Les acides et bases en solution aqueuses

Les acides et bases en solution aqueuses

I. Le pH d’une solution aqueuse

Une solution est un mélange homogène liquide. Elle est obtenue par dissolution dans un solvant de composées appelés solutés.  Dans les solutions aqueuses, le solvant est l’eau. Une solution est caractérisée par sa concentration en quantité de matière du soluté A.

CA=[A] =nA/V

Les solutés sont des composés ioniques ou moléculaires, polaire ou non. L’eau en tant que solvant va :

- Dissocier les édifices polaires par rupture de liaisons :

H2O(l) + HCl(g)  H3O+(aq) + Cl-(aq)

- Dissocier les édifices cristallins en séparant les anions et les cations qui le composent.

NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)

- Hydrater les ions qui se trouvent entourés de molécules d’eau.

- Disperser les ions hydratés dans l’ensemble de la solution

1) Définition

pH = -log [H3O+] ou [H3O+] = 10-pH

[H3O+] = ion oxonium ou ion hydronium exprimé en mol/L

Validité de la relation :

Valable que pour des solutions pas trop concentrées ni trop diluées : 10-13mol/L < [H3O+] < 10-1mol/L

2) Le pH de l’eau pure :

L’eau pure conduit très peu le courant électrique. A 25°C. Le pH de l’eau pure est de 7. [H3O+] = 10-7 mol/L

D’où proviennent ces ions oxonium ?

- H2O + H+ = H3O+ -> les molécules d’eau ont capté un H+

- H2O = HO+ + H+ -> d’autre molécule d’eau ont cédé un H+

2H2O = H3O+ + HO- -> c’est la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

Comme l’eau est électriquement neutre, [HO-] = 10-7 mol/L (ion hydroxyde)

3) Produit ionique de l’eau

C’est la constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

Kr = [C]c x [D]d / [A]a x [B]b -> aA + bB (réactif) <--> cC + dD (produit)

Kr = [H3O+]x[HO-] / [H2O]2 -> constante d’équilibre de l’autoprotolyse de l’eau.

Ke = [H3O+]x[HO-] = 10-14 à 25°C

4) Les differentes solution aqueuses :

- Solution neutre : [H3O+] = [HO-] ; on montre que le pH = 7 à 25°C

- Solution acide : [H3O+] > [HO-] ; on montre que le ph<7 à 25°C

- Solution basique : [H3O+] < [HO-] ; on montre que le pH>7 à 25°C

II. Notion d’acide-base :

1) Définition

Selon la théorie de Bronsted, en solution aqueuse :

- Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+ (H3O+en solution)

AH = A- + H+

Exemple l’acide éthanoïque : CH3COOH = CH3COO- + H+

- Une base est une éspèce chimique capable de capté un proton H+

B+H+=BH+

Exemple : ammoniac NH3+H+ = NH4+ (ion ammonium)

2) Couples et demi-équation acide-base

Les espèces chimiques acide et base forment un couple que l’on écrit acide/base.

A ce couple est associé une demi-équation, acido-basique : Acide = Base + H+. C’est la représentation formelle. Exemple : CH3COOH / CH3COO- ; NH4+/NH3 ; H2O/HO- H3O+ / H2O (couple de l’eau)

3) Equation d’une reaction acido-basique

Une reaction acido-basique est une réaction dans laquelle l’acide d’un couple réagit avec la base d’un autre couple.

Acide1 = base1+H+ ; (couple Acide1/Base1) ; Base2+H+=Acide2 (couple Acide2/Base2)

Acide1 + Base2 -------> Acide2+ Base1

Application : Ecrire la réaction acido-basique entre les ions éthanoate (base) et les ion ammonium (acide).

CH3COO-+H+ = CH3COOH, NH4 = NH3+H+ donc CH3COO-+ NH4+ = CH3COOH + NH3

4) Ampholyte ou amphotère :

Une espèce chimique qui peut se comporter a la fois comme un acide ou comme une base est appelée ampholyte ou amphotère

Exemple : H20 acide du couple H20/HO- et base du couple H3O+/H2O

Acide : HCO3-/CO32- (ion carbonate) ; Base: (acide carbonique)H2CO3 /HCO3-

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