Lycée Joliot Curie à 7 Chimie - Chapitre XI Classe de Ter S Cours n 11 «Réactions chimiques par échange de protons» Les compétences à acquérir Le ph : définition, mesure, calcul pour une solution aqueuse d acide fort ou de base forte Reconnaître un acide, une base dans la théorie de Brönsted. Connaître la notion de produit ionique de l eau Ke 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. Calculer le ph d une solution aqueuse d acide fort ou de base forte de concentration usuelle. Extraire et exploiter des informations pour montrer l importance du contrôle du ph dans un milieu biologique. Mesurer le ph d'une solution aqueuse. Mettre en œuvre une démarche expérimentale pour déterminer une constante d acidité. La couleur des hortensias est déterminé à la fois génétiquement et en fonction de facteurs environnementaux. Ils peuvent être bleus, roses et mauves. Un pied d'hortensias bleu ne pourra devenir rouge pour la simple et bonne raison qu'il possède dans son génome 2 gène qui détermine la couleur, un bleu et un rouge, ce qui lui permet d'obtenir soit une couleur bleu, soit rouge, soit violette, soit blanche. A partir de là, on peut faire sensiblement varier la couleur des hortensias en fonction du sol ou ils sont plantés: un sol à ph >; 7 (calcaire) un hortensia bleu deviendra bleu clair, un sol ph <; 6 (alumine) un hortensia rose deviendra bleu et dans ce même sol un rouge deviendra mauve foncé! Il faut donc faire varier à la fois la nature du sol et à la fois la concentration de minéraux de ce sol. I-Solution acido-basique : 1- Le ph d une solution aqueuse : Le ph d'une solution aqueuse est définie en 1909 par le chimiste danois Sorensen par la relation : Où la concentration en ion oxonium [H 3 O + ] est en mol.l -1, le ph est sans unité. Papier ph (peu précis) Le ph d une solution se mesure soit à l aide d un, soit, pour avoir des mesures plus précises, à l aide de... Compléter le tableau ci-dessous où la concentration doit toujours être écrite en écriure scientifique : ph-mètre avec sa sonde (électrode) ph 2,5 11,2 [ H 3 O + ] (mol.l -1 ) 2,5 x 10 3 8,7 x 10 8 Multiplier la concentration d une solution d ions oxonium par 10 équivaut à augmenter le ph de Chapitre XI: «Réactions chimiques par échange de protons» Page 1
2-Couple acido basique : En 1923, le chimiste Danois Johannes Brønsted propose les définitions suivantes, toujours d actualité : Un acide est une espèce chimique capable de au moins un proton H +. Une base ou espèce basique est capable de au moins un proton H +. Exemples : CH 3 COOH = + H + (acide éthanoïque cède une proton et devient l ion éthanoate). = H 2 O + H + H 2 O = + H + HO - + H + = H 2 O + H + =. L ion H 3 O + est appelé l ion ou L ion HO- est appelé l ion En cédant au moins un ion H + (proton), un acide forme une base, l acide et la base sont alors dits conjugués et ils forment un couple acide/base. Conventionnellement dans un tel couple on représente l'acide à gauche et la base à droite. On écrira donc le couple sous la forme: A chaque couple correspond : où la double flèche indique que cette réaction peut s effectuer dans les 2 sens. Donner les 3 couples et les ½ équations qui correspondent aux exemples précédents : Remarque: On observera que l'eau peut intervenir grâce à deux couples. L eau peut être soit une soit une On dit que l'eau est une espèce ou que l'eau est un II- Equilibre acido-basique : 1- Réaction acido-basique : Une réaction acido-basique est une transformation mettant en jeu deux couples acido-basiques, HA 1 /A 1 et HA 2 /A 2 qui On pourra écrire chaque demi-équation acido-basique correspondant à chaque couple mis en jeu puis leur somme membre à membre qui représente l'équation de la réaction. Ou plus simplement Compléter : CH 3 COOH (aq) + HO (aq). +.. HCl + H 2 O. +. Remarque : Cas particulier de l'eau L'eau se comporte comme une base vis à vis d'un acide. (couple / ) Acide 1 (aq) + Base 1 (aq) + L'eau se comporte comme un acide vis à vis d'une base. (couple / ) Base1 (aq) + Acide 1 (aq) + Chapitre XI: «Réactions chimiques par échange de protons» Page 2
2 Notion d équilibre chimique Approche expérimentale L acide éthanoïque pur de formule CH 3 COOH est à 25 C un liquide incolore d odeur forte et réagit avec l eau. Une solution aqueuse d acide éthanoïque de concentration molaire c 0 = 1,0 10 2 mol.l 1 et de volume V = 100 ml, a un ph = 3,4. Ecrire l équation de cette transformation : Compléter le tableau d avancement de cette réaction pour un volume V de solution Équation de la réaction Etat initial x = 0 Etat intermédiaire x Etat final x=x f Remarque : l eau est le solvant,elle est donc en Calcul de laquantité initiale Quel devrait être la valeur de l avancement maximal x max? Calculer la valeur réelle de l avancement quand la réaction est finie : x final. Conclusion : dans certaines réactions chimiques le réactif limitant ne disparait pas complétement en fin de réaction. La transformation n est alors pas, on parle alors d équilibre chimique, où les concentrations des réactifs et des produits restent constantes. Les deux réactions inverses l une de l autre se produisent en fait simultanément, on utilise donc pour un équilibre chimique la. 3- Acides forts ou faibles HA est un acide faible si sa réaction avec l'eau conduit à un : HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) Par opposition un acide est fort si sa réaction avec l'eau est : HA (aq) + H 2 O (l) -> A - (aq) + H 3 O + (aq) Exemples : l'acide éthanoïque CH 3 COOH est un acide faible : l'acide nitrique (HNO 3 ) est un acide fort : 4- Bases fortes ou faibles Une base A - est faible si sa réaction avec l'eau conduit à un équilibre :A - (aq) + H 2 O (L) HA ( ) + HO (aq) Comme pour un acide une base est forte si sa réaction avec l'eau est totale. Chapitre XI: «Réactions chimiques par échange de protons» Page 3
Exemples : l'ion chlorate (ClO - ) est une base faible car sa réaction avec l'eau n'est pas totale. l'ion méthylate (CH 3 O - ) est une base forte car sa réaction avec l'eau est totale.. III La constante d acidité Ka 1- La constante d'acidité K A d'un couple acide base Pour un couple acide/base HA/A associé à l équilibre : HA (aq) + H 2 O (l) A (aq) + H 3 O + la constante d acidité notée K A, est : Cette constante ne dépend que de la température pour un couple acide base donné. Les concentrations sont toujours en mol/l Expression logarithmique Comme pour le ph on pose : pk A = K A = Le pk A caractérise un couple acide base (tableau page de couverture de votre livre). Plus la valeur du pk A est faible, plus l'acide est fort! A l'inverse sa base conjuguée à d'autant moins forte que le pk A est faible. Elle accepte plus difficilement un proton. Exemple : l'acide NH 4 + est plus faible que l'acide méthanoïque HCO 2 H car son pk A est plus important. Sa base conjuguée NH 3 est plus forte que HCO 2 - (base conjuguée de l'acide méthanoïque). 2- Domaines de prédominance et distribution des espèces acido-basiques Relation entre ph et pk A. Les réactions acido-basiques étant rapides nous admettrons que l'état d'équilibre est toujours atteint en solution aqueuse. L'indice 'éq' ne sera parfois pas indiqué par la suite. Comme pk A = log K A il vient : Chapitre XI: «Réactions chimiques par échange de protons» Page 4
A partir de cette expression on distingue 3 cas : Si ph > pk A Si ph = pk A Si ph < pk A On peut résumer ces 3 cas sur le diagramme de prédominance suivant : 3- Le produit ionique de l eau : Ke Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H 3 O + et hydroxyde HO. Expérimentalement on constate toujours que le produit [H 3 O + ] [HO ] = constante à une température donnée. Cette constante sans dimension est notée Ke et est appelée le produit ionique ionique de l eau. et elle vaut par exemple à 25 C Ke = 1,0 10 14 Comme pour le K A, on note le pke = log(ke) = 14 à 25 C. Application : Soit une solution d hydroxyde de sodium Na + + HO - de concentration c=5.0*10-2 mol/l. 4. Indicateur coloré : Un indicateur est souvent noté HInd / Ind - Quelle est nature acido-basique de cette solution et quelle est la valeur de son ph? HInd+ H 2 O= Ind - + H 3 O + Au couple HInd/Ind - est associé un pk a. 3- Application aux indicateurs colorés : zone de virage d un indicateur coloré : a. Définition : b. Réaction avec l eau : Un indicateur est souvent noté HInd / Ind - HInd+ H 2 O= Ind - + H 3 O + Au couple HInd/Ind - est associé un pk a. c. Zone de virage : Selon la valeur du ph par rapport au pka, c est l une ou l autre des formes de l indicateur coloré, donc une couleur qui va prédominer. Lorsque ph = pka, on obtient une couleur qui est un mélange des deux couleurs de HInd et Ind - : on appelle cette couleur la teinte. Sinon au dessus et en dessous de ce point, on observe la teinte acide ou la teinte basique. On appelle zone de virage la zone de ph autour du pk A où on observe la teinte sensible. d. Intérêt d un indicateur coloré : Un indicateur serve à suivre l évolution d un titrage acido-basique. On connaît, grâce à sa couleur (teinte sensible), le moment où l on passe au niveau de son pka. On obtient alors environ le ph de l équivalence : ph = pk A. Il suffira de choisir le bon indicateur coloré. Chapitre XI: «Réactions chimiques par échange de protons» Page 5