérir la structure électronique du gaz rare hélium (He), H + se fixe sur une molécule d'eau : H + + H 2 O H 3 O + Les ions hydronium peuvent être mis en évidence à l'aide d'indicateurs colorés, par exemple le méthylorange. Résumons la réaction sous forme d'une équation : Hl H + + l (dissociation de Hl) H 2 O + H + H 3 O + (fixation de H + sur H 2 O) H 2 O + Hl H 3 O + + l Expérimentalement, (par la mesure du ph), on peut montrer que cette réaction est totale. onclusion Une solution aqueuse de chlorure d'hydrogène (acide chlorhydrique) contient des ions H 3 O + et l mais aucune molécule de Hl. Page 4/42

Acides-bases 5 L acide sulfurique Acide sulfurique pur L'acide sulfurique pur (H 2 SO 4 ) est un liquide huileux, incolore, sans odeur et très soluble dans l'eau. L'acide sulfurique anhydre ne conduit pas le courant électrique. 'est une conséquence de sa structure moléculaire. L'acide sulfurique pur est constitué uniquement de molécules de H 2 SO 4. Au laboratoire, on a de l'acide sulfurique dit concentré, qui contient encore environ 2 % d'eau. La masse volumique de l'acide sulfurique concentré est de 1,84 kg. dm -3 et son point d'ébullition est de 338. Lorsqu'on dilue de l'acide sulfurique concentré dans de l'eau, le mélange se réchauffe très fortement, parfois au point d'atteindre l'ébullition, ébullition telle que l'acide pourrait même gicler! Pour réaliser ce mélange, on doit toujours verser l'acide dans l'eau. (On ne donne jamais à boire à un acide!) Solutions aqueuses d'acide sulfurique Les solutions aqueuses d'acide sulfurique conduisent le courant électrique. Elles contiennent donc des ions. Test au chlorure de baryum : lorsqu'on ajoute du chlorure de baryum à une solution d'acide sulfurique, il se forme un précipité blanc de sulfate de baryum : Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) BaSO 4(s) L'acide sulfurique contient donc des anions sulfates. Lors de la dissolution dans l'eau, la molécule de H 2 SO 4 se scinde de la manière suivante, en deux étapes : H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + + HSO 4 HSO 4 + H 2 O H 3 O + + SO 4 2- H 2 SO 4 + 2 H 2 O 2 H 3 O + + SO 4 2- omme H 2 SO 4 libère 2 ions H +, on parle alors d'un diacide. Les ions hydronium peuvent être mis en évidence à l'aide d'indicateurs colorés, par exemple le méthylorange. Expérimentalement, on peut montrer que cette réaction est totale en solution diluée. elleci ne contient donc pratiquement que des ions H 3 O + et SO 4 2-. En solution concentrée, l'ionisation est incomplète. La solution contient alors trois espèces d'ions : H 3 O +, HSO 4 et SO 4 2-. Page 5/42

Acides-bases 6 L acide phosphorique Acide phosphorique pur L'acide phosphorique concentré H 3 PO 4 contient encore environ 10 % d'eau. Il s'agit d'un liquide huileux, incolore, de masse volumique 1,7 kg. dm -3. D'une part, l'acide phosphorique est, comme l'acide sulfurique, un produit de base de l'industrie chimique ; d'autre part, ses sels, les phosphates, ont une grande importance en tant que composants d'engrais. L'acide phosphorique, sous la forme de ses composés, joue un rôle central dans les organismes vivants. Ainsi, ils sont importants dans des réactions de transfert et de libération d'énergie (adénosine-monophosphate, respectivement diphosphate et triphosphate). Enfin, les acides nucléiques, molécules géantes porteuses des données héréditaires, contiennent aussi des groupements provenant de l'acide phosphorique. Solutions aqueuses d'acide phosphorique Les solutions aqueuses d'acide phosphorique conduisent le courant électrique. Elles contiennent donc des ions. Test au nitrate d'argent : lorsqu'on ajoute du nitrate d'argent à une solution d'acide phosphorique à ph = 5, il se forme un précipité jaune de phosphate d'argent : 3 Ag + (aq) + PO 4 3 (aq) Ag 3 PO 4(s) L'acide phosphorique contient donc des anions phosphate. Lors de la dissolution dans l'eau, la molécule de H 3 PO 4 se scinde de la manière suivante, en trois étapes : H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O + + H 2 PO 4 H 2 PO 4 + H 2 O H 3 O + + HPO 4 2- HPO 4 2- + H 2 O H 3 O + + PO 4 3- H 3 PO 4 + 3 H 2 O 3 H 3 O + + PO 4 3- omme H 3 PO 4 libère 3 ions H +, on parle alors d'un triacide. L'acide phosphorique est un acide fort dans la première étape de protolyse, un acide faible dans la deuxième, et un acide extrêmement faible dans la troisième. Dans les conditions de laboratoire habituelles, on n'observe pas la troisième protolyse. Notes : L'ion H 2 PO 4 s'appelle dihydrogénophosphate, et HPO 4 2 hydrogénophosphate. L'ion hydrogénophosphate HPO 4 2- est donc un ion phosphate (PO 4 3- ) qui reste lié à un hydrogène (un proton). L'ion dihydrogénophosphate H 2 PO 4 est un ion phosphate qui reste lié à deux hydrogènes (deux protons). Page 6/42

Acides-bases 7 Les acides carboxyliques Les molécules qui contiennent le groupement carboxyle OOH : O R sont appelées acides carboxyliques. O H La plupart des acides organiques (composés du carbone) sont des acides carboxyliques. Le groupement carboxyle peut donner son proton. R désigne le Reste de la molécule. Dans l'eau, les acides organiques sont protolysés de la façon suivante : R OOH + H 2 O H 3 O + + R OO L'acide organique le plus connu est l'acide acétique (acide éthanoïque) H 3 OOH (le reste organique est ici le groupe méthyle H 3 ). L'anion H 3 OO est appelé acétate (éthanoate). L'acide carboxylique le plus simple est l'acide formique (acide méthanoïque) HOOH (Latin formica signifiant la fourmi). Il est présent dans la sécrétion de certaines fourmis, dans les poils urticants des orties, etc et irrite la peau. Le reste de l'acide formique, l'anion HOO est appelé formiate (méthanoate). Quelques acides carboxyliques importants O OH H 3 H OH HO H O OH O OH O OH OH H 2 O OH O OH HO H OH H 2 OH O O Acide oxalique acide lactique acide tartrique acide citrique Page 7/42

Acides-bases 8 Hydroxydes, oxydes et ammoniac Les hydroxydes Les hydroxydes sont des corps ioniques (sels) composés d un cation métallique et de l anion hydroxyde (OH ). Exemples : hydroxyde de sodium NaOH ; hydroxyde de baryum Ba(OH) 2. Les solutions aqueuses d hydroxydes métalliques ont des propriétés basiques, car lors de la dissolution de ces composés dans l eau, il y a libération de la base forte OH. On peut représenter cette dissolution à l aide d une équation : NaOH (s) Na + (aq) + OH (aq) Les oxydes Les oxydes de métaux sont des corps ioniques (sels) composés d un cation métallique et de l anion oxyde (O 2- ). Exemples : oxyde de lithium Li 2 O ; oxyde de calcium ao. Les solutions aqueuses d oxydes métalliques ont des propriétés basiques, car lors de la dissolution de ces composés dans l eau, il y a libération de la base forte O 2- qui réagit immédiatement avec l eau pour former l anion hydroxyde (OH ). On peut représenter cette dissolution à l aide d une équation : Li 2 O (s) 2 Li + (aq) + O 2- (aq) La base oxyde réagit ensuite avec l eau : La base ammoniac O 2- + H 2 O 2 OH aq L ammoniac NH 3 est un gaz incolore à odeur piquante caractéristique. Si l on dissout du gaz ammoniac dans l eau, on obtient une solution basique, car NH 3 fixe un proton provenant d une molécule d eau sur la paire électronique non-liante de l atome d azote : H + + NH 3 NH 4 + Il se forme ainsi le cation ammonium (NH 4 + ). L équilibre de la protolyse dans l eau s écrit : NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH L équilibre ci-dessus est fortement déplacé à gauche, car l ammoniac est une base faible (mauvais accepteur de protons). Page 8/42

Acides-bases 9 Produit ionique de l eau Dans l'eau pure à 22, la concentration en ions H 3 O + est égale à 10-7 mol L -1 à cause de l'autoprotolyse de l'eau : H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH Dans l'eau pure, la concentration en ions OH est aussi égale à 10-7 mol L -1 (électroneutralité!). Dans les réactions en solutions aqueuses diluées (la concentration du corps dissous y est inférieure à 0,1 mol L -1 ), la variation de la concentration de l'eau est si faible qu'elle est négligeable. L'exemple de l'acide chlorhydrique 0,1 mol L -1 le montre bien : H2 O vaut environ 55,5 mol L -1 pour l'eau pure, car 1 litre d'eau a une masse de 1000 g et 1 mol d'eau une masse de 18 g (1000 / 18 = 55,5 mol). Si on introduit 0,1 mol de HI gazeux (3,65 g) dans 1 litre d'eau, le volume du liquide ne varie pratiquement pas (à cause de la structure lacunaire de l'eau) ; il est donc toujours de 1 litre. Puisque l'équilibre Hl + H 2 O H 3 O + + l est très fortement situé à droite, 0,1 mol d'eau est transformée en H 3 O +. ette quantité ne représente cependant que la 555e partie de la totalité de l'eau ; elle est donc pratiquement négligeable. La loi d'action de masse (LAM) pour l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau s'écrit : K = H 3 O + OH 2 H2 O Or, puisque H2 O est pratiquement constante et que K est également une constante pour une température donnée, le numérateur de la LAM pour l'équilibre de la protolyse de l'eau doit aussi être une grandeur constante, pour autant que la température reste constante. e numérateur est appelé produit ionique de l'eau et on lui donne le symbole K e. K e = H3 O + OH Pour toute solution aqueuse diluée, on a K e = constante! A 22, K e = 10-14 -2 mol 2 L Page 9/42

Acides-bases 10 L échelle du ph Beaucoup de réactions chimiques dépendent de la concentration en H 3 O +. La vitesse de réaction, le rendement, ou d'autres paramètres peuvent être radicalement modifiés par une très petite quantité de H 3 O +. Par exemple, l'activité des protéines est très sensible à H3. O + De si petites quantités rendent le traitement graphique des valeurs de H3 quasi O + impossible. Il faut introduire une échelle logarithmique. H3 / mol. L -1 O + ph poh OH / mol. L -1 10 0 = 1 0 14 10-14 10-1 1 13 10-13 10-2 2 12 10-12 10-3 3 11 10-11 Acide 10-4 4 10 10-10 10-5 5 9 10-9 10-6 6 8 10-8 10-7 7 7 10-7 Neutre 10-8 8 6 10-6 10-9 9 5 10-5 10-10 10 4 10-4 10-11 11 3 10-3 Basique 10-12 12 2 10-2 10-13 13 1 10-1 10-14 14 0 10 0 = 1 haque fois qu'on change le ph d'une unité, la concentration varie d un facteur 10. ph = log H3 O + poh = log OH H3 O + = 10 ph OH = 10 poh ph + poh = 14 H3 O + OH = 10 14 Page 10/42

ph approximatif de quelques substances SUBSTANES ph approximatif Acide chlorhydrique 0,1 M 1,0 Suc gastrique (estomac) 1,8 itron 2,3 oca-ola 2,4 Vinaigre 2,8 Liqueur douce 3,0 Pomme 3,1 Raisin 3,1 Orange 3,5 Vin 3,5 Tomate 4,2 Bière 4,8 afé 5,0 Pomme de terre 5,8 Eau de pluie 6,2 Lait 6,5 Eau pure 7,0 Salive 7,2 Sang 7,4 Œuf 7,8 Eau de mer 8,5 Lait de magnésie 10,5 Hydroxyde de sodium 0,1 M 13,0 Page 11/42

Acides-bases 11 Force des acides et des bases L'équilibre dynamique Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons (ions H + ) : ette réaction est appelée protolyse. HA + B A + HB + omme la réaction inverse est possible, (l'acide HB + donne son proton à la base A ), un état d'équilibre dynamique s'installe en général. 'est pourquoi, on écrit l'équation chimique de la protolyse avec une double flèche : La force des acides HA + B A + HB + Plus un acide cède facilement son H +, plus il est fort, et plus l'équilibre est déplacé sur la droite. HA + B A + HB + Un exemple d'acide fort, l'acide chlorhydrique : H 2 O + Hl H 3 O + + l Dans une telle solution, il n'y a plus de molécules de Hl, mais uniquement des molécules d eau et des ions H 3 O + et l (et très peu de OH ). 'est pourquoi, dans une telle solution on a l = H3 O + = 0. Inversement, plus un acide cède difficilement son H +, plus il est faible, et plus l'équilibre est déplacé sur la gauche. HA + B A + HB + Un exemple d'acide faible, l'acide fluorhydrique : H 2 O + HF H 3 O + + F Dans une telle solution, il y a des molécules H 2 O et HF et des ions F et H 3 O + (et très peu de OH ). Page 12/42

Réaction d'une base avec l'eau Dans ce cas, un H + est cédé par l'eau et va se fixer sur une des paires libres de la base. Il se forme ainsi un anion hydroxyde OH : La force des bases B + H 2 O HB + + OH Plus une base accepte facilement un H +, plus elle est forte, et plus l'équilibre est déplacé sur la droite. Un exemple de base forte : B + H 2 O HB + + OH 2 H 5 O + H 2 O 2 H 5 OH + OH Dans une telle solution, il n'y a plus d'ions 2 H 5 O, mais uniquement des ions OH (et peu de H 3 O + ) et des molécules 2 H 5 OH et H 2 O. 'est pourquoi, dans une telle solution on a OH = 0. Inversement, plus une base accepte difficilement un H +, plus elle est faible, et plus l'équilibre est déplacé sur la gauche. B + H 2 O HB + + OH Un exemple de base faible, l'ammoniac : H 2 O + NH 3 OH + NH 4 + Dans une telle solution, il y a des molécules H 2 O et NH 3, et des ions OH et NH 4 + (et très peu de H 3 O + ). Note : En français, on fait la différence entre ammoniac, le composé NH 3 pur, et ammoniaque, une solution de NH 3 dans l'eau. Page 13/42

Acides-bases 12 onstantes d acidité et de basicité onstante d'acidité K a On peut exprimer la force d'un acide à l'aide d'une constante d'équilibre qui indique jusqu'à quel point l'acide s'est dissocié en ions. En solution aqueuse, les acides atteignent un état d'équilibre. Par exemple, l'acide fluorhydrique HF dissous dans l'eau s'ionise jusqu'à 7,9 % dans une solution à 0,1 mol L -1, à température ambiante et à pression normale : HF + H 2 O H 3 O + + F Pour mieux décrire cet équilibre, les chimistes utilisent la loi d'action de masse (LAM) et calculent une constante d'équilibre : K = H 3 O + F HF H2 O omme on l'a vu précédemment, H2 O est pratiquement constante. Alors les chimistes ont défini une constante K a ( = K H2 O) appelée constante d'acidité : K a = H 3 O + F HF En généralisant pour la réaction HA + H 2 O d'équilibre pour les acides : H 3 O + + A, on obtient la loi K a = H 3 O + A HA Parmi les avantages de K a, notons que cette constante peut être utilisée pour prédire la concentration en ions hydronium d'un acide à des concentrations variées. On définit le pk a comme le ph, par l'utilisation d'une échelle logarithmique : pk a = logk a K a = 10 pk a A un K a grand (par exemple 10 9 ), ou pk a petit, négatif (par exemple 9) correspond un acide très fortement dissocié. A un K a petit (par exemple 10-16 ), ou pk a grand, positif (par exemple 16) correspond un acide très faiblement dissocié. Page 14/42

onstante de basicité K b On peut exprimer la force d'une base à l'aide d'une constante d'équilibre qui indique jusqu'à quel point la base se dissocie en ions. omme pour les acides, en solution aqueuse, les bases atteignent un état d'équilibre. Par exemple, l'ammoniac gazeux dissous dans l'eau se protone jusqu'à 1,3 % dans une solution à 0,1 mol L -1, à température ambiante et à pression normale : NH 3 + H 2 O OH + NH 4 + De manière similaire aux acides, les chimistes utilisent la loi d'action de masse (LAM) et calculent une constante d'équilibre : K = OH NH4 + NH3 H2 O Mais sachant que K b ( = K H2 O ) appelée constante de basicité : H2 O est pratiquement constante, les chimistes ont défini une constante K b = OH NH4 + NH3 omme pour les acides, on généralise pour la réaction B + H 2 O OH + HB + et on obtient la loi d'équilibre pour les bases : K b = OH HB + B La constante K b permet de prédire la concentration en ions OH d'une base à des concentrations variées. Si l'on connaît OH en solution aqueuse, il est facile de trouver la concentration en H 3 O + grâce au produit ionique de l'eau : K e = 10 14 = H3 O + OH On définit le pk b comme le ph et le pk a, par l'utilisation d'une échelle logarithmique : pk b = logk b K b = 10 pk b A un K b grand (par exemple 10 9 ), ou pk b petit, négatif (par exemple 9) correspond une base très fortement dissociée. A un K b petit (par exemple 10-16 ), ou pk b grand, positif (par exemple 16) correspond une base très faiblement dissociée. Page 15/42

Relation K a K b Une relation existe entre le K a d un acide, le K b de sa base conjuguée et le produit ionique de l eau K e : K a K b = K e = 10 14 Avec les pk a, pk b et pk e, cette relation devient : pk a + pk b = pk e = 14 Page 16/42

Acides-bases 13 Dissociation des acides faibles en fonction du K a Les acides faibles se dissocient partiellement dans l'eau pour former des ions H 3 O +. L'acide se dissocie d'autant moins que le K a est petit (pk a grand). Avant la dissociation Après la dissociation H3 O + 0 HA HA H 3 O + A HA H 3 O + A A = H3 O + a) L'acide formique HOOH : K a = 1,78. 10-4 mol L -1, pk a = 3,75. 4 molécules sur 100 sont dissociées en ions H 3 O + et HOO : HOOH + H 2 O H 3 O + + HOO 96 molécules 4 ions 4 ions b) L'acide acétique H 3 OOH : K a = 1,78. 10-5 mol L -1, pk a = 4,75. 1 molécule sur 100 est dissociée en ions H 3 O + et H 3 OO : H 3 OOH + H 2 O H 3 O + + H 3 OO 99 molécules 1 ion 1 ion c) L'acide cyanhydrique HN : K a = 6,03. 10-10 mol L -1, pk a = 9,22. 1 molécule sur 10 000 est dissociée en ions H 3 O + et N : HN + H 2 O H 3 O + + N 9999 molécules 1 ion 1 ion d) L'eau H 2 O : K a = 1,8. 10-16 mol L -1, pk a = 15,74. 1 molécule sur 555 000 000 est dissociée en ions H 3 O + et OH : H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH 555 000 000 molécules 1 ion 1 ion Page 17/42

Echelle de couples acido-basiques : Un acide HA et sa base conjuguée A forment un couple acido-basique caractérisé par le pk a de l'acide. En ordonnant ces couples suivant les valeurs croissantes des pk a, on obtient une échelle de couples : Acide Base très fort Hl l négligeable fort H 3 O + H 2 O négligeable faible H 3 OOH H 3 OO très faible très faible NH 4 + NH 3 faible négligeable H 2 O OH forte négligeable 2 H 5 OH 2 H 5 O très forte La force relative des acides et des bases conjuguées est régie par les deux axiomes de Brønsted : 1) Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible et inversement. En effet, si un acide est un bon donneur de proton, sa base conjuguée doit être un mauvais accepteur de proton. 2) La protolyse se produit principalement dans le sens donnant la paire acidebase la plus faible. Exemple : H 3 OOH + H 2 O H 3 O + + H 3 OO Pour trouver le sens privilégié de l'équilibre, on utilise la deuxième règle de Brønsted : fort H 3 O + H 2 O négligeable Paire la plus faible, donc favorisée faible H 3 OOH H 3 OO très faible Paire la plus forte, donc défavorisée Dans ce cas, la paire la plus faible est H 3 OOH + H 2 O. La réaction est donc favorisée de droite à gauche : H 3 OOH + H 2 O H 3 O + + H 3 OO Page 18/42

Règle simplificatrice pour l utilisation de l échelle des couples acide-base : Ø Si l acide est situé en dessus de la base avec laquelle il réagit, la réaction de gauche à droite est complète. Ø Si l acide est situé en dessous de la base avec laquelle il réagit, il y a réaction d équilibre. Acide 1 + Base 2 Base 1 + Acide 2 Acide 1 Base 1 Acide 1 Base 1 Acide 2 Base 2 Acide 2 Base 2 Réaction complète Réaction d équilibre La réaction se fait d autant moins que l écart entre les couples acide-base est grand. L application de cette règle pour un acide ou une base dissous dans l eau permet de distinguer trois grands groupes de couples acide-base conjuguée. es trois groupes sont délimités en haut par la valeur pk a = 2,12 (couple H 3 PO 4 /H 2 PO 4 ) et en bas par le couple H 2 O/OH. Acide Base fort négligeable fort H 3 PO 4 H 2 PO4 pk a = 2,12 faible faible négligeable H 2 O OH pk a = 15,74 négligeable forte Les acides forts sont totalement dissociés dans l eau. Les acides faibles sont partiellement dissociés dans l eau. Les acides indifférents (ou négligeables) sont trop faibles pour être dissociés dans l eau. Il n y a pas de formation d ions H 3 O + lors de la dissolution d un acide indifférent. Les bases fortes sont les bases conjuguées des acides indifférents. Elles réagissent complètement avec l eau pour former des ions OH. Les bases faibles réagissent partiellement avec l eau pour former des ions OH. Les bases indifférentes (ou négligeables) sont les bases conjuguées des acides forts. Elles sont trop faibles pour réagir avec l eau, donc il n y a pas de formation d ions OH. Page 19/42

Acides-bases 14 alcul du ph des solutions d un acide ou d une base dans l eau Le calcul du ph d un acide fort ou d une base forte dans l eau est simple, de même que celui d un acide indifférent ou d une base indifférente. Il est par contre beaucoup plus compliqué dans le cas d un acide faible ou d une base faible. Nous donnons ici un exemple de calcul pour les 6 cas cités ci-dessous. a) alcul du ph d une solution d un acide fort dans l eau Les acides forts sont situés dans l échelle des pk a en dessus du couple H 3 O + /H 2 O. Leur pk a est donc compris entre 9 et 1,74. Par simplification pour certains calculs, on prolonge le domaine et l on considère que les acides forts ont un pk a compris entre 9 et +2,12. Exemple : quel est le ph d une solution d acide chlorhydrique 0,04 mol L -1? Hl + H 2 O H 3 O + + l / mol L -1 0,04 0,04 La réaction de gauche à droite est complète et 0,04 mol L -1 de Hl se transforme en 0,04 mol L -1 de H 3 O +. Le ph devient donc : ph = log H3 O + = log0,04 = 1,40 b) alcul du ph d une solution d une base forte dans l eau Les bases fortes se situent dans l échelle des pk a en dessous du couple H 2 O/OH, c est-àdire avec un pk a supérieur à 15,74. Exemple : quel est le ph d une solution d éthanolate de sodium (Na 2 H 5 O) 0,03 mol L -1? Na 2 H 5 O est formé d ions Na + (sans influence sur le ph) et d ions 2 H 5 O. e dernier est une base forte et qui réagit complètement avec l eau pour former 0,03 mol L -1 d hydroxyde. 2 H 5 O + H 2 O 2 H 5 OH + OH / mol L -1 0,03 0,03 Le calcul du ph se fait via la concentration en OH et le poh : poh = log OH = log0,03 = 1,52 ph = 14 poh = 14 1,52 = 12,48 Page 20/42

c) alcul du ph d une solution d un acide indifférent dans l eau Les acides indifférents (parfois appelés acides extrêmement faibles) sont les acides conjugués des bases fortes. Leur pk a est donc supérieur à 15,74. Exemple : quel est le ph d une solution d éthanol 0,07 mol L -1? L éthanol est un acide indifférent, c est-à-dire que 2 H 5 OH est un acide trop faible pour former des ions H 3 O + avec l eau. La réaction suivante ne se fait pas : 2 H 5 OH + H 2 O H 3 O + + 2 H 5 O Il n y a donc pas de formation d ions H 3 O + provenant de 2 H 5 OH. Les seuls ions H 3 O + (et OH ) de cette solution proviendront de l eau. Le ph d une solution d un acide indifférent sera donc celui de l eau pure, c est-à-dire ph = 7. d) alcul du ph d une solution d une base indifférente dans l eau Les bases indifférentes (parfois appelées bases extrêmement faibles) sont les bases conjuguées des acides forts. omme pour ces derniers, on prolonge leur domaine et l on considère que les bases indifférentes ont un pk a compris entre 9 et +2,12. Exemple : quel est le ph d une solution de chlorure de sodium 0,08 mol L -1? Nal est formé d ions Na + (sans influence sur le ph) et d ions l. Le chlorure est une base indifférente (ou extrêmement faible), c est-à-dire que l est une base trop faible pour former des ions OH avec l eau. La réaction suivante ne se fait pas : l + H 2 O Hl + OH Il n y a donc pas de formation d ions OH provenant de la réaction de l avec H 2 O. Les seuls ions OH (et H 3 O + ) de cette solution proviendront de l eau. Le ph d une solution d une base indifférente sera donc celui de l eau pure, c est-à-dire ph = 7. e) alcul du ph d une solution d acide faible dans l eau Les acides faibles sont théoriquement situés entre les couples H 3 O + /H 2 O et H 2 O/OH, c est-à-dire avec des pk a compris entre 1,74 et +15,74. omme nous l avons expliqué pour les acides forts, par simplification, nous considérons que les acides faibles auront un pk a compris entre 2,12 et 15,74. Il faut signaler que le calcul du ph des acides faibles (comme celui des bases faibles) est plus compliqué que celui des acides forts car on ne sera plus dans le cas d une dissociation complète dans l eau, mais qu il y aura un équilibre. Par exemple : H 3 OOH + H 2 O H 3 O + + H 3 OO Il est donc impossible de connaître directement la concentration de H 3 O + formé, d où un calcul beaucoup plus complexe. Le calcul est présenté sur la base d un cas général : quel est le ph d une solution d un acide faible HA de concentration initiale a? Page 21/42

Dans ce cas, la concentration des ions H 3 O + qui nous intéresse pour le calcul du ph provient de deux sources : a) De la dissociation de l eau : H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH b) De la dissociation de l acide faible HA dans l eau : HA + H 2 O H 3 O + + A On se trouve dans le cas d une solution acide si bien que la concentration de H 3 O + provenant de la dissociation de l eau pure (10-7 mol L -1 ) est nettement plus faible que celle issue de la dissociation de l acide HA. On pourra ainsi négliger l équation a). La résolution revient à un problème d équilibre : HA + H 2 O H 3 O + + A avec : K a = H 3 O + A Au départ, il n y a pas d équilibre, la concentration initiale en HA = 0, les autres concentrations étant nulles : HA / mol L -1 H3 / mol L -1 O + A / mol L -1 A l équilibre, x mol de HA se sont transformées en x mol de H 3 O + et x mol de A. On a donc : HA Au départ 0 0 0 HA / mol L -1 H3 O + / mol L -1 A / mol L -1 A l équilibre 0 x x x K a = H 3 O + A = x x HA 0 x = x 2 0 x donc solutions, dont une seule chimiquement possible), et de là, le ph cherché. x 2 + K a x K a 0 = 0 La résolution de cette équation du 2ème degré permet de déterminer x = H3 O + (deux H3 = K ± K 2 a a + 4 K a 0 O + 2 Exemple : quel est le ph et le degré de dissociation α d une solution d acide acétique 1 mol L -1? H 3 OOH + H 2 O H 3 O + + H 3 OO H 3 OOH : pk a = 4,75 K a = 1,78 10-5 mol L -1. Page 22/42

H3 OOH / mol L -1 H3 O + / mol L -1 H3 OO / mol L -1 Au départ 1 0 0 A l équilibre 1 x x x K a = H 3 O + H3 OO H3 OOH 1,78 10 5 = x x 1 x = x2 1 x donc : x 2 + K a x K a 0 = x 2 + 1,78 10-5 x 1,78 10-5 = 0 x 1,2 = 1,78 10 5 ± ( 1,78 10 5 ) 2 + 4 1,78 10 5 2 x 1 = 4,23 10-3 mol L -1 (solution chimiquement impossible) x 2 = 4,21 10-3 mol L -1 ph = log H3 = log(4,21 10 3 ) = 2,38 O + alcul du degré de dissociation (ou pourcentage d ionisation) α : Nombre de molécules dissociées α = Nombre total de molécules d # acide α = H3 OO H3 OO + H3 OOH = H 3 O + 0 α = 0,00412 = 0,421 % (= 4,21 ) = 4,21 10 3 f) alcul du ph d une solution de base faible dans l eau Les bases faibles sont les bases conjuguées des acides faibles et ont théoriquement des pk a compris entre 1,74 et +15,74. omme nous l avons expliqué pour les acides faibles, par simplification, nous considérons que les bases faibles auront un pk a compris entre 2,12 et 15,74. Il faut signaler que le calcul du ph des bases faibles est plus compliqué que celui des bases fortes car on ne sera plus dans le cas d une ionisation (ou protonation) complète dans l eau, mais qu il y aura un équilibre. Par exemple, pour une base B : B + H 2 O HB + + OH Il est donc impossible de connaître directement la concentration de OH formé, d où un calcul beaucoup plus complexe. Pour les bases, le calcul se fait sur le même raisonnement que pour les acides faibles, mais cela nous permet de calculer la concentration OH. Page 23/42

La concentration des ions OH qui nous intéresse pour le calcul du poh, puis du ph, provient de deux sources : c) De la dissociation de l eau : H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH d) De la réaction de la base faible B avec l eau : B + H 2 O HB + + OH On se trouve dans le cas d une solution basique si bien que la concentration de OH provenant de la dissociation de l eau pure (10-7 mol L -1 ) est nettement plus faible que celle issue de la réaction de B. On pourra ainsi négliger l équation a). La résolution revient à un problème d équilibre : B + H 2 O HB + + OH avec : K b = HB + OH B Au départ, il n y a pas d équilibre, la concentration initiale en B = 0, les autres concentrations étant nulles : B / mol L -1 HB + / mol L -1 OH / mol L -1 Au départ 0 0 0 A l équilibre, x mol de B se sont transformées en x mol de HB + et x mol de OH. On a donc : B / mol L -1 HB + / mol L -1 OH / mol L -1 A l équilibre 0 x x x K b = HB + OH = x x B 0 x = x 2 0 x donc x 2 + K b x K b 0 = 0 La résolution de cette équation du 2ème degré permet de déterminer x = solutions, dont une seule chimiquement possible), et de là, le poh cherché. OH (deux OH = K ± K 2 b b + 4 K b 0 2 Exemple : quel est le ph et le degré de protonation α d une solution d ammoniaque 0,1 mol L -1? NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH NH + 4 /NH 3 : pk a = 9,22 pk b = 14 pk a = 14 9,22 = 4,78 K b = 10 pk b = 10 4,78 = 1,66 10 5 mol L -1 Page 24/42

NH3 / mol L -1 NH4 + / mol L -1 OH / mol L -1 Au départ 0,1 0 0 A l équilibre 0,1 x x X K b = + NH 4 OH NH3 1,66 10 5 = x x 1 x = x2 1 x donc : x 2 + K b x K b 0 = x 2 + 1,66 10-5 x 1,66 10-6 = 0 x 1,2 = 1,66 10 5 ± ( 1,66 10 5 ) 2 + 4 1,66 10 6 2 x 1 = 1,30 10-3 mol L -1 x 2 = 1,28 10-3 mol L -1 (solution chimiquement impossible) poh = log OH = log(1,30 10 3 ) = 2,89 Pour calculer le ph, on utilise le produit ionique de l eau : ph + poh = 14 ph = 14 2,89 = 11,11 alcul du degré de protonation α : Nombre de molécules protonées α = Nombre total de molécules d # acide NH4 + α = NH3 + + NH4 = OH 0 α = 0,0130 = 1,30 % = 1,30 10 2 Note : Le calcul du ph pour des diacides ou polyacides est encore beaucoup plus complexe, car il faut tenir compte de plusieurs équilibres en même temps. En général, cela conduit à une équation de degré supérieur à 3 pour H3. O + Pour les bases qui peuvent accepter deux ou plusieurs protons, le problème est similaire. De fait, nous n étudierons ensemble que les cas simples : les acides qui libèrent un seul proton et les bases qui acceptent un seul proton. Page 25/42

Acides-bases 15 La neutralisation La neutralisation d'un acide fort par une base forte Si on mélange un volume donné d'hydroxyde de sodium 1 mol L -1 avec un volume équivalent d'acide chlorhydrique 1 mol L -1, on obtient une solution neutre. Les propriétés typiquement acides et les propriétés typiquement basiques ont été neutralisées par suite de la réaction des ions H 3 O + de la solution de l acide et des ions OH de la solution de la base : H 3 O + + OH 2 H 2 O La réaction ci-dessus est pratiquement complète. La neutralisation se résume ainsi : Acide + hydroxyde sel + eau Par exemple : Hl (aq) + NaOH (aq) Nal (aq) + H 2 O (l) Ou, du point de vue ionique : H 3 O + + l + Na + + OH Na + + l + 2 H 2 O On obtient donc une solution de chlorure de sodium dissous dans l eau. Le ph de cette solution est celui de l eau pure (ph = 7) puisque Na + est sans influence sur le ph et que l est une base indifférente. Si l on évapore l eau, on obtient un résidu blanc, du chlorure de sodium. La neutralisation d'un acide faible par une base forte La neutralisation d un acide faible par une quantité équimolaire de base forte produit également un sel et de l eau, mais le ph de la solution est (légèrement) basique. est notamment le cas de la neutralisation de l acide acétique par l hydroxyde de sodium : H 3 OOH (aq) + NaOH (aq) NaH 3 OO (aq) + H 2 O (l) On forme donc de l eau et de l acétate de sodium. L ion Na + n a pas d influence sur le ph, mais H 3 OO est une base faible qui produira un peu d ions OH avec l eau, ce qui donnera un milieu légèrement basique : H 3 OO + H 2 O H 3 OOH + OH Page 26/42

La neutralisation d'une base faible par un acide fort La neutralisation d une base faible par une quantité équimolaire d acide fort produit un acide faible (l acide conjugué de la base faible). Le ph de la solution sera donc (légèrement) acide. est notamment le cas de la neutralisation du formiate (par exemple NaHOO) par l acide chlorhydrique : HOO (aq) + Hl (aq) HOOH (aq) + l (aq) On forme donc de l acide formique. HOOH est un acide faible qui produira un peu d ions H 3 O + avec l eau, ce qui donnera un milieu légèrement acide : HOOH + H 2 O H 3 O + + HOO La neutralisation d'un polyacide par une base forte ertains acides comme H 3 PO 4, H 2 SO 4, H 2 O 3 sont des polyacides (qui possèdent plusieurs fonctions acides). Il convient d'indiquer quelle neutralisation on envisage. Exemple : neutralisation de H 3 PO 4 (triacide) par NaOH 1) Neutralisation de 1 mole de H 3 PO 4 par 1 mole de NaOH : H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O Neutralisation de la première fonction acide. 2) Neutralisation de 1 mole de H 3 PO 4 par 2 moles de NaOH : H 3 PO 4 + 2 NaOH Na 2 HPO 4 + 2 H 2 O Neutralisation des 2 premières fonctions acides. 3) Neutralisation de 1 mole de H 3 PO 4 par 3 moles de NaOH : H 3 PO 4 + 3 NaOH Na 3 PO 4 + 3 H 2 O Neutralisation complète. Page 27/42

Acides-bases 16 Acidité et basicité des sels dans l eau Selon leur nature, les sels peuvent présenter des caractéristiques acides, basiques ou neutres. es caractéristiques dépendent des ions dont les sels sont constitués : Ø Les ions des métaux alcalins (Li +, Na +, K +, Rb +, s + ) et alcalino-terreux (Mg 2+, a 2+, Sr 2+, Ba 2+ ), les acides indifférents et les bases indifférentes sont sans influence sur le ph. Ø Les ions qui sont des acides forts ou faibles ont une réaction acide en solution aqueuse. Exemples : NH 4 + + H 2 O H 3 O + + NH 3 HSO 4 + H 2 O H 3 O + + SO 4 2- Ø Les ions qui sont des bases fortes ou faibles ont une réaction basique en solution aqueuse. Remarques : Exemple : H 3 OO + H 2 O H 3 OOH + OH 1. ertains ions sont des ampholytes (substances qui peuvent fonctionner à la fois comme acide et comme base). Dans l échelle des pk a, on les trouve dans les colonnes des acides et des bases. Selon leurs positions, ils auront une action plutôt acide ou plutôt basique : Ø Les ions qui comme HSO 4 et H 2 PO 4 se situent dans l échelle des pk a du côté des acides forts et des bases indifférentes auront une action acide dans l eau. Exemple : H 2 PO 4 + H 2 O H 3 O + + HPO 4 2- Ø Les ions qui comme HO 3 et HPO 4 2- se situent dans l échelle des pk a du côté des bases fortes et des acides indifférents auront une action basique dans l eau. Exemple : HO 3 + H 2 O H 2 O 3 + OH 2. ertains ions des métaux de transition (Fe 3+, Al 3+, Zn 2+ ) agissent comme des acides. Les protons qui sont cédés proviennent de la sphère d hydratation du cation (molécules d eau liées au cation par des liaisons ion-dipôle, le tout formant un aquacomplexe). est notamment le cas de l hexaaqua-fer(iii) qui présente une réaction assez fortement acide dans l eau : [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ + H 2 O [Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+ + H 3 O + H 2 O H 2 O H 2 O Fe 3+ H 2 O H 2 O Fe 3+ H 2 O H 2 O H 2 O H 2 O OH H 2 O H 2 O Page 28/42

Lycée Denis-de-Rougemont Acides-bases 17 Les indicateurs de ph Les indicateurs de ph sont des acides faibles que nous symboliserons par la formule HInd. En réalité, un indicateur est un composé organique de formule chimique compliquée. En milieu aqueux, l'acide faible HInd se dissocie selon l'équilibre suivant avec la couleur de la forme acide (HInd) différente de celle de la forme basique (Ind ) : Par exemple : HInd + jaune H2 O H3O+ + Ind rouge L'équilibre dépend de la concentration en ions H3O+, donc du ph. Ø En milieu acide, H3O + est grande, si bien que l'équilibre est déplacé sur la gauche avec la forme HInd qui donnera sa coloration à la solution (dans l'exemple : jaune). Ø En milieu basique, H3O + est petite, si bien que l'équilibre est déplacé sur la droite avec la forme Ind qui donnera sa coloration à la solution (dans l'exemple : rouge). D'une façon tout à fait générale, on peut dire qu'à l'œil nu, on ne voit plus que la couleur de HInd ou de Ind dès que la concentration des particules concernées est 10 fois supérieure à celle des autres. Si les deux concentration de particules sont à peu près égales, on observera une couleur intermédiaire. haque indicateur a un domaine de virage qui dépend de son pka. Ainsi, le méthylorange possède un domaine de virage à des ph compris entre 3,0 et 4,4. En dessous d un ph = 3, l indicateur est rouge, il est jaune en dessus de ph = 4,4 et possède une couleur intermédiaire entre ces deux valeurs. Le papier universel ou papier-ph est un papier où plusieurs indicateurs possédant des domaines de virages appropriés sont déposés. Il permet une évaluation rapide du ph des solutions aqueuses. Des mesures précises du ph (au 1/10ème ou au 1/100ème d unité) nécessitent l utilisation d un ph-mètre et d une électrode de verre. Page 29/42

Exemple d'un indicateur : le rouge de phénol ph du domaine de virage : 6,4 à 8,2 HInd + H 2 O H 3 O + + Ind OH O SO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O + jaune O rouge O Le rouge de phénol a une couleur jaune à des ph inférieurs à 6,4 et rouge à des ph supérieurs à 8,2. Le domaine intermédiaire entre 6,4 et 8,2 est appelé "domaine de virage" et est caractérisé par une couleur orangée. Domaine de virage de quelques indicateurs Indicateur ouleur Zone de virage Violet de méthyle Jaune à violet 0,2-2,0 Méthylorange Rouge à jaune 3,0-4,4 Vert de bromocrésol Jaune à bleu 3,8-5,4 Rouge de méthyle Rouge à jaune 4,4-6,2 Violet de bromocrésol Jaune à violet 5,2-6,8 Bleu de bromothymol Jaune à bleu 6,0-7,6 Rouge de phénol Jaune à rouge 6,4-8,2 Violet de m-crésol Jaune à violet 7,6-9,2 Phénolphtaléïne Incolore à rose-violet 8,2-10,0 Jaune d'alizarine Jaune à lilas 10,1-11,1 armin d'indigo Bleu à jaune 12,0-14,0 Page 30/42

Détermination de la valeur du ph par l indicateur universel L indicateur universel est un mélange d indicateurs judicieusement choisis pouvant présenter une gamme variée de couleurs dans une large zone de ph. En outre, le choix est tel qu à chaque unité ou demi-unité de ph correspond une couleur différente de la solution. Pour le schéma ci-dessous, nous reprenons : Ø la liste des différents indicateurs qui composent un indicateur universel donné, Ø les couleurs dominantes et zone de virage (partie hachurée) de chaque indicateur en fonction du ph, Ø les différentes couleurs du mélange des cinq indicateurs en fonction du ph. En pratique, l indicateur universel se vend dans le commerce sous forme de rouleau de papier imbibé de la solution d indicateur. e système permet une évaluation du ph à une demi-unité près. Page 31/42

Acides-bases 18 Les solutions tampons Les solutions tampons sont des solutions dont le ph ne varie pratiquement pas après addition de petites quantités d acide fort ou de base forte. es solutions jouent un rôle important car de nombreuses réactions ne se déroulent qu à des ph bien définis. En effet, de faibles quantités d ions H 3 O + ou OH peuvent souvent agir comme catalyseurs de réactions qui ne sont pas toujours souhaitées. Par exemple, le sang humain doit avoir un ph compris entre 7,3 et 7,5. En dessous de 7,0 c est la mort par coma, en dessus de 7,8 c est la mort par le tétanos. Les solutions tampons sont constituées d'un mélange d'un acide faible (HA) avec sa base conjuguée (A ) la plupart du temps ajoutée dans la solution sous la forme d'un sel. Ainsi, les particules NH 4 + et NH 3, de même que les particules H 3 OOH et H 3 OO constituent des couples acide base conjuguée. De tels mélanges de couples acido-basiques ont des ph différents qui dépendent de la force de l'acide, donc du pk a. Le domaine tamponné s'étend à partir de cette valeur du pk a d'une unité de ph vers le haut et d'une unité vers le bas (ph ± 1). Acide Base conjuguée Tampon pour ph (± 1) H 3 OOH H 3 OO 4,7 (pk a = 4,75) H 2 O 3 HO 3 H 2 PO 4 NH 4 + HPO 4 2-6,5 (pk a = 6,35) 7,2 (pk a = 7,21) NH 3 9,2 (pk a = 9,22) Entre autres, le tampon acide carbonique / hydrogénocarbonate joue un rôle dans le tamponnage du sang. Le tampon au phosphate, qui maintient le ph autour de 7,2 ± 1, joue un rôle important en biochimie (domaine de neutralité). Détermination de la valeur du ph par l'indicateur universel Un tampon est régi par l'équilibre : HA + H 2 O H 3 O + + A HA agit comme acide en présence d'une base forte, et A comme base en présence d'un acide fort. L'expression de la constante d'équilibre K a = H 3 O + A est remaniée algébriquement : HA H3 O + = K a HA A et avec le log ph = pk a + log A HA omme on le voit, le ph d'une solution tampon dépend du pk a du couple HA/A auquel il faut ajouter le logarithme du rapport des concentrations de A /HA. Page 32/42

Acides-bases 19 Quelques réactions des acides Réaction des acides avec les métaux non nobles ontrairement aux métaux nobles (Au, Pt), les métaux non nobles réagissent avec les acides. es réactions peuvent être assez violentes et sont caractérisées par un dégagement d hydrogène gazeux : métal non noble + acide sel + hydrogène Exemple : la réaction de l aluminium avec l acide chlorhydrique produit de l hydrogène et du chlorure d aluminium, le chlorure étant l ion dérivé de l acide chlorhydrique. Aluminium + acide chlorhydrique chlorure d aluminium + hydrogène 2 Al (s) + 6 Hl (aq) 2 All 3(aq) + 3 H 2(aq) Remarques : 1) Les réactions des métaux non nobles avec les acides sont également des réactions d oxydo-réduction (réactions avec transfert d électrons). 2) Les réactions avec l acide nitrique (HNO 3 ) ne forment de l hydrogène qu en solutions très diluées. Des solutions plus concentrées donnent des réactions d oxydo-réduction différentes. Réaction des acides avec les carbonates et hydrogénocarbonates Les acides réagissent avec les carbonates (O 3 2- ) et les hydrogénocarbonates (HO 3 ) selon l équation suivante : carbonate + acide sel + eau + gaz carbonique (ou hydrogénocarbonate) Il faut signaler qu en réalité, cette réaction produit un sel et H 2 O 3 (acide carbonique), cet acide se décomposant en solution selon l équilibre : H 2 O 3(aq) H 2 O (l) + O 2(g) Exemple : Le vinaigre (acide acétique H 3 OOH) peut dissoudre les dépôts de calcaire (carbonate de calcium ao 3 ). Le sel formé est bien entendu de l acétate de calcium, sel constitué des ions a 2+ provenant du calcaire et H 3 OO (acétate) dérivé de l acide acétique. ao 3(s) + 2 H 3 OOH a(h 3 OO) 2(aq) + H 2 O (l) + O 2(g) carbonate acide acétate eau gaz de calcium acétique de calcium carbonique Page 33/42

Acides-bases 20 Les dosages acide-base Un dosage est une analyse quantitative. Un dosage acide-base ou acido-basique permet de déterminer la concentration d un acide (ou d une base). Il consiste à neutraliser cet acide en le faisant réagir quantitativement avec une base : Acide + base sel + eau Lors d un dosage acide-base, on ajoute peu à peu une base (ou un acide) de concentration exactement connue (solution titrée) à un volume déterminé d acide (ou de base) de concentration inconnue. ette adjonction se fait en présence d un indicateur de ph approprié. ette manipulation expérimentale s appelle un titrage acido-basique. Le point d équivalence correspond au moment où les nombres de H 3 O + (ou H + ) et de OH introduits sont exactement les mêmes. Il est donc atteint lorsque les réactifs ont été introduits dans des proportions stoechiométriques, ce qui, pratiquement, intervient au changement de coloration de l indicateur de ph. L exemple typique est le dosage de l acide chlorhydrique (acide fort) par une solution d hydroxyde de sodium (base forte) de concentration connue. On procède pratiquement de la manière suivante : Ø On verse 20,00 ml d acide chlorhydrique de concentration inconnue dans un Erlenmeyer à l aide d une pipette jaugée. Ø On ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine (indicateur). Ø A l aide d une burette, on ajoute goutte à goutte en agitant une solution d hydroxyde de sodium de concentration exactement connue. Par exemple : NaOH = 0,1000 mol L -1. Ø Le point d équivalence correspond au volume exact de solution de NaOH ajouté pour obtenir l apparition d une coloration rose persistante de la solution (la phénolphtaléine passe de l incolore au rose) Par exemple : V NaOH = 18,10 ml. Page 34/42

Lors de l adjonction de NaOH, il y a neutralisation des ions H 3 O + provenant de la solution d acide chlorhydrique par les ions hydroxydes de NaOH : H 3 O + + OH 2 H 2 O Ou autrement dit, neutralisation de Hl par NaOH : Hl (aq) + NaOH (aq) Nal (aq) + H 2 O (l) Il y aura donc la neutralisation complète des n mol de Hl contenues dans les 20,00 ml de la solution d acide chlorhydrique par n mol de NaOH (contenues dans 18,10 ml de solution de NaOH 0,1000 mol L -1 ). Très très léger excès de NaOHqui réagit avec la phénolphtaléine (pour donner la coloration rose). n Hl n NaOH n Hl = n NaOH Hl V Hl = NaOH V NaOH Hl = V NaOH NaOH 0,1000 0,01810 = = 0,0905 mol L -1 V Hl 0,0200 D une manière générale, pour la neutralisation d un polyacide avec n fonctions acides : H n A + n NaOH Na n A + n H 2 O A V A = 1 n B V B avec : A = concentration de l acide H n A, V A = volume de la solution de H n A, B = concentration de la base NaOH, V B = volume de la solution de NaOH. Page 35/42

Acides-bases 21 Les courbes de titrage acide-base Nous avons vu qu'un dosage (ou titrage) acide-base consiste à ajouter peu à peu une base (ou un acide) de concentration exactement connue (solution titrée) à un volume déterminé d'acide (ou de base) de concentration inconnue. ette adjonction se fait en présence d'un indicateur de ph approprié. Le virage de l'indicateur correspond au point d'équivalence (PE) et permet de déterminer la concentration exacte de l'acide (ou de la base) à analyser. On peut également déterminer le point d'équivalence avec une courbe de titrage en mesurant le ph de la solution au cours de la neutralisation. Pour établir une courbe de titrage acide-base, on procède comme suit : Ø On prend à la pipette jaugée un volume connu d'un acide (ou d'une base) de concentration inconnue. Ø On ajoute à la burette une solution de base forte (ou d'acide fort) de concentration connue. (On prend généralement NaOH comme base ou HI comme acide). Ø On mesure le ph en fonction du volume de base (ou d'acide) ajouté. Ø Une courbe de titrage permet de déterminer le point d'équivalence, et de là, la concentration de l'acide (ou de la base) par l utilisation de la méthode des tangentes (voir graphique de la page suivante). Ø Une courbe de titrage permet également de déterminer graphiquement le ou les pk a des couples acide-base faible (pas toujours très précisément). A la demineutralisation, la valeur du ph coïncide avec celle du pk a. onnaissant le pk a, on peut déterminer quel est l'acide analysé dans la plupart des cas. Ø Une courbe de titrage permet de choisir un indicateur approprié pour un dosage classique. Dosage d'un acide fort par une base forte Exemples de courbes de titrage Dosage de 20,0 ml de solution de HI par une solution de NaOH 0,0100 mol L -1. Neutralisation : Hl (aq) + NaOH (aq) Nal (aq) + H 2 O (l) Ø Le point d'équivalence (PE) est le point d'inflexion de la courbe. 'est une médiane parallèle aux deux tangentes (voir graphique de la page suivante). Ø Le volume correspondant au PE (20,0 ml de NaOH 0,0100 mol L -1 dans notre exemple) est le volume nécessaire pour neutraliser les 20,0 ml de HI. e volume permet de déterminer la concentration de HI : n Hl = n NaOH Hl V Hl = NaOH V NaOH Hl = V NaOH NaOH 0,0100 0,0200 = = 0,0100 mol L -1 V Hl 0,0200 Page 36/42