Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Résumé de BAC – Chimie OS – Acides et bases Acide : Un acide est un donneur de H+ ! Base : Une base est un accep0teur de H+ ! Règle générale réaction acide/base (marche seulement avec –OH): Lorsqu’un acide et une base réagissent ensemble, ils forment un sel et de l’eau ! Ex. : H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O Force des acides et des bases : (p.223 FT) [NOM DE L’AUTEUR] 1 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 « fort » = réagit complètement « faible « = réagit partiellement « indifférent = ne réagit pas Lors d’une réaction : - acide fort base indifférente acide faible base faible - base forte acide indifférent - base faible acide faible Constante d’acidité : Définition d’une constante d’acidité : valeur représentant la force d’un acide en solution, c’est-à-dire sa propension à donner des ions H + HA + H2O Ka = [A-]*[H3O+] [HA] A- + H3O+ équation pour trouver le Ka (p.219 FT) Cette valeur peut aussi être donnée sous la forme pKa qui correspond à –logKa ! Constante de basicité : Définition d’une constant de basicité : valeur représentation la force d’une base en solution, ’est-à-dire sa propension à arracher des ions H+ B- + H2O KB = [HB]*[OH-] HB + OH équation pour trouver KB [B-] Cette valeur peut aussi être donnée sous la forme pKB qui correspond à –logKB ! [NOM DE L’AUTEUR] 2 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Ex de recherche de Ka et KB (acidité d’un sel) : KHCO3 K+ + HCO3- pH d’un acide fort : pH = -logCa Ca = concentration totale de l’acide (p. 219 FT) pH d’une base forte : pH = 14 + logCb Cb = concentration totale de la base (p. 220 FT) pH d’un acide faible : pH = (pKa – logCa) : 2 (p.219 FT) ATTENTION ! On peut utiliser cette formule seulement si l’approximation … se vérifie ! pH d’une base faible : pH = 1 * (14 + pKa + logCb) (p.220 FT) 2 ATTENTION ! On peut utiliser cette formule seulement si l’approximation … se vérifie ! Solution tampon On appelle solution tampon, une solution dont le pH varie peu lorsque l’on ajoute y ajoute un acide ou une base. Elles peuvent être fabriquées en utilisant un mélange équimolaire d’un acide faible et de sa base conjuguée. HA + H2O A- + H3O+ [NOM DE L’AUTEUR] 3 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 pH de solution tampon pH = pKa + log Cb (p.220 FT) log Ca Indicateur de couleur Définition d’un indicateur de couleur : il s’agit d’une espèce chimique qui change de couleur en fonction du pH, ce qui permet de déterminer les emplacements de sauts de pH de manière précise. Afin de déterminer le bon indicateur coloré (p.215 FT) à utiliser lors d’une expérience de titration, il faut tout d’abord établir les endroits où auront lieu les sauts de pH lors de la titration (cf. Courbe de titration). Il faut ensuite déterminer un indicateur possédant une zone de virage (un changement de couleur) à cet endroit. La zone de virage d’un indicateur coloré (qui est en fait une solution tampon) équivaut à son pKa. pH = pKa + log [A-] [HA] De plus on détermine les limite de la zone de virage ainsi : Forme basique : pH = pKa + 1 Forme acide : pH = pKa – 1 Remarque : il existe des indicateur universel qui permettent de déterminer le pH d’une solution à n’importe quel pH, il s’agit en fait d’un mélange d’indicateurs différents ! Courbe de titration Définition d’une courber de titration : il s’agit d’un graphique qui nous indique le pH de la solution à titrer en fonction du volume d’acide (dans le cas d’une titration d’une base par un acide) ou de base (dans le cas d’une titration d’un acide par une base) rajouter lors de l’expérience. Afin de tracer une courbe de titration par calcul il faut déterminer le volume ajouté à différents points de la courbe : le(s) point(s) d’équivalence. Il s’agit du point qui se trouve au milieu du saut de pH. Le nombre de moles d’acide et de base y sont équivalents. Le pH y est de 7 dans le cas d’une titration d’un acide fort par une base forte (et contraire). [NOM DE L’AUTEUR] 4 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Pour calculer le volume de solution ajouté au point d’équivalence (PE) il faut égaliser le nombre de moles d’acide et de base : nHA = nKOH CHA * VHA = CA- * VAIl existe également un point de demi-équivalence qui correspond à la moitié du volume de PE. Le pH y est égal au pKa. Titration d’un acide fort Ce type de titration possède un seul saut de pH et par conséquent un seul point d’équivalence (E). pH d’un AF pH d’une BF PE = 7 [NOM DE L’AUTEUR] 5 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Titration d’une base forte Même principe que pour l’AF, mais inversé. (la détermination des pH également) pH d’une BF pH d’un AF PE = 7 [NOM DE L’AUTEUR] 6 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Titration d’un acide faible par une base forte Afin de déterminer le pH d’une solution avant un PE dans le cas d’une titration d’un acide faible par une base forte il faut effectuer les opérations suivantes (à noter que le pH est calculé à partir de la formule pour les solutions tampons ici le NaOH et le CH3COOH sont mélangés) : [NOM DE L’AUTEUR] 7 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Afin de déterminer le pH d’une solution au-delà du PE (dans le cas d’une titration d’un acide faible par une base forte), il faut effectuer les opérations suivantes (utiliser la formule d’un acide fort s’il s’agit d’une titration d’une base faible par un acide fort) : [NOM DE L’AUTEUR] 8 Stéphane Menoud 4-03 30.05.2015 Titration d’un diacide/triacide (image = triacide) La distance entre les différents points d’équivalence est parfaitement égale. A noter que la courbe serait simplement inversée dans le cas d’une titration d’une tribase. [NOM DE L’AUTEUR] 9
