LES EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES

Chapitre 2 LES EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES Plan du chapitre 1. Les trois grands modèles des acides et des bases 2. Couple et réaction acide-base 2.1 Couple acide-base dans le modèle de Bronsted 2.2 Réaction acide-base 3. Force des acides et des bases 3.1 Equilibre de dissociation 3.2 Acide faible, base faible 3.3 Force des acides et des bases 4. Potentiel hydrogène, ph 4.1 Définition 4.2 Echelle 4.3 Relation entre ph et pk a Activité 1 : Comment choisir le ph de désinfection de l eau? 4.4 Diagramme de prédominance 4.5 Diagramme de distribution 5. Réactions acido-basiques : aspect quantitatif 6. Quelques calculs de ph 6.1 Hypothèses de calculs 6.2 ph de solutions d acide fort ou de base forte dans l eau Activité 2 : Quel est le ph d une pluie acide? Activité 3 : Quel est le ph d un déboucheur chimique? 6.3 ph de solutions de monoacide faible ou de monobase faible Activité 4 : Quel est le ph du vinaigre? Activité 5 : Quelles sont les conséquences pour l environnement d une fuite accidentelle d ammoniac? 6.4 ph d une solution d ampholyte 6.5 ph d un mélange d un acide faible et d une base faible 6.6 Solution tampon Activité 6 : Comment est régulé le ph du sang? 6.7 ph d une solution de polyacide ou de polybase

Activité 1 Comment choisir le ph de désinfection de l eau? Les eaux destinées à la consommation humaine et les eaux des rejets industriels et urbains sont soumises à des traitements physiques, chimiques ou physicochimiques. La désinfection est l ultime étape de la production d eau potable. Utilisation du chlore dans le traitement de l eau Le chlore est le désinfectant le plus utilisé à travers le monde. Il peut être employé en solution sous forme d hypochlorite de sodium (Na + + ClO - ), plus communément appelé «eau de Javel». La désinfection par le chlore vise à éliminer les microorganismes pathogènes mais également à maintenir une concentration minimale dans les réseaux d alimentation jusqu au robinet du consommateur afin de garantir toute absence de germe pathogène. Couple acido-basique Couple acido-basique HClO/ClOpK A 7,5 1. Ecrire la réaction de l acide hypochloreux HClO dans l eau. 2. Exprimer la constante d équilibre de cette réaction. 3. Donner alors l expression de la concentration en ions H 3 O + en fonction de K A, [HClO] et [ClO - ]. 4. Montrer que l expression du ph peut se mettre sous la forme : ph=pk A + log 5. Pour quelle valeur de ph, [HClO]=[ClO - ] ; [HClO]>[ClO-] ; [HClO]<[ClO - ]? 6. Représenter sur un diagramme les domaines où HClO et ClO - sont majoritaires en fonction du ph. 7. Le pouvoir désinfectant de HClO est supérieur à celui de ClO -. Indiquer le ph qu il convient de fixer pour avoir une désinfection le plus efficace possible.

Activité 2 Quel est le ph d une pluie acide? Formation des pluies acides L eau de pluie est naturellement légèrement acide à cause du dioxyde de carbone dissous. Les pluies acides résultent de la réaction avec l eau de pluie des oxydes de soufre SO 2 et d azote NO produits par la combustion du charbon et du pétrole. Dans un moteur thermique, la combustion du carburant provoque la formation d eau, de dioxyde de carbone et de polluants, comme le monoxyde de carbone (CO) et le monoxyde d azote (NO), qui est un précurseur des pluies acides. Le monoxyde d azote n est pas très soluble dans l eau, mais il peut encore être oxydé pour donner du dioxyde d azote : 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) Le NO 2 réagit avec l eau pour donner de l acide nitrique HNO 3. 3NO 2 (g) + 3H 2 O(l) 2HNO 3 (l) + NO(g) Supposons qu on brûle une tonne de carburants contenant 1% d azote N en masse, dans les moteurs à combustion d un centreville. Les gaz émis se dissolvent dans un volume d eau équivalent à 2,0 cm de chute de pluie sur 2,6 km 2.

1. Calculer la quantité de matière puis la masse d acide nitrique dégagé par les moteurs à combustion. 2. Quelle est alors la concentration c A de la pluie en acide nitrique? 3. Classer en fonction de la force des acides, les couples acidobasiques présents dans la pluie. Souligner les espèces introduites. 4. Ecrire la réaction entre l acide le plus fort et la base la plus forte. Cette réaction est-elle totale? Justifier. 5. En déduire alors la concentration en ions H 3 O + dans la pluie. 6. Faire l inventaire des espèces présentes et classer les couples acidobasiques en fonction de la force des acides. 7. Ecrire alors la réaction prépondérante? Quelle est la valeur de sa constante d équilibre? Conclure. 8. Calculer alors la valeur du ph. 9. Ecrire la formule littérale donnant le ph d une solution d un acide fort en fonction de sa concentration c A et l hypothèse validant cette expression. 10. Comment peut-on réduire la formation des pluies acides?

Activité 3 Quel est le ph d un déboucheur chimique? L Hydroxyde de sodium L'hydroxyde de sodium est un solide ionique de formule statistique NaOH. La solution issue de la dissolution de ce cristal est appelée soude, lessive de soude ou soude caustique. La solution aqueuse d'hydroxyde de sodium peut être vendue sous le nom de «lessive de soude». Ce produit est assez courant dans le commerce, présenté comme déboucheur de canalisations. L'hydroxyde de sodium se présente généralement sous la forme de pastilles ou de billes blanches, corrosives et hygroscopiques. En outre, l'hydroxyde de sodium réagit avec le dioxyde de carbone (CO 2 ) de l'air et se carbonate. L'hydroxyde de sodium est très soluble dans l'eau et soluble dans l'éthanol. Sa dose journalière admissible est non spécifiée depuis 1965. La soude est une solution chimique transparente et corrosive. L'ion hydroxyde est une base forte. Wikipédia Hydroxyde de sodium (http://fr.wikipedia.org/wiki/hydroxyde_de_sodium#utilisations) Densité du déboucheur La masse volumique du déboucheur est déterminée expérimentalement par pesée de 25,0 ml de la solution prélevée dans une fiole jaugée.

1. Calculer la masse volumique du déboucheur. 2. En déduire la concentration molaire du déboucheur en hydroxyde de sodium. 3. Pour être manipulée en toute sécurité, le déboucheur est dilué 50 fois. Calculer alors la concentration molaire c B de la solution diluée en hydroxyde de sodium. 4. Ecrire l équation de dissolution de l hydroxyde de sodium dans l eau. 5. Cette réaction est-elle totale? Justifier. 6. Faire l inventaire des espèces présentes et classer les couples acidobasiques en fonction de la force des acides. 7. Ecrire alors la réaction prépondérante? Quelle est la valeur de sa constante d équilibre? Conclure. 8. En déduire alors la concentration en ions hydroxyde OH - dans la solution. 9. Calculer alors les valeurs du poh et du ph. 10. Ecrire la formule littérale donnant le poh puis le ph d une solution d une base forte en fonction de sa concentration c B et l hypothèse validant ces expressions.

Activité 4 Quel est le ph du vinaigre du vin? Composition du vinaigre «Le vinaigre est composé d eau, d acide acétique et de matières organiques diverses (oligoéléments, vitamines et acides aminés). Décomposons le vinaigre. Il y a de l eau (H 2 O) et de l acide acétique (CH 3 -COOH). C est l acide acétique qui donne au vinaigre son odeur piquante. C est un acide «doux» et incolore, qui est présent dans tous les vinaigres (entre 5 et 8 % environ).» Samuel Chapin Vinaigre, Eyrolles (p.23-24) Couple acido-basique Couple acido-basique CH 3 -COOH/CH 3 -COO - pk A 4,75 Degré d acidité du vinaigre Le degré d acidité du vinaigre est défini comme la masse d acide acétique pur contenu dans 100 g de vinaigre. Comme la densité d du vinaigre vaut 1, si D désigne le degré d acidité du vinaigre, c A la concentration en acide acétique et M la masse molaire de l acide acétique, on a : D=c A.M.0,1 «Vinaigre et Orléans : une belle histoire Orléans, ville de Bourgogne, devint la capitale du vinaigre au Moyen Âge. En effet, à cette époque, le vin était transporté vers Paris par bateau, et comme vous vous en doutez, le trajet était long. Lorsque les vins étaient piqués, ils étaient débarqués à Orléans pour être transformés en vinaigre.» Samuel Chapin Vinaigre, Eyrolles (p.29)

1. Démontrer la relation donnant le degré d acidité du vinaigre en fonction de la concentration an acide acétique. 2. Le vinaigre de vin a un degré d acidité de 6. En déduire la concentration molaire c A en acide acétique du vinaigre. 3. Faire l inventaire des espèces présentes et classer les couples acidobasiques en fonction de la force des acides. 4. Ecrire alors la réaction prépondérante. 5. Quelle est la valeur de la constante d équilibre de la réaction prépondérante? Commenter cette valeur. 6. Quelle hypothèse pouvez-vous alors formuler quant aux concentrations en acide acétique et celle en ions acétate CH 3 -COO -? 7. Construire le tableau d avancement de la réaction prépondérante. Que pouvez-vous dire des concentrations respectives en ions acétate et en ions hydronium? 8. Exprimer la constante d équilibre en fonction de la concentration en ions hydronium, notée h, et la concentration c A. 9. En déduire la valeur du ph du vinaigre de vin. 10. Vérifier l hypothèse formulée en 6. 11. Ecrire la formule littérale donnant le ph d une solution d un acide faible en fonction de sa concentration c A et les hypothèses validant cette expression.

Activité 5 Quelles sont les conséquences pour l environnement d une fuite accidentelle d ammoniac? 14/12/2001 ETATS UNIS - ALGONA A l'occasion de travaux de maintenance sur un pipeline d'ammoniac enterré, une vanne est arrachée ce qui provoque une fuite de gaz dans l'atmosphère mais également un écoulement de produit dans la rivière proche. L'accident fait un blessé. Une zone de 10 km autour du lieu de la fuite est évacuée. Les biologistes estiment que les dégâts sur la rivière sont importants : la faune piscicole est détruite sur environ 50 km. La faune terrestre sauvage est également touchée. Le milieu naturel est également dégradé. La quantité d'ammoniac relâchée est d'environ 141 t, environ 200 m³ se seraient déversés dans la rivière. Quelques données relatives à l ammoniac Couple acido-basique NH 4 + /NH 3 pk A 9,2 L ammoniac L ammoniac est un composé chimique, de formule NH 3. Dans les conditions «ambiantes», il se présente sous la forme d'un gaz incolore (produisant une fumée de condensation à haute concentration) et dégageant une très désagréable odeur putride.

1. Déterminer la masse volumique de l ammoniac à la température de 25 C. Quelle est sa valeur en g.cm -3? 2. En déduire la masse puis le nombre de moles d ammoniac qui s est déversée dans la rivière. 3. La pollution s est répandue sur 50 km. On considère que la largeur moyenne de la rivière est 5,5 m et sa profondeur moyenne 2.5 m. En déduire le volume de la rivière polluée puis la concentration c B en ammoniac en mol.l -1. 4. Faire l inventaire des espèces présentes et classer les couples acidobasiques en fonction de la force des acides. 5. Ecrire alors la réaction prépondérante. 6. Quelle est la valeur de la constante d équilibre de la réaction prépondérante? Commenter cette valeur. 7. Quelle hypothèse pouvez-vous alors formuler quant aux concentrations en ammoniac et celle en ions ammonium NH 4 +? 8. Construire le tableau d avancement de la réaction prépondérante. Que pouvez-vous dire des concentrations respectives en ions ammonium et en ions hydroxyde? 9. Exprimer la constante d équilibre en fonction de la concentration en ions hydroxyde, notée w, et la concentration c B. 10. En déduire la valeur du poh puis du ph de la rivière. 11. Vérifier l hypothèse formulée en 7. 12. Ecrire la formule littérale donnant le ph d une solution d une base faible en fonction de sa concentration c B et les hypothèses validant cette expression.

Activité 6 Comment est régulé le ph du sang? Régulation du ph du sang Le ph du sang humain varie dans d étroites limites autour de la valeur 7,4. Pour contrôler le ph du sang, l organisme utilise principalement le système acide carbonique/ion hydrogénocarbonate. Si le ph s élève au-delà du domaine normal, la maladie est appelé alcalose. Inversement, si le ph tombe en-dessous du domaine normal, la maladie est appelé acidose. Patient souffrant d acidose Un malade, souffrant d acidose, a un ph sanguin égal à 7,3 avec une pression partielle en dioxyde de carbone égale à 4,00x10 3 Pa. Quelques données Couple acido-basique CO 2dissous /HCO 3 - pk A 6,1 Equilibre de dissolution du dioxyde de carbone gazeux dans le sang Au niveau des alvéoles pulmonaires, il s établit un équilibre entre le dioxyde de carbone gazeux et le dioxyde de carbone dissous : CO 2 (g) = CO 2dissous La constante de cet équilibre s écrit : CO 2dissous K= p CO2 p CO2 représente la pression partielle de CO 2 dans les alvéoles pulmonaires en bar. La valeur numérique de K est 2,25x10-2 à la température de 37 C.

1. Donner l expression du ph en fonction des concentrations en HCO 3 - et CO 2dissous et du pk A du couple CO 2dissous /HCO 3 -? 2. Calculer le rapport des concentrations en HCO 3 - et CO 2dissous chez un sujet normal. 3. Comment varie le rapport des concentrations en HCO 3 - et CO 2dissous chez un patient souffrant d acidose? d alcalose? 4. Calculer la concentration du dioxyde de carbone dissous chez le patient souffrant d acidose. 5. En déduire alors la concentration en ions hydrogénocarbonate dans le sang du patient. 6. Expliquer comment est régulé le ph du sang chez le patient?

Exercices 1. Couples acide-base 1.1 Justifier le caractère acide des espèces suivantes : HCOOH, NH 4 +, C 6 H 5 OH, HCO 3 -, H 2 O 2 Ecrire la formule des couples correspondants et le schéma formel de transfert de proton. 1.2 Justifier le caractère basique des espèces suivantes : CH 3 NH 2, CH 3 COO -, CH 3 O - Ecrire la formule des couples correspondants et le schéma formel de transfert de proton. 2. Diagramme de prédominance L acide malonique ou acide propanedioïque de formule HO 2 C-CH 2 -CO 2 H est un diacide caractérisé par les constantes d acidité successives pk a1 =2,85 et pk a2 =5,80. Il sera noté H 2 A par la suite. 2.1 Ecrire les équations des réactions de H 2 A et HA - avec l eau ; en déduire l expression de K a1 et K a2, puis le diagramme de prédominance des espèces. 2.2 Déterminer l espèce majoritaire dans les trois solutions suivantes S 1, S 2 et S 3 caractérisées par : - ph(s 1 )=3,20 - [H 3 O + ] S2 =2,5.10-3 mol.l -1 - [HO - ] S3 =5,2.10-10 mol.l -1 2.3 Déterminer la composition, en pourcentage des concentrations, de la solution S 2. 3. Basicité Classer par ordre de basicité décroissante les bases suivantes, en justifiant la réponse : C 2 O 4 2- (pk A = 4,1) ; SO 4 2- (pk A = 2,1) ; C 6 H 5 NH 2 (pk B = 9,4) ; CH 3 COO - (K A = 1,8.10-5 ). 4. Acides et bases dans l eau Quel est l acide le plus fort pouvant exister dans l eau, quel est son pk A? Quelle est la base la plus forte pouvant exister dans l eau, quel est le pk A de son acide conjugué?

5. L ammoniac solvant Bien que de nombreuses réactions chimiques se produisent dans l eau, il est souvent nécessaire d utiliser d autres solvants ; l ammoniac liquide (point d ébullition normal, - 33 C) a été largement utilisé. De nombreuses réactions qui se produisent dans l eau ont des analogues dans l ammoniac liquide. 5.1Ecrivez l équation chimique de l autoprotolyse de l ammoniac NH 3. 5.2 Quelles sont les formules de l espèce basique et de l espèce acide qui résultent de l autoprotolyse de NH 3? 5.3 La constante d autoprotolyse, K am, de l ammoniac liquide est 1x10-33 à -35 C. Quelle est la valeur de pk am à cette température? 5.4 Quelle est la concentration molaire des ions NH 4 + dans l ammoniac liquide? 5.5 Evaluez pnh 4 et pnh 2, qui sont les analogues de ph et de poh, dans l ammoniac liquide à -35 C. 5.6 Déterminez la relation entre pnh 4, pnh 3 et pk am. 6. Diagramme de prédominance Représenter le diagramme de prédominance des différentes formes acido-basiques correspondant au dioxyde de carbone en solution aqueuse. pk A1 = 6,3 ; pk A2 = 10,3. 7. ph de solutions d acide nitrique L acide nitrique HNO 3 est un acide fort en solution aqueuse. 6.1 Rappeler la définition usuelle d un acide fort en solution aqueuse. 6.2 Déterminer le ph d une solution d acide nitrique de concentration c=4,0.10-3 mol.l -1. 6.3 On dispose d une solution commerciale d acide nitrique de densité par rapport à l eau d=1,38 et contenant P=68% en masse d acide nitrique. On introduit 10,0 ml de cette solution dans une fiole jaugée de volume V=250,0 ml et on complète avec de l eau distillée jusqu au trait de jauge ; soit S la solution préparée. On dilue cent fois la solution S, soit S la solution diluée. a) calculer la concentration de la solution S. b) En déduire la concentration et le ph de S. 8. ph de solutions d hydroxyde de sodium 7.1 Rappeler la définition usuelle d une base forte en solution aqueuse. 7.2 Déterminer le ph d une solution d hydroxyde de potassium ou potasse de concentration c=4,0.10-3 mol.l -1. 7.3 On prépare une solution S d hydroxyde de potassium en dissolvant une masse m=2,50 g de ce solide dans une fiole jaugée de volume V=100,0 ml et on complète

avec de l eau distillée jusqu au trait de jauge ; on dilue 200 fois la solution S, soit S la solution diluée. a) Calculer la concentration de la solution S. b) En déduire la concentration et le ph de S à 25 C. 9. Coefficient de dissociation de l acide benzoïque Soit l acide benzoïque pour lequel K A = 6,3.10-5. 8.1 Démontrer sur cet exemple la relation entre la constante d acidité K A et le coefficient de dissociation d un acide faible. 8.2 Préciser de quels facteurs dépend. 8.3 Calculer le coefficient de dissociation de l acide benzoïque en solution à 1,0.10-1 mol.l -1 ; 1,0.10-4 mol.l -1. 10. ph et coefficient de dissociation d un acide faible 1. Calculer le ph d une solution d acide nitreux HNO 2 de concentration c, dans les trois cas suivants : C 1 =0,10 mol.l -1 C 2 =1,0.10-2 mol.l -1 C 3 =1,0.10-5 mol.l -1 2. Calculer, pour chaque concentration, le coefficient de dissociation de l acide nitreux ou taux d avancement de la réaction de l acide nitreux avec l eau. Conclure. Donnée : pk A (HNO 2 /NO 2 - )=3,2. 11. ph et coefficient de protonation d une base faible 1. Calculer le ph d une solution de diméthylamine (CH 3 ) 2 NH de concentration c, dans les trois cas suivants : C 1 =0,10 mol.l -1 C 2 =1,0.10-2 mol.l -1 C 3 =1,0.10-5 mol.l -1 2. Calculer, pour chaque concentration, le coefficient de protonation ou taux d avancement de la réaction de la diméthylamine avec l eau. Conclure. Donnée : pk A ((CH 3 ) 2 NH 2 + /(CH 3 ) 2 NH)=11,0.

12. ph d ampholytes 1. Déterminer le ph d une solution d hydrogénosulfite de sodium, Na + + HSO 3 -, de concentration c=25 mmol.l -1. 2. On prépare une solution S en mélangeant un volume V 1 =50,0 ml de solution de carbonate de sodium, 2Na + +CO 3 2-, de concentration c 1 =2,0.10-3 mol.l -1 et un volume V 2 =100 ml de solution de dioxyde de carbone CO 2 de concentration c 2 =1,0.10-3 mol.l -1. a- Ecrire l équation de la réaction qui se produit lors du mélange b- En déduire le ph de S. Données : pk A (SO 2 /HSO 3 - )=2,0 ; pk A (HSO 3 - /SO 3 2- )=7,6 ; pk A (CO 2 /HCO 3 - )=6,4 ; pk A (HCO 3 - /CO 3 2- )=10,3 13. Calculs de ph d ampholytes 1. Solution à 0,100 mol.l -1 puis 1,00 10-4 mol.l-1 d hydrogénocarbonate de sodium (H 2CO 3 pk A1 = 6,3; pk A2 = 10,4). 2. Solution à 0,100 mol.l -1 d hydrogénooxalate de sodium (H 2C 2O 4 pk A1 = 1,2 ; pk A2 = 4,3). 14. Calculs de ph de mélanges 1. V1 = 30,0 ml d une solution de soude c1 = 0,100 mol.l -1 + V2 = 100 ml d une solution d acide chlorhydrique c2 = 0,020 mol.l-1 + V3 = 50,0 ml d une solution de chlorure de sodium c3 = 0,0100 mol.l -1 2. Acide chlorhydrique 0,100 mol.l -1 et acide éthanoïque 0,100 mol.l -1 (pka = 4,8). 3. Acide éthanoïque 0,100 mol.l -1 (pka = 4,8) et chlorure d ammonium 0,100 mol.l -1 (pka = 9,2) 4. Acide éthanoïque 0,100 mol.l -1 (pka = 4,8) et acide méthanoïque 0,0100 mol.l -1 (pka = 3,8) 5. Acide éthanoïque à 0,0100 mol.l -1 et éthanoate de sodium à 0,0200 mol.l -1 (pka = 4,8) 6. Acide éthanoïque à 1,00 10-5 mol.l-1et éthanoate de sodium à 2,00 10-5 mol.l -1 (pka = 4,8) 7. Solution de nitrite d ammonium 0,100 mol.l -1 (HNO2 pka = 3,3 et NH4+ pka = 9,2)

15. Calculs de ph de solutions de polyacides et polybases 1. Solution d acide phosphorique 0,100 mol.l -1 (H3PO4 pka1 = 2,1 ; pka2 = 7,2 et pka3= 12,1) 2. Solution d acide sulfurique centimolaire (pka1 = 0 ; pka2 = 1,9) 3. Solution d acide sulfurique 1,00 10-4 mol.l -1 (pka1 = 0 ; pka2 = 1,9) 4. Solution à 0,0100 mol.l -1 de phosphate de sodium (H3PO4 pka1 = 2,1 ; pka2 = 7,2 et pka3 = 12,1) 16. Calculs de ph 1. Solution d acide chlorique centimolaire (pka = 0) 2. Solution de chlorate de sodium décimolaire 3. Solution de chlorure d ammonium décimolaire (pka = 9,2) 4. Solution de chlorure d aluminium 0,0100 mol.l -1 (pka = 5,0) 5. Solution de nitrate de zinc 0,0100 mol.l -1 (pka = 9,6) 6. Solution d acide orthoborique centimolaire (H3BO3 pka = 9,2) 7. Solution de benzoate de sodium centimolaire (pka = 4,2) 17. Calculs de ph (suite) 8. solution d hypochlorite de sodium centimolaire (pka = 7,5) 9. solution d oxalate de sodium décimolaire (H2C2O4 pka1 = 1,2 ; pka2 = 4,3) 10. solution d acide sulfureux centimolaire (H2SO3 pka1 = 1,9 ; pka2 = 7,2) 11. solution de sulfite de sodium centimolaire (H2SO3 pka1 = 1,9 ; pka2 = 7,2) 12. solution à 0,200 mol.l -1 d hydrogénophosphate de sodium (H3PO4 pka1 = 2,1 ; pka2 = 7,2 et pka3= 12,1). 13. solution d hydrogénosulfate de sodium décimolaire (pka1 = 0 ; pka2 = 1,9) 14. solution d hydrogénosulfure d ammonium centimolaire (H2S pka1 = 7,0 ; pka2 = 14,0 et NH4+ pka = 9,2) 15. solution d hydrogénophosphate de sodium et d ammonium centimolaire (H3PO4 pka1 = 2,1 ; pka2 = 7,2 et pka3= 12,1 et NH4+/NH3 pka = 9,2). 16. solution de phosphate d ammonium centimolaire (H3PO4 pka1 = 2,1 ; pka2 = 7,2 et pka3= 12,1 et NH4+/NH3 pka = 9,2). 18. Tampon au borax Le borax Na 2 B 4 O 7 dissous dans l eau se dissocie en Na +, BO 2 - et HBO 2. Le pka du couple HBO 2 /BO 2 - est 9,20. a) Ecrire l équation de l action de l eau sur le borax. b) Calculer le ph d une solution obtenue par dissolution de 0,010 mol.l -1 de borax dans 1,00 L d eau. c) Calculer le ph des solutions aqueuses obtenues par ajout à 100 ml de la solution précédente de : - 0,20 ml de soude à 1,00 mol.l -1 ; - 0,10 ml d acide chlorhydrique à 1,00 mol.l -1.

% 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 4,5 5 5,5 6 6,5 7 7,5 8 8,5 9 9,5 10 10,5 11 11,5 12 12,5 13 13,5 14 % Document : Diagrammes de dissociation DIAGRAMME DE DISTRIBUTION DES ESPECES DU COUPLE ACIDO-BASIQUE CH 3 COOH/CH 3 COO - pk A =4,7 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 %CH3COOH 0 ph DIAGRAMME DE DISTRIBUTION POUR l'acide MALONIQUE OU ACIDE PROPANEDIOÏQUE pk A1 =2,85; pk A2 =5,80 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0 %H2A %CH3COO- %HA- %A2- ph

Modèle ARRHENIUS (1884) BRONSTED (LOWRY) (1923) LEWIS (1923) Acide Composé qui se dissocie dans l eau avec libération d ions H + Exemple: HNO 3 =H + +NO 3 - Espèce, moléculaire ou ionique, susceptible de libérer un (des) ion(s) H +. Exemple: HA = A - + H + Espèce qui peut accepter une paire d électrons. Exemples: H +, BF 3, AlCl 3, Base Composé qui se dissocie dans l eau avec libération d ions HO -. Exemple: NaOH = Na + +HO - Espèce, moléculaire ou ionique, susceptible de capter un (des) ion(s) H +. Exemple: NH 3 + H + = NH 4 + Espèce qui peut donner une paire d électrons. Exemples: NH 3, ROH, Réaction acidebase Formation d un sel et d eau. Exemple: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O Transfert de proton entre un donneur et un accepteur. Exemple: NH 4 + + H 2 O =NH 3 + H 3 O + Transfert d électrons donnant une liaison covalente. Exemple: H + + NH 3 = NH 4 + Document : Les trois grands modèles des acides et des bases

T( C) pk e ph neutre 0 14,94 7,47 10 14,53 7,27 20 14,17 7,08 25 14,00 7,00 40 13,54 6,77 50 13,26 6,63 60 13,02 6,51 70 12,80 6,40 90 12,42 6,21 100 12,29 6,14 Document : Produit ionique de l eau en fonction de la température

Document : Méthode générale de calcul du ph d une solution aqueuse

BILAN DE COMPETENCES Les équilibres acido-basiques A l'issu du chapitre sur les acides et les bases, je suis capable de : Définir ce qu'est un acide ou une base - selon Brönsted - selon Lewis Expliquer la différence entre un acide (base) fort et un acide (base) faible Classer les espèces par acidité (ou basicité) croissante en utilisant le pk A ou le pk B Donner l'expression d'une constante d'acidité Tracer le diagramme de prédominance d'une espèce acidobasique Expliquer le principe de la RP - Donner l'expression du ph d'une solution d'acide fort - Démontrer cette relation - Donner l'expression du ph d'une solution de base forte - Démontrer cette relation - Donner l'expression du ph d'une solution d'acide faible peu dissocié - Démontrer cette relation - Donner l'expression du ph d'une solution de base faible peu protonnée - Démontrer cette relation - Donner l'expression du ph d'une solution d'ampholyte - Démontrer cette relation - Donner l'expression du ph d'une solution acide faible / base faible conjuguée - Démontrer cette relation Donner la constitution d'une solution tampon Ecrire la réaction imposant le ph d'une telle solution Définir le pouvoir tampon et donner son expression Donner l'expression du ph d'une telle solution OUI NON

Fort Acide ph=-logc si ph<6,5 Base poh=-logc et ph=pk e +logc si ph>7,5 Faible ph= 2 1 (pka -logc) si pk A +logc>2 et ph<6,5 sinon résoudre h 2 +k A h-ck A =0 avec [H 3 O + ]=h poh= 2 1 (pkb -logc) et ph= 2 1 (pke +pk A +logc) si pk B +logc>2 et ph>7,5 sinon résoudre w 2 +k B w-ck B =0 avec [HO - ]=w