Chimie « physique » chap 3 :

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 :
puis
………….. + H2O  HSO4- + H3O+
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 :
1
Exemples à connaître :
Ac éthanoïque
ou acétique
Ion ammonium :
Ac phosphorique :
CH3-COOH + H2O  ………………..+ H3O+
Monoacide faible
………… + H2O 
Monoacide faible
puis
puis
NH3 + H3O+
H3PO4 + H2O  ………….. + H3O+
…………… + H2O  ………… + H3O+
…………… + 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

Na+ + HO-
Hydroxyde de sodium ou soude :
NaOH
Ion éthanolate
………………….. + H2O  CH3CH2 - OH + HO-
Monobase forte
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 HO2. 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 
Monobase faible
Ion carbonate
Ion hydrogénocarbonate
puis
NH4+ + HO-
CO32- + H2O  ………….. + HO…………… + H2O  ………… + HO-
2
dibase faible
2. Couples Acide / Base
Définition :
Rem : dans un couple A / B, la forme acide est toujours écrite en premier.
Ex :
Ac éthanoïque / Ion éthanoate :
Ion ammonium / Ammoniaque :
CH3-COOH  CH3-COO- + H+
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 :
CH3-COOH (A1)  CH3-COO- ( B1) + H+
NH3 (B2) + H+  NH4+ (A2)
---------------------------------------------------------
Ex :
bilan :
CH3-COOH + NH3  CH3-COO- + NH4+
II. Forces des acides et des bases en solution aqueuse
1. Approche expérimentale :
a) On rajoute 10 spatules de NH4Cl (Acide
NH4+)  pH =
pH – mètre
b) On rajoute 10 gouttes de (H+, Cl-)  pH =
Eau du
robinet: pH =
Conclusion : l’acidité n’est pas une question de quantité !
3
2. Constante d’acidité Ka
a. Acides faibles
A + H2O
1
B + H3O+
2
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 ?
totale
b. Acides forts
A + H2O
B + H3O+
[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
B + H2O
On définit
1
A + HO-
2
= Kb : constante de basicité du couple A / B
d’où
De même que précédemment,
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 ………………………
4
totale
A + HO-
B + H2O
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
1
A + H2O
B + H 3O +
Ka =
A + HO-
Kb =
2
B + H2O
1
2
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 !
pKa
14
Base la plus forte
H2O
HO
-
9.2
NH4+
NH3
4.8
CH3-COOH
CH3-COO-
0
H2O
5
H3O+
Acide le plus fort
6. Domaine de prédominance des formes A et B
a. Relation entre pH et pKa
1
A + H2O
B + H 3O +
Ka =
2
Trouver une relation entre pH et pKa
b. Domaines de prédominance
Les deux formes A et B d’un couple sont toujours présentes en solution, ce sont leurs proportions qui varient en fonction du
pH. On dit qu’une espèce A est prédominante par rapport à une espèce B si [A] > [B].
* Si pH = pKa  log([B]/[A]) = ……. [B]/[A] = ……… soit [B] …….. [A]
* Si pH < pKa  log([B]/[A]) < ……. [B]/[A] < ……… soit [B] …….. [A]
* Si pH > pKa  log([B]/[A]) > ……. [B]/[A] > ……… soit [B] …….. [A]
En conclusion :
La forme ………………… du
couple A / B prédomine
pKa
La forme ………………… du
couple A / B prédomine
pH
[A] …….. [B].
[A] …….. [B].
[A] …….. [B].
III. Réactions acido-basiques
1. Cas général
Soient 2 couples A1 / B1 et A2 / B2. La réaction acido-basique entre ces 2 couples conduit à l’équilibre :
A1 + B2
1
B1 + A2
Kc1=
2
Trouver une relation entre Kc1, Ka1 et Ka2
6
a. Réactions avancées (sens 1)
* Si l’équilibre est déplacé dans le sens 1  Kc1 ……. 1  Ka1……. Ka2
 A1 est un acide plus ……….…… que A2 donc B2 est une base plus …………….... que B1
La réaction effectivement observée entre 2 couples A/B correspond à la réaction entre l’acide le plus …………… et la
base la plus …………….
* Trouver une relation entre Kc1, pKa1 et pKa2
La réaction est d’autant plus avancée que la différence des pKa des couples mis en jeu est plus ………………..
Rem : Si pKa2 – pKa1 > 4  Kc1 > 104 >> 1 : la réaction est dite quasi-totale dans le sens 1
b. Réactions limitées (sens 1)
* Si l’équilibre est déplacé dans le sens 2  Kc1 ……. 1  Ka1……. Ka2 et Kc1 =
 A1 est un acide plus ……….…… que A2 donc B2 est une base plus …………….... que B1
La réaction entre l’acide le plus ……………. Et la base la plus ………………… est d’autant plus limitée que la
différence des pKa des couples mis en jeu est plus ………………..
c. Exemples
pKa
* On ajoute une solution d’ammoniaque (NH3) à une solution d’acide
benzoïque (C6H5COOH). Ecrire la réaction observée et calculer sa constante.
Caractériser cette réaction : avancée ou limitée, totale, quasi-totale ou non.
NH3
9.2
NH4+
4.2
C6H5COO -
* On ajoute une solution d’éthanoate de sodium (CH3-COO- , Na+) à une solution
de chlorure d’ammonium (NH4+ , Cl-). Ecrire la réaction observée et calculer sa
constante. Caractériser cette réaction : avancée ou limitée, totale, quasi-totale
ou non.
C6H5COOH
pKa
NH3
CH3-COO-
9.2
NH4+
4.8
CH3-COOH
2. Les couples de l’eau
* 1er couple de l'eau : H3O+ / H2O
* 2ème couple de l'eau : H2O / OHa. Réaction entre H3O+ (Acide fort) et OH- (base forte)
1
Kc1=
H3O+ + OHH2O + H2O
2
pKa
OH-
Rem : Kc1 = 1014 >> 104 >> 1 : la réaction est dite totale dans le sens 1
Kc1=
Rem : Kc1 = 10-14 << 1 : la réaction est dite très limitée dans le sens 1
7
H2O
0
H2O
b. cas de l’eau pure : autoprotolyse de l’eau
1
H2O + H2O
OH-+ H3O+
2
14
H3O+
3. Réaction prépondérante
La réaction prépondérante est celle dont les produits sont majoritaires par rapport à ceux des autres réactions possibles. C’est
celle dont la constante Kc est la plus ………………….
Rem : Ca peut être une réaction très limitée, limitée, avancée, quasi-totale ou totale.
4. Solutions aqueuses d’acide faible et de base faible
pKa
a. Acide faible
On dissout quelques cristaux d’acide benzoïque (C6H5COOH) dans de l’eau
pour obtenir une solution aqueuse d’acide benzoïque. Ecrire toutes les réactions
A/B qui peuvent intervenir et calculer leur constante. Quelle est alors la réaction
prépondérante ?
14
HO
H2O
-
4.2
C6H5COO-
C6H5COOH
0
H3O+
H2O
b. Base faible
On dissout quelques cristaux de benzoate de sodium (C6H5COONa) dans de l’eau pour obtenir une solution aqueuse benzoate
de sodium (C6H5COO- , Na+). Ecrire toutes les réactions A/B qui peuvent intervenir et calculer leur constante. Quelle est alors
la réaction prépondérante ?
IV. Coefficient de dissociation  d’un électrolyte
1. Définition
Un électrolyte est une solution qui permet le passage d’un courant électrique, c’est donc une solution qui contient des ions.
Le coefficient de dissociation (ou d’ionisation)  d’un électrolyte est défini comme suit :
Nombre de mol d’électrolyte dissocié (ionisé)
=
 n’a pas d’unité
On a toujours
Nombre de mol d’électrolyte initialement mis en solution
2. Electrolytes forts
Ex :
HCl + H2O  Cl- + H3O+
NaOH  Na+ + HONaCl  Na+ + Cl-
= n (Cl-) / n0(HCl) = 1
= n (Na+) / n0(NaOH) = 1
= n (Cl-) / n0(NaCl) = n (Na+) / n0(NaCl) = 1
Def : Un électrolyte est fort s’il est ..................................... dissocié  = …………
8
0 ≤≤1
3. Electrolytes faibles
a. Exemple
CH3-COOH + H2O
CH3-COO- + H3O+
Etat initial
Etat d’équilibre
b. Relation entre  et Ka (acides) ou Kb (bases)
Rem :  dépend de Ka, donc de la nature du couple A/B, de C0 et de la température (via Ka)
c. Conséquences
c.1) La relation précédente montre que +  est grand, plus Ka est …………..
donc plus un acide est …………………., plus il est dissocié et plus est ………………….
Ex : calculer Ka
Acide
Ka
CH3COOH
HF
C0 (mol*L-1)
0.1
0.1

1.3*10-2 = 1.3 %
8.0*10-2 = 8 %
c.2) La relation précédente montre que pour un électrolyte donne (Ka fixé), plus C 0 diminue, plus  ………………….. pour
maintenir Ka constante.
La dissociation d’un électrolyte faible est donc …………………….. par la dilution.
Ex : CH3COOH
C0 (mol*L-1) 10-1
0.013

10-2
0.041
c.3) Pour un électrolyte peu dissocié :
soit
10-3
0.117
 << 1 et la relation précédente peut s’écrire : Ka ≈ C0*2
 ≈ √ (Ka / C0)
Rem : dans les exercices, il est plus rapide d’utiliser cette formule et de vérifier sa validité ( << 1) après les calculs…
d. Application
Calculer de l’acide benzoïque (Ka = 6.3*10-5) pour chacune des concentrations suivantes :
d.1) C0 = 10-1 mol*L-1
d.2) C’0 = 10-3 mol*L-1
9