Réactions acide-base partie 1
Introduction
Nature des acides et des bases
Force d'un acide
Échelle de pH
Calcul du pH d'un acide fort
Calcul du pH de solutions d'un acide faible
Bases
Propriétés acide-base des sels
Polyacides (ou acides polyprotiques)
Au niveau des êtres vivants
Au niveau industriel
Au niveau environnemental
Systèmes de régulation de l’acidité du sang dans l’organisme humain
Production importante d’acide sulfurique H2SO4
(env. 160.10^6 tonnes/an)
Fabrication d’engrais, de polymères, d’aciers, etc
Pluies acides
Dans le passé
Acide = substance au goût aigre
Vinaigre (solution diluée d'acide acétique (CH3COOH)
Acide citrique dans le citron
Base (ou alcali) = substance au goût amer et à la texture glissante
Certains produits pour déboucher les canalisations
Définitions des acides et bases
Théorie d'Arrhenius (Suédois (1859-1927))
Acide
Substance qui produit des ions H+ en solution aqueuse
Base
Substance qui produit des ion OH- en solution aqueuse
Théorie de Bronsted (Danois (1879-1947)) - Lowry (Anglais (1874-1936))
Acide
Donneur de protons H+
Base
Accepteur de protons H+
Explication d'un exemple de dissolution d'un acide dans une solution aqueuse
Dissolution de l'acide chlorhydrique (HCl) dans l'eau (H2O)
Équation chimique en fonction de l'organisation des éléments
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Chaque Molécule d'acide chlorhydrique (HCL) cède un cation H+ à une molécule d'eau (H20)
L'acide chlorhydrique (HCl) est donc un acide et l'eau (H20) une base
L'eau (H20) joue ce rôle de base grâce à ses deux doublets d'électrons libres (l'un d'eux peut former une liaison covalence avec le cation hydrogène (H+))
Formation de l'ion hydronium (H30+)
Dissolution d'un acide en solution aqueuse
Équation générale
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Compétition entre les bases H20 et A- pour l'acquisition du proton H+
Si l'eau (H2°) est une base plus forte que A- (= a une plus grande affinité pour H+)
Position d'équilibre (très) à droite
Si a- est une base plus forte que l'eau (H20)
Position d'équilibre (très) à gauche
Constante d'équilibre de l'équation générale est la constante d'acidité
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Dépend de la position de l'équilibre de l'équation générale
Acide fort
Ka élevée (position d'équilibre très à droite)
Dissociation quasi-complète de HA
La concentration de H+ est quasi identique à la concentration de l'acide HA à l'instant initiale de la réaction
A- est une base beaucoup plus faible que l'eau (H20) ("H20 gagne la bataille pour l'acquisition de H+)
Exemple
L'acide sulfurique (H2SO4), l'acide chlorydrique (HCl), l'acide nitrique (HNO3), l'acide perchlorate (HClO4)
Acide faible
Ka faible (position d'équilibre très à gauche)
Dissociation très faible de HA
La concentration de H+ est largement inférieur à la concentration initiale de l'acide HA
A- est une base beaucoup plus forte que l'eau (H20)
Exemples: l'ion hydrogénosulfate (HSO4-), l'acide phosphorique (H3PO4), L'acide chloreux (HClO2), L'acide hypochloreux (HClO), l'acide fluorhydrique (HF), L'acide nitreux (HNO2), L'acide acétique (CH3COOH), L'acide cyanhydrique (HCN)
Différent types d'acides
Oxacides
acide où H+ est relié à un atome d'oxygène (O)
Exemple: l'acide sulfurique (H2SO4), l'acide nitrique (HNO3), l'acide phosphorique (H3PO4)
Acides organiques
Qui renferment des atomes de carbone (C)
Contiennent généralement le groupement carboxylique (le plus souvent, acides faibles)
Exemple: acide acétique (CH3COOH), acide benzoïque (C6H5COOH)
Acides halohydriques
HX où X est un atome halogène
Exemple: l'acide fluorhydrique (HF), l'acide chlorydrique (HCl), l'acide bromique (HBr), l'acide iodhydrique (HI)
Ka des acides forts
Impossible à mesurer avec précision car équilibre très à droite
L'eau
Substance amphotère
Se comporte soit comme une base, soit comme un acide dépendant des situations
L'eau est amphotère via sa réaction d'auto-ionisation
L'ammoniaque liquide (NH3) est aussi amphotère
Keau dépend de la température
à 25°C
Dans toute solution aqueuse, quoi qu'elle contienne
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à 60°, Keau= 10^-13
Processus endothermique
À 25°C
3 cas possibles
Solution neutre
Solution acide
Solution basique
Définition pH
La concentration en H+ est en général très faible en solution aqueuse
L'échelle de pH est un moyen pratique de représenter l'acidité d'une solution
Nombre de décimales de log x est le nombre de chiffres significatifs de x
Autres échelles logarithmiques souvent utilisées
Pour mesurer le pH, on utilise un pH-mètre
Instrument électronique muni d'une sonde
La sonde
Renferme une solution aqueuse acide
Comporte une membrane de verre spécial perméable aux H+
Si le pH de la solution de la sonde != du pH de la solution
Il y a différence de potentiel
Méthodes: se poser deux questions
Quelles sont les espèces importantes en solutions?
Quelles sont les réactions chimiques entre ces espèces
Exemple n°1 : Calcul du pH d'une solution d'acide chlorydrique (HCl) 1,0 M
Espèces importantes en solution?
L'acide chlorydrique est un acide fort
Totalement dissocié en H+ et Cl-
Solution aqueuse
H2O
Solution acide
OH- est négligeable
Réactions chimiques entres ces espèces?
Équilibre totalement déplacé vers la droite
Équilibre déplacé vers la gauche à cause de la grande qualité de H+ provenant d'HCl (Principe de Le Chatelier)
H+ provenant de l'auto-ionisation de l'eau sont négligeables
Conclusion
La concentration de H+ est la concentration d'HCl dans la solution
pH= = - log (1,0) = 0,00
Attention aux généralisations
Soit HA un acide fort
Si la concentration en H+ est largement supérieur à 10^-7 M
Alors le pH d'une solution HA de concentration x M vaut pH = - log(x)
Exemple n°2: Calcul du pH d'une solution HCl 10^-10 M
Espèces importantes en solution?
Source de H+ provenant de la dissociation de HCl est négligeable
Réactions chimiques entres ces espèces?
Seule espèce importante est l'eau (H20)
Conclusion
À 25°C, pH = - log (10¨^-7) = 7
Exemple n°3: Calcul du pH d'une solution HCl 10^-7 M
Espèces importantes en solution?
Espèce chimique: ensemble d’ entités chimiques identiques entre elles et représentées par la même formule
Par exemple des atomes, des molécules, des ions ou des composés ioniques
L'eau (H20), H+ et Cl-
Réactions chimiques entres ces espèces?
Équilibre totalement déplacé vers la droite
À 25°C, [H+][OH-] = 10^-14
Les concentrations à l'équilibre
On ne peut rejeter a priori le rôle d'un des deux équilibres
Comment tenir compte des deux simultanément?
Faire le bilan d'électroneutralité
Équilibre de dissolution de HCl totalement déplacé à droite
[Cl-] = 10^-7 M
On a donc [H+] = 10-7 m + 10^-14/[H+]
[H+] = 0,162.10^-6 M (seule racine positive)
pH= 6,79
Exemple n°1: 1 acide: Constante d'acidité de l'acide plus grande que celle de l'eau
Caulcu du pH d'une solution 0,1 M d'HOCl
Réactions chimiques entres ces espèces?
Espèces importantes en solution?
Keau = 10^-14
Ka = 3,5.10^-8
Calcul
Détermination de l'équilibre qui joue le rôle le plus important lors de la réaction à partir de la constante d'acidité
L'acide hypochloreux (HClO) est un acide beaucoup plus fort que le'eau (H2O)
Détermination de la concentration de H+
Tableau
Modification
Concentration à l'équilibre
Concentration initiale
Résolution de l'équation
On estime que la modification d'acide hypochloreux (HClO) est négligeable car l'équilibre est déplacé vers la gauche (plus de réactifs que de produit)
C'est la principale source de H+
Exemple n°2: 2 acides: l'un a une constante d'acide largement inférieur à l'autre
Exemple n°2 Calcul du pH d'une solution contenant 1 M d'acide cyanhydrique (HCN (Ka = 6,2.10^-10)) et 5 M d'acide nitreux (HNO2 ( Ka = 4.10^-4))
Espèces importantes en solution?
Réactions chimiques entres ces espèces?
Ces trois espèces peuvent produire des H+
Ka = 6,2.10-10
Ka = 4,0.10^-4
Keau = 1,0.10-14
L'acide nitreux (HNO2) est la principale source de H+
Ka(HNO2) >> Ka(HCN )>> Keau
Calcul
Détermination de H+
Tableau
Modification
Concentration à l'équilibre
Concentration initiale
Résolution de l'équation
On estime que la modification d'acide nitreux (HNO2) est négligeable car l'équilibre est déplacé vers la gauche (plus de réactifs que de produit)
Détermination de la concentration en cyanure
HCN est très peu dissocié mais est la seule source de CN-
Utilisation de la constante d'acidité
Exemple n°3: 2 acides: les deux acides ont plus au moins les mêmes constantes d'acidités
Exemple n°3: Calcul du pH d'une solution contenant 1 M d'acide flurohydrique (HF (Ka = 7,2.10^-4)) et 2 M d'acide nitreux (HNO2 ((Ka = 4,0.10^-4))
Réactions chimiques entres ces espèces?
Ces trois espèces peuvent produire des H+
Espèces importantes en solution?
Ka = 7,2.10^-4
Ka = 4,0.10^-4
Keau = 1,0.10^-14
Les deux principales sources de H+ sont l'acide fluorhydrique (HF) et l'acide nitreux (HNO2)
Ka(HF) ~ Ka(HNO2) >> Keau
On ne peut donc pas se contenter d'un seul équilibre pour calculer H+, il faut coupler les 2 équilibres principaux
Comment tenir compte simultanément des 2 équilibres?
Utilisation du bilan de charge
résolutions de l'équation en [H+]
Équations dont on dispose
Bilan de charge
Bilan de matière pour le fluor (F)
Bilan de matière pour l'azote (N)
Ka(HF)
Ka(HNO2)
Système de 5 équations à 5 inconnues si on néglige la concentration en OH- dans le bilan de charge
On aboutit à une équation du 3ème degré en [H+]
Pourcentage de dissociation
Mesure qui indique la proportion d'acide qui se dissocie en ions lorsqu'il est dissous dans l'eau.
(Conc. de HA dissociées)/(conc. de HA initiales) x 100
Pour un acide faible HA, [H+] diminue au fur et à mesure que [HA]0 diminue, alors que le pourcentage de dissociation augmente
Bases fortes
Différentes types de bases fortes
Hydroxydes des éléments du groupe IA (métaux alcalins)
Hydroxyde de lithium (LiOH), hydroxyde de sodium (NaOH), hydroxyde de rubidium (RbOH) et hydroxyde de césium (CsOH)
Hydroxydes des éléments du groupe IIA (métaux alcalino-terreux)
Hydroxyde de calcium (Ca(OH)2), hydroxyde de barium (Ba(OH)2) et hydroxyde de strontium (Sr(OH)2)
Équilibre totalement déplacé vers la droite
Peu solubles
Utilisation où la faible solubilité est recherchée
Procédé chaux-soude en traitement des eaux pour l'adoucissement des eaux dures
Calcul
Exemple n°1: Cas d'une base qui a son équilibre totalement déplacé vers la droite
Calcul du pH d'une solution de base forte: NaOH 5,0.10^-2 M
Espèces importantes en solution?
Principales source de OH- est l'hydroxyde de sodium (NaOH)
Pas H20 car équilibre d'auto-ionisation de l'eau déplacé vers la gauche
L'acide hypochloreux (HOCl) (car acide faible, Ka = 3,5.18^-8) et l'eau (H20)
L'acide cyanhydrique (HCN), l'acide nitreux (HNO2) et l'eau (H2O)
L'acide fluorhydrique (HF), l'acide nitreux (HNO2) et l'eau (H2O)
Na+, OH- et H2O
Conclusion
[OH-] = 5,0.10^-2 M
[H+] = 1,0.10-14 / [OH-] = 2,0.10^-13 M
pH = -log [H+] = 12,70
Bases faibles
Définition
Il existe nombreux accepteurs de protons ne contenant pas d'ion hydroxyde
Exemple
Formation d'ions OH- et donc d'une solution basique
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De façon générale
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Explication de ce qui se passe lors de la réaction
La base B entre en compétition avec OH- (base forte) pour l'acquisition de H+
Calcul du pH d'une solution de base faible est le même principe que pour un acide faible
Exemple n°1: 1 base
Calcul du pH d'une solution NH3 (ammoniaque) 15,0 M (Kb = 1,8.10^-5)
Espèces importantes en solution?
L'ammoniaque (NH3) et l'eau (H2O)
ces deux espèces peuvent produire des OH-
Kb = 1,8.10^-5
Keau = 1,0.10^-14
L'ammoniaque (NH3) est une base beaucoup plus forte que l'eau (H2O)
L'ammoniaque est donc la principale source de OH-
Calcul
Détermination de la concentration en H+
Concentration initiale
Modification
Concentration à l'équilibre
Résolution de l'équation
On estime que la modification d'ammoniaque (NH3) est négligeable car l'équilibre est déplacé vers la gauche (plus de réactifs que de produit)
Définition
Désigne un corps ayant plusieurs fonctions acide, qui peut céder plus d'un proton
Exemples: l'acide sulfurique (H2SO4), l'acide phosphorique (H3PO4), l'acide carbonique (H2CO3)
Ka1 >> Ka2
La première fonction acide est plus acide que la suivante
En général, les polyacides sont tels que
À chaque étape successive, l'acide devient plus faible
La charge négative de l'acide croit, ce qui fait croître la difficulté d'enlever H+ chargé positivement
Calcul du pH: seule la première étape de dissociation contribue significativement à la formation de H+
Cas particulier : l'acide sulfurique (H2SO4)
Calcul du pH
Exemple n°1: Calcul du pH d'un polyacide faible
Calcul du pH ainsi que de la concentration du dihydrogénophosphate (H2PO4-), de la concentration de l'hydrogénophosphate (HPO4(2-)) et de la concentration de l'ion phosphate (PO4(2-)) dans une solution d'acide phosphorique (H3PO4) de 5,0 M
Quelles sont les principales espèces en solution?
L'acide phosphorique (H3PO4) et l'eau (H2O)
Quelle est la principales sources de H+?
L'acide phosphorique (H3PO4)
Ka = 7,5.10^-3
Calcul
Calcul des concentrations à l'équilibre
Modifications
Concentrations à l'équilibres
Concentrations initiales
Résolution de l'équation
On estime que la modification sur l'acide phosphorique (H3PO4) est négligeable car l'équilibre est déplacé vers la gauche (plus de réactifs que de produit)
Pour trouver le Ka2 et le Ka3, substituer les valeurs trouver dans le rapport de la constante d'acidité
Conclusion
Les deux derniers résultats indiquent que la 2ème et la 3ème étapes de dissociation ne contribuent pas significativement à l'augmentation de la concentration en H+
Exemple n°2 : Calcul du pH d'un polyacide fort
Calcul du pH d'une solution d'acide sulfurique (H2SO4) 1,00.10^-2 M :
Principales espèces en solution
H+, l'hydrogénosulfate (HSO4-) et l'eau (H2O)
Principales sources d'H+
L'acide sulfurique (H2SO4) (acide fort) dans une première étape
L'hydrogénosulfate (HSO4-) dans une deuxième étape car solution diluée
Calcul de la concentration d'H+
Tableau
Concentration initiale
Modification
Concentration à l'équilibre
Résolution de l'équation
Attention! Si suppose que la modification est négligeable pour l'hydrogénosulfate, elle doit nécessairement être négligeable pour H+ car on suppose qu'elle ne modifiera par grand chose à ce qu'il y a déjà
Contribution significative de la 2ème dissociation
Définition
Qu'est-ce qu'une sel?
Un sel est un composé ionique de cations et d'anions formant un produit neutre et sans charge électrique nette
formation d'ions en solution
Différents types de sels
Dans certaines conditions, les ions se comportent soit comme:
Des bases
Des acides
Sels produisant des solutions neutres
Base conjuguée A- d'un acide fort HA est une base beaucoup plus faible que l'eau (H2O)
Affinité de la base conjuguée A- vis-à-vis de H+ beaucoup plus faible que l'eau (H2O)
Les anions de la base conjuguée A- en solution ne se combine pas à H+
Aucune influence sur le pH
Exemples: l'ion chlorure (Cl-), l'ion nitrate (NO3-)
Acide conjugué B+ d'une base forte BOH
Aucune affinité ni pour H+ ni pour OH- et ne produit ni H+ ni OH-
Aucune influence sur le pH
Ils sont donc négligeables
Elles sont donc négligeables
Sels dont les cations provient d'une base forte et les anions d'un acide fort
Solution neutre
Exemples : chlorure de potassium (KCl), chlorure de sodium (NaCl), nitrate de potassium (KNO3) et nitrate de sodium (NaNO3)
Sels produisant des solutions basiques
Exemples : solution aqueuse d'acétate de sodium (NaCH3CO2)
Principales espèces en solution?
Ion sodium (Na+), l'ion acétate (CH3CO2-) et l'eau (H2O)
Qui produit OH-?
L'ion sodium (Na+) est un cation neutre (provient de la base NaOH)
L'ion acétate (CH3CO2-) est une base conjugué de l'acide faible acide acétique (CH3COOH)
L'ion acétate (CH3CO2-) est une base plus forte que l'eau (H2O)
L'ion acétate (CH3CO2-) est capable de réagir avec les protons provenant de l'eau (H2O)
Seule source de protons en présence
Production de OH-
À l'équilibre
Manipulation du Kb et du Ka de la production d'acide acétique à partir de l'ion acétate
Sels dont les cations proviennent d'une base forte et les anions d'un acide faible
Le résultat est une solution basique
Exemples : Cyanure de potassium (KCN) et Fluorure de sodium (NaF)
Exemple de calcul de pH d'une solution de Fluorure de sodium (NaF) de 0,30 M (Ka(HF) = 7,2.10^-4)
Principales espèces en solution
principales espèces en solution: Na+, F- et H2O
Qui produit OH-?
l'ion Na+ est un cation provenant d'une base forte : Hydroxyde de sodium (NaOH)
L'ion fluorure est un anion provenant d'un acide faible : l'acide fluorhydrique (HF)
À l'équilibre
Tableau
Concentration intitiale
Modification
Concentration à l'équilibre
Résolution de l'équation
On estime que la modification d'acide fluorhydrique (HF) est négligeable car l'équilibre est déplacé vers la gauche (plus de réactifs que de produit)
Remarque concernant la force d'une base en solution aqueuse
Soit
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L'acide cyanhydrique est un acide faible. Par conséquent, l'ion cyanure est une base conjuguée forte en comparaison avec la base H2O
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L'ion cyanure est une base faible en comparaison avec la base OH-
En conclusion sur la force relative des bases
OH- > CN- > H2O
Sels produisant des solutions acides
Exemple de solution aqueuse de chlorure d'ammonium (NH4Cl)
Principales espèces en solution
L'ion ammonium (NH4+), l'ion chlorure (Cl-) et l'eau (H2O)
Qui produit les H+?
L'ion chlorure est un anion neutre (provient de l'acide fort HCl)
L'ion ammonium
est l'acide conjugué de la base faible ammoniaque (NH3)
Acide faible donc il y a production de H+
Les sels dont les cations proviennent d'une base faible et les anions d'un acide fort forment une solution acide
Le calcul du pH de ce type de solution a le même principe que les sels produisant des solutions basiques
Autre type de sel produisant des solutions acides
Exemple de solution aqueuse de Chlorure d'aluminium (AlCl3) (solution très acide)
En solution, le chlorure d'aluminium (AlCl3) se dissout en ion chlorure (anion neutre) et l'ion hexaaquaaluminium(III) (Al(H2O)6^(3+))
Ka = 1,4.10^-5
Forte charge de l'ion aluminium (Al3+) polarise la liaison O-H des molécules d'eau fixés (électrons "attirés" par l'ion aluminium (Al3+)
Dernier cas : Sels dont les deux ions peuvent modifier le pH
Cation acide et anion basique
Exemple : l'acétate d'ammonium (NH4CH3CO2) et cyanure d'ammonium (NH4CN)
Qualitativement
Si Ka > Kb
Alors le pH < 7
Donc la solution est acide
Si Ka < Kb
Alors le pH > 7
Donc la solution est basique
Si Ka = Kb
Alors le pH = 7
Donc la solution est neutre
Exemple : Sulfate d'aluminium (Al2(SO4)3)
Exemple : cyanure d'ammonium (NH4CN)
Exemple : l'acétate d'ammonium (NH4CH3CO2)
Exemple de calcul du pH d'une solution aqueuse de Cyanure d'ammonium (NH4CN) de 0,1 M
Principales espèces en solution
L'ion ammonium (NH4+), l'ion cyanure (CN-) et l'eau (H2O)
Réactions possibles
Ka = 5,6.10-^10
Kb = 1,6.10^-5
Keau = 1,0.10^-14
K inconnu
Calcul
Partir de la définition de la constante d'équilibre
Artifice de calcul grâce à [H30+]/[H30+]
Trouver à partir de l'artifice le Ka(NH4+) et 1/ka(HCN)
Résolution de l'équation
Calcul du pH à partir d'une des constantes d'acidité