Chimie « physique » chap 3 :

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Chimie : ACIDES et BASES
Introduction :
Dans le chapitre précédent nous avons introduit le pH et de produit ionique de l’eau Ke puis appliqué ces notions pour définir ce
qu’est une solution acide, basique ou neutre. Dans ce chapitre nous allons introduire les notions de forme acide et de forme
basique d’une espèce chimique en développant l’idée de couple acide / base et de réaction acido-basique associée,
On pourra faire un parallèle avec les couples oxydant / réducteur et les réactions d’oxydoréduction qui les caractérisent.
Rappelons les formules essentielles du chapitre précédent :
pH = - log [H3O+] donc [H3O+] = 10-pH
Ke = [H3O+]*[OH-] = 1.0*10-14 à 25°C donc pKe = - log Ke  14 à 25°C
I. Définitions
1. Acides et bases : définitions de Brönsted (1923)
a) acides
Définition :
a.1) Si sa réaction avec l’eau est …………………. on dit que l’acide est ……………… (en solution aqueuse)
Monoacide :
Exemples à connaître :
Ac chlorhydrique :
HCl + H2O  Cl- + H3O+
Monoacide fort
Ac nitrique :
HNO3+ H2O  ………… + H3O+
Monoacide fort
Ac sulfurique :
………….. + H2O  HSO4- + H3O+
puis HSO4- + H2O  ………… + H3O+
soit ………….. + 2 H2O  ………… + 2 H3O+
Diacide fort
Remarques :
1. Un acide fort est totalement ionisé (dissocié) en solution aqueuse : 1 mole de monoacide fort libère donc 1 mol d’ions
hydronium H3O+
2. espèces présentes :
3. Dans une solution aqueuse d’acide fort, les seuls acides présents sont H3O+ et H2O et pas AH qui a totalement réagi.
a.2) Si sa réaction avec l’eau est ……………………. on dit que l’acide est …………….… (en solution aqueuse)
Monoacide moléculaire :
Monoacide cationique :

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Exemples à connaître :
Ac éthanoïque
ou acétique
CH3-COOH + H2O  ………………..+ H3O+
Monoacide faible
Ion ammonium :
………… + H2O  NH3 + H3O+
Monoacide faible
Ac phosphorique :
H3PO4 + H2O  ………….. + H3O+
puis …………… + H2O  ………… + H3O+
puis …………… + H2O  ………… + H3O+
Triacide faible
b) bases :
Définition :
a.1) Si sa réaction avec l’eau est …………..…….. on dit que la base est …………….…… (en solution aqueuse)
Monobase :
Exemples à connaître :
H2O
Hydroxyde de sodium ou soude :
NaOH  Na+ + HO-
Monobase forte
Ion éthanolate
………………….. + H2O  CH3CH2 - OH + HO-
Monobase forte
Remarques :
1. Une base forte est totalement ionisée (dissociée) en solution aqueuse : 1 mole de monobase forte libère donc 1 mol d’ions
hydroxydes HO-
2. espèces présentes :
3. Dans une solution aqueuse de base forte, les seules bases présentes sont HO- et H2O et pas A- qui a totalement réagi.
a.2) Si sa réaction avec l’eau est …………..…….. on dit que la base est …………..…… (en solution aqueuse)
Monobase anionique :
Monobase moléculaire :
Exemples à connaître :
Ion éthanoate
CH3-COO- + H2O  ……………….. + HO-
Monobase faible
Ammoniaque:
………… + H2O  NH4+ + HO-
Monobase faible
Ion carbonate
Ion hydrogénocarbonate
CO32- + H2O  ………….. + HO-
puis …………… + H2O  ………… + HO-
dibase faible

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2. Couples Acide / Base
Définition :
Rem : dans un couple A / B, la forme acide est toujours écrite en premier.
Ex : Ac éthanoïque / Ion éthanoate : CH3-COOH  CH3-COO- + H+
Ion ammonium / Ammoniaque : NH4+  NH3 + H+
3. Les deux couples de l’eau
* 1er couple de l'eau : H3O+ / H2O H3O+ est un acide fort : H3O+ H+ + H2O : l’eau est sa base conjuguée.
* 2ème couple de l'eau : H2O / OH- OH- est une base forte : OH- + H+  H2O : l’eau est son acide conjugué.
Suivant les espèces chimiques présentes, l’eau se comporte comme une base ou comme un acide, on dit que l’eau est une espèce
amphotère (ou que c’est un ampholyte).
Rem : autoprotolyse de l’eau : H2O (acide 1) + H2O (base 2)  HO- (base 1) + H3O+ (acide 2)
Trouver un autre exemple :
4. Réactions acido-basiques
Définition :
Ex : CH3-COOH (A1)  CH3-COO- ( B1) + H+
NH3 (B2) + H+  NH4+ (A2)
---------------------------------------------------------
bilan : CH3-COOH + NH3  CH3-COO- + NH4+
II. Forces des acides et des bases en solution aqueuse
1. Approche expérimentale :
Conclusion : l’acidité n’est pas une question de quantité !
pH – mètre
Eau du
robinet: pH =
a) On rajoute 10 spatules de NH4Cl (Acide
NH4+)  pH =
b) On rajoute 10 gouttes de (H+, Cl-)  pH =

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2. Constante d’acidité Ka
a. Acides faibles
Kc =
Hyp : Solution diluée  H2O : solvant en très grand excès  [H2O] = cte >> [H3O+], [B] et [A]
D’où Kc * [H2O] = cte = = Ka : constante d’acidité du couple A / B
Remarques :
1. Ka est définie pour des concentrations prises à l’équilibre et exprimées en mol*L-1. Ka ne dépend que de la température.
2. Les Ka des différents couples A / B pouvant prendre des valeurs très petites et diverses, on définit pour chaque couple :
d’où
3. L’acide est d’autant plus fort que l’équilibre est déplacé dans le sens ……., c’est-à-dire que [……..]  et [……..]  et
[……..]  donc que Ka …………………. et que pKa ………………………
Ex : Acide benzoïque / ion benzoate : Ka1 = 6,3*10-5 mol*L-1  PKa1 = ……………….
Acide éthanoïque / ion éthanoate : PKa2 = 4,75  Ka2 = ………………..
Quel est l’acide (faible) le plus fort ?
b. Acides forts
[A]  ……….. d’où Ka  ……….. Quel que soit l’acide fort.
Conclusion : Tous les acides forts ont la même force dans l’eau et ne peuvent être différentiés !
3. Constante de basicité Kb
a. Bases faibles
On définit = Kb : constante de basicité du couple A / B
De même que précédemment, d’où
Remarques :
1. Kb est définie pour des concentrations prises à l’équilibre et exprimées en mol*L-1. Kb ne dépend que de la température.
2. La base est d’autant plus forte que l’équilibre est déplacé dans le sens ……., c’est-à-dire que [……..]  et [……..]  et
[……..]  donc que Kb …………………. et que pKb ………………………
1
2
B + H2O
A + HO-
A + H2O
B + H3O+
totale
1
2
A + H2O
B + H3O+

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b. Bases fortes
[B]  ……….. d’où Kb  ……….. Quelle que soit la base forte.
Conclusion : Toutes les bases fortes ont la même force dans l’eau et ne peuvent être différentiées !
4. Relation entre Ka et Kb
Ka * Kb = ………………………………………………………………………………………………………
Trouver une relation entre pKa, pKb et pKe
Plus le pKa d’un couple A / B est petit, plus son pKb est ………………………
Conclusion : Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est ………………… et réciproquement.
5. Echelle des pKa
a. Les couples de l’eau. H2O : solvant
Couple H3O+/H2O : H3O+ + H2O  H2O + H3O+ : Ka = ……………… et pKa = ……………
Couple H2O/OH- : H2O + H2O  OH- + H3O+ : Ka = ……………… et pKa = ……………
b. Classification des couples A / B
ATTENTION : Les bases sont ici placées
à gauche, les acides conjuguées à
droite !
1
2
B + H2O
A + HO-
1
2
A + H2O
B + H3O+
B + H2O
A + HO-
totale
Ka =
Kb =
pKa
HO
-
H2O
14
H2O
H3O+
CH3-COO-
NH4+
CH3-COOH
NH3
4.8
9.2
Acide le plus fort
0
Base la plus forte