Acides et bases en solution aqueuse

Liste des compétences exigibles

Formules et méthodes

Définir le pH pour les solutions diluées et préciser le lien avec l'acidité ou la basicité des solutions.

Pour une solution diluée ([H₃O⁺] < 10^-1 mol/L), pH = -lg[H₃O⁺] où [H₃O⁺] est la concentration molaire exprimée en mol/L;

le pH n'a pas d'unité.                                           Remarque: [H₃O⁺] = 10^-pH mol/L

Dans l'eau : 0<pH<14 ; solutions acides: pH<7; solutions basiques: pH>7;

Déduire le pH de la connaissance de la concentration en ions H₃O⁺ et HO^- et inversement.

pH = -lg[H₃O⁺] où [H₃O⁺] est exprimée en mol/L

[H₃O⁺].[HO^- ] = Ke = 10^-14 à 25°C

Ecrire l'équation d'autoprotolyse de l'eau.

2 H₂O Á  H₃O⁺ + OH^-  équilibre chimique Kr  = Ke =10^-14 à 25°C

Connaître la valeur du produit ionique de l'eau à 25°C.

Ke =10^-14 (sans unité) à 25°C

pKe =  -lg Ke = 14

Connaître les règles de sécurité lors de la manipulation d'acides forts et de bases fortes concentrés

blouse - gants - lunettes

Ne jamais verser d'eau dans un acide ou une base concentrés (risques de projections)

Savoir effectuer une dilution.

Prélèvement de la solution mère : volume V_M à la pipette jaugée munie d'une propipette.

Versement dans une fiole jaugée de volume V_F. Ajouter de l'eau distillée aux 3/4. Boucher la fiole, agiter. Compléter jusqu'au début du col à la pissette d'eau distillée puis à la pipette simple jusqu'au trait de jauge (attention au ménisque). La solution fille est prête.

Facteur de dilution : c_mère / c_fille = V_F/V_M  > 1

Connaître la verrerie usuelle et son utilisation

Mesure de volume : Pipette (jaugée, graduée, simple) , fiole (jaugée), burette (graduée), éprouvette (graduée)

Récipients : Bécher, erlenmeyer, ballon

Connaître la définition d'un acide fort.

Un acide est une espèce capable de céder au moins un proton H⁺.

H₃O⁺ est un acide, de même que HCl, H₂SO₄, CH₃COOH...l'eau H₂O sont des acides.

Un acide fort un acide totalement dissocié dans l'eau (réaction avec l'eau totale). Dans une solution d'acide fort les seuls acides présents sont H₃O⁺ et H₂O.

Pour une solution d’acide fort de concentration c_A  (10^-5 < c_A < 10^-1): pH = - lg c_A

Connaître la définition d'une base forte.

Une base est une espèce capable de capter au moins un proton H⁺.

HO^- est une base, de même que CH₃COO^- , NH₃...l'eau H₂O sont des bases.

Une base forte une base totalement dissociée dans l'eau (réaction avec l'eau totale). Dans une solution de base forte, les seules bases présentes sont HO^- et H₂O.

Pour une solution de base forte de concentration c_B (10^-5 mol/L < c_B < 10^-1 mol/L):

 pH = 14 - (-lgc_B) = 14 + lgc_B

Définir la réaction acide-base comme un transfert de proton.

AH + B^- Á  A^- + BH

Transfert de proton H⁺ entre les couples AH/A^- et BH/B^-

Exploiter le caractère total des réactions entre un acide fort et une base forte.

Une réaction entre un acide fort et une base forte est totale (Kr = 10¹⁴). Elle permet les dosages.  On peut, à l’équivalence, appliquer la relation stœchiométrique.

Connaître l'allure et les caractéristiques de la courbe de variation du pH lors de la réaction entre un acide fort et une base forte et inversement.

• pH initial acide ou basique selon le cas.
• Si acide initial, pH augmente avec le volume de base versé.
• Si base initiale, pH diminue avec le volume d'acide versé
• Au début lente variation du pH en fonction du volume versé.
• Autour de l'équivalence, brusque saut de pH
• puis encore lente variation après l'équivalence.
• pH à l'équivalence = 7 dans le cas d'une réaction acide fort/base forte

Définir l'équivalence du dosage acido-basique.

A l'équivalence d'un dosage acido-basique la quantité d'acide (ou de base) présent dans le prélèvement et la quantité de base (ou d'acide) versée vérifient la relation stœchiométrique.

Dans le cas d'un monoacide et d'une monobase: n_A = n_B (à l'équivalence)

Savoir que la réaction d'un acide faible ou d'une base faible avec l'eau est limitée.

AH + H₂O Á  A^- + H₃O⁺ (réaction limitée; coexistence de AH et A^- en solution)

Un acide est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale.

Une base est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale.

Savoir qu'un équilibre chimique est une réaction limitée et qu'il résulte de la coexistence de 2 réactions opposées.

Un équilibre chimique est une réaction limitée. Il résulte de la coexistence de 2 réactions opposées qui se produisent à la même vitesse. Un équilibre est caractérisé par sa constante Kr : Si le bilan est A+B Á C+D, Kr = ([C].[D])/([A].[B])

(produit des concentrations des produits/ produit des concentrations des réactifs).

Le solvant n'intervient pas dans le Kr.

Définir un couple acide/base

Un couple acide/base est un ensemble de 2 espèces chimiques qui se transforment l'une en l'autre par transfert de proton : AH Á A^- + H⁺    et    A^- + H⁺Á AH

Reconnaître l'espèce acide et l'espèce basique

Un acide est une espèce capable de céder au moins un proton H⁺.

Une base est une espèce capable de capter au moins un proton H⁺.

Ecrire l'équation bilan de la réaction d'un acide A avec l'eau et y associer la constante d'équilibre Ka.

Réaction d’un acide faible avec l’eau : AH + H₂O Á  A^- + H₃O⁺ ; 

K_A = [A^-].[H₃O⁺]/ [AH]  (pour des solutions assez diluées c<10^-1 mol.L^-1).

La constante K_A est le Kr de dissociation de l'acide dans l’eau ; pK_A = - lg K_A

Ecrire l'équation bilan de la réaction d'une base avec l'eau et y associer la constante d'équilibre Ke/Ka.

Réaction d’une base faible avec l’eau  A^- + H₂O Á  AH + HO^-

K_B = [AH].[HO^- ]/ [A^-] (pour des solutions assez diluées).

K_B = Ke/K_A

Connaissant le pH d'une solution d'acide ou de base faible et le pKa du couple, déterminer la forme prédominante.

Comparer les forces des acides (ou des bases) de plusieurs couples connaissant les constantes d'acidité (et inversement)

Un acide est d'autant plus fort qu’il est plus dissocié dans l’eau ; sa constante d'acidité est d’autant plus grande et donc que son pK_A est d’autant plus petit.

Une base est d'autant plus forte que la constante d'acidité du couple auquel  elle appartient est plus petite et donc que son pK_A est plus grand.

Plus un acide faible est fort et plus sa base conjuguée est faible et réciproquement.

Prévoir le sens de la réaction acido-basique entre 2 couples.

Réaction entre 2 couples HA₁/A₁^- (KA1) et HA₂/A₂^- (K_A2)

HA₁ + A₂^-  Á   A₁^- + HA₂                  Kr = [A₁^-].[HA₂]/ [HA₁].[A₂^-] = K_A1/K_A2

Si K_A1 > K_A2,  Kr > 1 l'équilibre est déplacé vers la droite. La réaction est avancée.

Si Kr > 10³, on la considère comme totale

Si K_A1 < _A2,  Kr < 1 l'équilibre est déplacé vers la gauche. La réaction est limitée.

Règle de la réaction prépondérante

La réaction effectivement observée entre plusieurs couples correspond à la réaction de l’acide le plus fort avec la base la plus forte.

Méthode pour prévoir le sens d’une réaction acide/base

1°) Recenser les espèces introduites

2°) Répertorier les couples mis en jeu (sans oublier ceux de l'eau)

3°) Classer les couples sur l’axe des pK_A, bases à gauche, acides à droite

4°) Souligner les espèces introduites

Réaction prépondérante : Parmi les espèces introduites, l’acide le plus fort réagit avec la base la plus forte ;

la réaction est avancée (si Kr>1), pratiquement totale (si Kr>10³),

limitée (si Kr<1), pratiquement inexistante (si Kr<10^-3),

Ecrire l'équation bilan de la réaction de dosage entre un acide faible et une base forte.

Montrer que la réaction est quantitative à l'aide des constantes d'équilibre.

AH + HO^- Á  A^- + H₂O

Kr = [A-]/([AH]x[HO^- ]) = K_A/Ke ; réaction quantitative si Kr > 10⁴

Reconnaître suivant l'allure des courbes de variation du pH les cas: acide faible - base forte et acide fort - base forte.

• Si acide initial, pH initial acide augmente avec le volume de base versé.
• Si base initiale, pH initial basique diminue avec le volume d'acide versé
• Au début lente variation du pH en fonction du volume versé.
• Autour de l'équivalence, brusque saut de pH puis lente variation après l'équivalence.
• A la demi-équivalence (à Veq/2) le pH = pK_A du couple de l'espèce faible

dosages de solutions d'acide éthanoïque de concentrations différentes

Connaître la définition et la position par rapport à pH=7 de l'équivalence.

Dans le cas du dosage d’une base faible par un acide fort pH à l'équivalence < 7

Dans le cas du dosage d’un acide faible par une base forte pH à l'équivalence > 7

Choisir l'indicateur coloré pour un dosage donné en fonction de sa  zone de virage.

La zone de virage doit être incluse dans la zone de saut de pH et doit contenir le pH de l'équivalence.

Réaliser un dosage en présence d'un indicateur coloré et avec l'aide d'un pHmètre.

Méthode des tangentes pour trouver le pour équivalent à partir d'une courbe pH = f(V) :

• - tracer de tangentes à la courbe parallèles entre elles de part et d'autre du brusque saut de pH
• - tracer à égale distance des deux droites parallèles une troisième parallèle
• - cette troisième droite coupe la courbe au point d'équivalence.

On peut aussi tracer l'évolution de la dérivée du pH en fonction du volume versé. Elle présente un extrémum au volume équivalent.