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Les acides et les bases. Les couples acide-base conjuguée un acide de Bronsted donne un proton une base de Bronsted accepte un proton la base conjuguée.

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1 Les acides et les bases

2 Les couples acide-base conjuguée un acide de Bronsted donne un proton une base de Bronsted accepte un proton la base conjuguée dun acide de Bronsted est ce qui reste après que lacide cède son proton lacide conjugué dune base de Bronsted est ce qui est produit après que la base accepte un proton ex.; CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) CH 3 COOH/ CH 3 COO - est un couple acide-base conjuguée et H 3 O + / H 2 O est un autre couple acide-base conjuguée

3 Les couples acide-base conjuguée Exemple: Quels sont les couples acide-base conjuguées dans les réactions suivantes? (a) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) (b) H 3 O + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O(l) Solution: (a)NH 4 + / NH 3 est un couple acide-base conjuguée H 2 O/ OH - est un couple acide-base conjuguée (b)H 3 O + /H 2 O est un couple acide-base conjuguée H 2 O/ OH - est un couple acide-base conjuguée N.B. Dans chaque cas, le premier est lacide et le deuxième est la base.

4 Les propriétés acido-basiques de leau on vient de voir que leau peut donner un proton (et devenir OH - ) ou accepter un proton (et devenir H 3 O + ): leau est donc acide et basique leau peut sauto-ioniser: 2 H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) la constante déquilibre, à 25 o C, pour lauto-ionisation est (utilisant H + pour simplifier): les concentrations de H + et OH - sont reliées une à lautre si une est haute, lautre est basse, car leur produit est fixe dans une solution neutre, [H + ] = [OH - ] = 1.0 x M

5 Le pH: une mesure du degré dacidité une grandeur plus pratique pour la concentration de H + est le pH (pas dunités):pH = -log[H + ] dans une solution acide: pH < 7.00 dans une solution basique: pH > 7.00 dans une solution neutre: pH = 7.00 léchelle pOH est moins commune: pOH = -log[OH - ] la somme pH + pOH est toujours fixe: pH + pOH = 14.00

6 Le pH: une mesure du degré dacidité Exemple: Calculez le pH dune solution de HNO 3 dont la concentration dions hydrogène est de 0.76 M. Solution: pH = -log[H + ] = -log(0.76) = 0.12 Exemple: Le pH dun certain jus de fruits est Calculez sa concentration en ions H +. Solution:

7 Les acides forts et les bases fortes un acide fort est un électrolyte fort qui sionise complètement dans leau ex.; HCl, HNO 3, H 2 SO 4 un acide faible est un électrolyte faible qui ne sionise que partiellement dans leau ex.; HF, CH 3 COOH, NH 4 +

8 Les acides forts et les bases fortes une base forte est un électrolyte fort qui sionise complètement dans leau ex.;nimporte quel hydroxydedun métal alcalin (ex.; NaOH) une base faible est un électrolyte faible qui ne sionise que très peu dans leau ex.; NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq)

9 Les acides forts et les bases fortes dans un couple acide/base conjuguée, si un acide est fort, sa base conjuguée est très faible, et vice versa lion H 3 O + est lacide le plus fort qui peut exister en solution aqueuse un acide plus fort réagirait avec H 2 O ex.; HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) lion OH - est la base la plus forte qui peut exister en solution aqueuse une base plus forte réagirait avec H 2 O ex.; O 2- (aq) + H 2 O(l) 2 OH - (aq)

10 Les acides et les bases fortes Exemple: Calculez le pH dune solution de Ba(OH) 2 à 1.5 x M. Solution: Pour chaque Ba(OH) 2, on a deux OH -. Si on a 1.5 x M de Ba(OH) 2, on a 3.0 x M de OH -. Le pOH est donc -log(3.0 x ) = Le pH est donc =

11 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides la dissociation dun acide faible nest pas complète HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A - (aq) la constante déquilibre pour cette réaction est la constante dionisation de lacide, K a lorsquun acide est plus fort, son K a est plus grand on peut calculer les concentrations de chaque espèce à léquilibre avec les méthodes quon a vues dans le chapitre sur léquilibre chimique

12 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides pour calculer les concentrations à léquilibre, on fait les approximations suivantes la concentration de H + avant lajout de lacide (1.0 x M) est négligeable la quantité dacide qui se dissocie est négligeable, à première approximation une fois quon trouve x (la quantité dacide qui se dissocie), on vérifie si x est moins de ~ 5% de la quantité initiale dacide si oui, on a la valeur de x et on peut calculer toutes les concentrations sinon, on doit résoudre pour x, sans faire la deuxième approximation

13 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides Exemple: Calculez la concentration de H +, de A -, et de HA non-ionisés dans une solution de HA à 0.20 M. La valeur de K a pour HA est 2.7 x Solution: [H + ] = x, [A - ] = x, et [HA] = x 0.20 vérifions notre approximation: notre approximation est acceptable, donc [H + ] = 7.3 x M [A - ] = 7.3 x M [HA] = x = 0.19 M

14 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides Exemple: Quel est le pH dune solution dun monoacide à M pour lequel la valeur de K a = 5.7 x ? Solution: [H + ] = x, [A - ] = x, et [HA] = x vérifions notre approximation: on ne peut pas faire lapproximation que [HA] M

15 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides Solution: [H + ] = x, [A - ] = x, et [HA] = x la deuxième solution nest pas acceptable donc, [H + ] = 8.06 x M, et pH = -log(8.06 x ) = 2.09

16 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides Exemple: Une solution dun monoacide faible à M a un pH égal à Calculez la valeur de K a pour cet acide. Solution: Si pH = 3.44, [H + ] = = 3.63 x M [A - ] = [H + ] = 3.63 x M [HA] = x = M

17 Le pourcentage dionisation le pourcentage dionisation est défini par pour un acide qui donne un seul proton où [HA] o est la concentration initiale de lacide le pourcentage dionisation diminue lorsque lacide devient plus concentré

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20 Les diacides et les polyacides un diacide ou un polyacide peut céder deux ou plus protons par molécule lionisation se produit par étapes chaque étape a une constante dionisation la constante dionisation devient plus petite à chaque étape voir Tableau 14.4 (texte français) ou Tableau 16.4 (texte anglais) pour des exemples de diacides et de polyacides

21 Les diacides et les polyacides Exemple: Calculez les concentrations de C 2 H 2 O 4, de C 2 HO 4 -, de C 2 O 4 2-, et de H + dans une solution dacide oxalique (C 2 H 2 O 4 ) à 0.20 M. Pour lacide oxalique, K a1 = 6.5 x et K a2 = 6.1 x Solution: On traite le premier équilibre. Vérifions notre approximation: on ne peut pas faire lapproximation que [C 2 H 2 O 4 ] 0.20 M.

22 Les diacides et les polyacides Solution: la deuxième solution nest pas acceptable donc[H + ] = M [C 2 HO 4 - ] = M [C 2 H 2 O 4 ] = 0.11 M

23 Les diacides et les polyacides Solution: On doit aussi trouver [C 2 O 4 2- ]. On fait lapproximation que cette deuxième dissociation naffecte pas [C 2 HO 4 - ] et [H + ] pour la première dissociation. vérifions notre approximation: notre approximation est acceptable, donc [C 2 H 2 O 4 ] = 0.11 M [C 2 HO 4 - ] = M [C 2 O 4 - ] = 6.1 x M [H + ] = M

24 Les bases faibles et les constantes dionisation des bases on traite les bases faibles de la même façon que les acides faibles ex.; NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K b est la constante dionisation de la base

25 Les acides faibles et les constantes dionisation des acides Exemple: Calculez le pH dune solution de méthylamine (CH 3 NH 2 ) à 0.26 M. K b = 4.4 x pour le méthylamine. CH 3 NH 2 (aq) + H 2 O(l) CH 3 NH 3 + (aq) + OH - (aq) Solution: [CH 3 NH 3 + ] = x, [OH - ] = x, et [CH 3 NH 2 ] = x 0.26 vérifions notre approximation: notre approximation est acceptable, donc pOH = -log(0.011) = 1.96, donc le pH = = 12.04

26 La relation entre les constantes dionisation des couples acide-base conjuguées pour un acide faible pour sa base conjuguée le produit des deux constantes dionisation donne

27 La relation entre les constantes dionisation des couples acide-base conjuguées le fait que K a K b = K eau nest pas surprenant car la somme des deux réactions est plus un acide devient fort, plus sa base conjuguée est faible, et vice versa Exemple: Pour lacide acétique, K a = 1.8 x Quelle est la valeur de K b pour lanion acétate (sa base conjuguée)? Solution:

28 Les propriétés acido-basiques des sels lhydrolyse dun sel est la réaction entre un anion et/ou un cation dérivé(s) du sel, et leau pour un sel ou le cation est lacide conjugué dune base forte et lanion est la base conjuguée dun acide fort, les ions du sel ne réagissent pas avec leau et le pH 7.0 ex.; NaNO 3 est produit par la réaction entre NaOH et HNO 3 lors de sa dissociation: les ions produits ninteragissent pas avec leau on dit que ce sel est neutre

29 Les sels qui produisent des solutions basiques ex.; lorsquon dissout lacétate de sodium dans leau le cation Na + ne réagit pas avec leau, mais lanion CH 3 COO - réagit avec leau la solution devient basique on dit que ce sel est un sel basique

30 Les sels qui produisent des solutions acides ex.; lorsquon dissout le chlorure dammonium dans leau lanion Cl - ne réagit pas avec leau mais le cation NH 4 + se dissocie partiellement la solution devient acide on dit que ce sel est un sel acide

31 Les sels dont le cation et lanion shydrolysent si le cation et lanion réagissent dans leau, ce sont les forces relatives de la base et de lacide du sel qui détermineront le pH de la solution si K b > K a : solution basique si K b < K a : solution acide si K b K a : solution presque neutre pour un ion amphotère, la constante dionisation la plus grande dominera ex.; donc une solution de bicarbonate de sodium est basique

32 Les propriétés acido-basiques des sels Exemple: Prédisez le pH (pH > 7, < 7, ou 7) des solutions salines suivantes: (a) LiClO 4, (b) Na 3 PO 4, (c) NH 4 CN. Solution: (a)LiOH et HClO 4 sont des base et acide forts, donc le sel est neutre: pH 7. (b)PO 4 3- est la base conjuguée dun acide faible (HPO 4 2- ): pH > 7. (c)NH 4 + est un acide faible avec un K a = (1.0 x )/(1.8 x ) = 5.6 x CN - est une base faible avec un K b = (1.0 x )/(4.9 x ) = 2.0 x La base dominera: pH > 7.

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34 Les oxydes acides, basiques, et amphotères les oxydes réagissent souvent avec leau en général, loxyde dun métal réagit avec leau pour donner une base (loxyde est donc basique) exemples:

35 Les oxydes acides, basiques, et amphotères en général, loxyde dun non-métal réagit avec leau pour donner un acide (loxyde est donc acide) exemples: la première réaction explique pourquoi la pluie est naturellement acide (pH 5.5) et la deuxième réaction, pourquoi le phénomène des pluies (artificiellement) acides existe

36 Les oxydes acides, basiques, et amphotères loxyde dun métal de transition dans un état doxydation élevé est souvent un acide ex.; lacide permanganique: ex.; lacide chromique


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