Les acides et les bases Chapitre 8

Théorie d'Arrhenius sur les acides et bases Acides et bases au quotidien

Les acides et les bases- Historique Lavoisier est le premier à relier « l’acidité » à la composition chimique des substances. En 1834, le physicien britannique Michael Faraday découvre que les acides, les bases et les sels sont des électrolytes Lorsque ces composés sont dissouts dans l’eau, ils forment des particules chargées, les ions, et la solution formée peut alors conduire l’électricité.

Les acides communs et les bases communes 1. Acide lactique est produit par les bactéries du lait ou du yogourt; c’est pourquoi le lait surit 2. Certains animaux utilisent les acides pour faire fuir leurs prédateurs: Millipèdes, scorpions, fourmis… 3. Les acides se retrouvent à l’état naturel dans de nombreux fruits

Les acides communs et les bases communes 4. Les médecins rincent parfois les yeux de leurs patients avec une solution d’acide borique 5. Douleur musculaire ? L’acide lactique s’est accumulée dans tes muscles

Les acides communs et les bases communes 1. La plupart des savons et nettoyants à tuyaux et à fenêtres sont des bases 2. La quinine est une base qui donne un goût amer au soda tonique

Les acides communs et les bases communes 3. La quinine est une base qui traite le paludisme 4. De nombreux autres médicaments sont également des bases, par exemple la lidocaïne, un anesthésique local (dentiste)

Théorie d'Arrhenius sur les acides et bases Selon Arrhenius, Un acide est une substance qui se dissocie dans l’eau pour produire un ou plusieurs ions H+. Un acide selon Arrhenius doit donc toujours contenir de l’hydrogène comme source d’ions H+.

Théorie d'Arrhenius sur les acides et bases Selon Arrhenius, Une base est une substance qui se dissocie dans l’eau pour produire un ou plusieurs ions hydroxyde OH-. Une base selon Arrhenius doit donc renfermer des ions hydroxyde.

Théorie d'Arrhenius sur les acides et bases Mérites de la théorie d’Arrhenius, Elle permet de comprendre ce qui se passe au cours d’une réaction de neutralisation entre un acide et une base. La réaction de neutralisation entre un acide et une base se résume à la réaction ionique nette suivante: H+(aq) + OH-(aq) →H2O(l) Comme acide et base produisent les ions H+ et OH-, toute réaction entre les deux, produit de l’eau.

Théorie d'Arrhenius sur les acides et bases Limites de la théorie d’Arrhenius Existence de l’ion H+ Le cation H+ ne peut pas exister à l'état libre en solution aqueuse. Ce cation n'a plus de cortège électronique, sa taille se réduit à celle du noyau (proton). La forte concentration de charge du cation H+, conduit l’eau à l’hydratée pour former le cation hydronium H3O+.

Théorie d'Arrhenius sur les acides et bases Limites de la théorie d’Arrhenius Bases qui ne possèdent pas de groupe hydroxyle Certains composés comme l'ammoniac ou les amines, qui ne possèdent pas de groupe hydroxyle peuvent former des solutions basiques dans l’eau. Solvants des réactions acide-base La théorie d’Arrhenius considère l’eau comme seul solvant des réactions acide-base alors que d’autres solvants sont possibles.

Théorie de BrØnsted-Lowry sur les acides et bases Selon BrØnsted-Lowry, Un acide est une substance qui peut céder un ion H+ (donneur de proton). Une base est une substance qui peut accepter un ion H+ ( accepteur de proton). Selon cette théorie, une réaction acide-base comporte le transfert de proton d’un donneur (acide) à un accepteur (base). Acide Base Transfert de proton

Théorie de BrØnsted-Lowry sur les acides et bases Lorsqu’un acide donne un proton, l’espèce qui en reste après la perte d’un proton se nomme base conjuguée. Lorsqu’une base gagne un proton, l’espèce formée lorsque la base accepte un proton de l’acide se nomme acide conjugué. Acide conjugué Transfert de proton Acide Base Base conjuguée On parle de couple acide/base conjuguée

Les paires acide-base conjuguées Exemples:  NH3(g) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) base + acide → acide conjugué + base conjuguée HCl(g) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+(aq) acide + base → base conjuguée + acide conjugué CO32-(aq) + H2O(l) → HCO3-(aq) + H3O+(aq) base + acide → acide conjugué + base conjuguée

Théorie de BrØnsted-Lowry sur les acides et bases page 497 Une réaction acide base implique donc deux paires d’acide et base conjuguée. Certaines substances (H2O, HSO4-, …) peuvent se comporter à la fois comme un acide ou une base. On dit alors qu’elles ont un caractère amphotère. H2O → HO- + H+ Couple H2O/HO-. L’eau est un acide H3O+ → H2O + H+ Couple H3O+/H2O. L’eau est une base Voir fig.8.6 page 497 du manuel de Chimie 12

Théorie de BrØnsted-Lowry sur les acides et bases Lorsqu’un acide perd un seul proton, on dit qu’il est monoprotique. CH3COOH(aq) + H2O(l)→H3O+(aq) + CH3COO- Lorsqu’un acide deux ou plusieurs protons, on dit qu’il est polyprotique. H2SO4(aq)→H+(aq) + HSO4-(aq)↔2H+(aq) + SO42-(aq)

Évaluation formative Identifiez les paires acide-base conjugués dans les systèmes suivants :

Théorie de BrØnsted-Lowry sur les acides et bases Exercices 1 à 10 page 496.

Propriétés des acides Ils forment des solutions avec un pH < 7. Ils réagissent avec les métaux actifs (ceux au dessus de l’hydrogène dans la série d’activité) pour former des sels et de l’hydrogène gazeux. Ils réagissent avec les bases pour former un sel et de l’eau.

Propriétés des acides Ils réagissent avec les carbonates de métaux ou les hydrogénocarbonates pour former des sels, de l’eau et dioxyde de carbone. Ils ont un goût aigre.

Propriétés des bases Lorsqu’ils sont solubles dans l’eau, ils forment des solutions avec un pH > 7. Ils réagissent avec les acides pour former un sel et de l’eau. Ils ont un goût amer.

Force des acides et des bases Acide fort Acide fort = Acide qui se dissocie complètement en ions dans l’eau. Initial Final [HCl]initiale = 1.00 mol/L [H3O+]initiale = 0 [Cl-]initiale = 0 [HCl]finale = 0 mol/L [H3O+]finale = 1 mol/L [Cl-]finale = 1 mol/L

Force des acides et des bases Liste des acides forts Acides binaires de formules générale HX(aq) où X= Cl, Br et I (excepté F).

Force des acides et des bases Liste des acides forts Les oxacides (acides contenant des atomes d’oxygène) dans lesquels le nombre d’atomes d’oxygène excède, par deux ou plus le nombre de protons pouvant être dissociés. N O + - H HNO3 HClO4 HClO3 H2SO4

Force des acides et des bases Acide faible Acide faible = Acide qui se dissocie très peu en solution aqueuse. (moins de 50% de dissociation). Initial Final [CH3COOH]initiale = 1.00 mol/L [H3O+]initiale = 0 [CH3COO-]initiale = 0 [CH3COOH]finale = 0,99 mol/L [H3O+]finale = 0,01 mol/L [CH3COO-]finale = 0,01 mol/L

Force des acides et des bases Base forte Base forte = Base qui se dissocie complètement en ions dans l’eau. Bases fortes: Oxydes et les hydroxydes des métaux alcalins (groupe I), Oxydes et hydroxydes des métaux alcalino-terreux (sous le béryllium) sont des bases fortes. Les oxydes basiques forts ont des atomes métalliques qui possèdent un faible électronégativité, ainsi, la liaison avec l’oxygène est faible et ionique

Force des acides et des bases Base faible Base faible = Base qui se dissocie partiellement dans l’eau.

Force des acides et des bases À un acide fort, correspond une base conjuguée faible.

Les acides et les bases Équilibre des acides et des bases faibles

La constante du produit ionique de l’eau p.498 La dissociation d’un composé acide ou basique en solution aqueuse produit des ions qui interagissent avec l’eau. À l'aide d'expériences sur la conductibilité électrique, on a démontré que l'eau se dissocie en ions selon l'équation suivante:

La constante du produit ionique de l’eau La dissociation de l’eau étant réversible, on peut calculer la constante d’équilibre de l’eau.

La constante du produit ionique de l’eau L'eau pure est un mauvais conducteur d'électricité et cela suppose qu'elle contient peu d'ions. Il y a si peu d’ions qui se forme que la concentration de l’eau est essentiellement constante. Keau est appelée constante du produit ionique de l’eau

La constante du produit ionique de l’eau L’eau pure @25oC est telle que: [H3O+]=[OH-]= 1 x 10-7 mol/L. Donc: Ke = (1 x 10-7) (1 x 10-7) = 1 x 10-14 mol2/L2. Cette constante est utilisée pour toutes les solutions aqueuses diluées. Même si les concentrations en H3O+ et OH- varient lorsqu'on ajoute des substances à l'eau, leur produit [H3O+][OH-] reste le même.

La constante du produit ionique de l’eau [H3O+] et [OH-] en solution aqueuse à 25oC Dans une solution acide: [H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L [OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L. Dans une solution neutre: [H3O+] = [OH-] Dans une solution basique: [H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L.

La constante du produit ionique de l’eau Exercice (Modélisation) Trouve la [H3O+] et [OH-] dans chaque solution. Acide nitrique à 2,5 mol/L Hydroxyde de baryum à 0,16 mol/L

La constante du produit ionique de l’eau Solution: Données du problème: [HNO3] = 2,5 mol/L, [Ba(OH)2] = 0,16 mol/L Acide fort et base forte donc, dissociation complète. Je peux alors utiliser la concentration molaire de ces composés pour trouver [H3O+] pour la solution d’acide nitrique et [OH-] pour la solution d’hydroxyde de baryum.

La constante du produit ionique de l’eau Ayant trouvé en solution la concentration d’un des ions, j’utilise la constante ionique de l’eau pour trouver la concentration de l’autre ion dans la même solution. Je vérifie mes résultats. Pratique-toi: Réponds aux questions page 500 #11,12,13,14,15

pH et pOH On décrit l’acidité ou la basicité d’une solution en fonction de son pH. L'échelle pH donne une mesure de l'acidité en mesurant la concentration en ions hydronium (H3O+) d'une solution aqueuse. L’échelle est logarithmique et basé sur la valeur 10.

pH et pOH Le pH d’une solution est la puissance exponentielle de l’ion hydrogène (ou hydronium), en moles par litre. Il s’exprime ainsi: pH = -log[H3O+]

pH et pOH L’échelle de pH s’étend de 0 à 14

pH et pOH Tout comme le pH, permet de déterminer la concentration en ions hydronium dans une solution, le pOH permet également de déterminer la concentration en ions hydroxyde dans une solution. pOH = -log[OH-] Ke = [H3O+][OH-]=10-14 pH + pOH = 14

pH et pOH Exercice d’application Un shampoing liquide a une concentration en ions hydroxyde de 6,8 x 10-5mol/L à 25oC Le shampoing est-il acide, basique ou neutre Données: [OH-] = 6,8 x 10-5mol/L Solution neutre: [OH-] = 1,0 x 10-7mol/L Solution acide: [OH-] < 1,0 x 10-7mol/L Solution basique: [OH-] > 1,0 x 10-7mol/L 6,8 x 10-5 > 1,0 x 10-7, donc, le shampoing est basique

pH et pOH Exercice d’application Quelle est la concentration en ion hydronium? Données: [OH-] = 6,8 x 10-5mol/L [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 [H3O+] = 1,5 x 10-10mol/L Quels sont le pH et le pOH du shampoing? pH = -log [H3O+] = 9,83 pOH = -log[OH-] = 4,17 Vérification pH + pOH = 14

pH et pOH Exercice d’application Le pH d'un échantillon d'urine a été mesuré à 6,6 à 22oC. Lorsque le pH de l'urine ne se situe pas dans les valeurs normales, cela peut indiquer la présence de problèmes de santé. Calcule la [H3O+ ] , la [OH-] et le pOH de cet échantillon.

pH et pOH Exercice d’application Données: pH = 6,6 On cherche: [H3O+ ] , [OH-] et le pOH On peut trouver le pOH en utilisant la formule: pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH, pOH = 14 - 6,6 = 7,4   pH = -log([H3O+ ]) [H3O+ ] = 10-pH = 10-6,6 = 0,000 000 251= 2,5 x 10-7mol/L pOH = -log([OH-]) [OH-] = 10-pOH = 10-7,4 =0,000 000 039 = 3,9 x 10-8 mol/L

pH et pOH Exercices: 21,22,23,28 et 30, page 502 Réponds aux questions: 8 et 14 de la section Questions de révision de la page 503 de ton manuel.

Constante de dissociation d’un acide page 504 et 505 Dans l’eau, Les acides forts et les bases fortes se dissocient complètement. Les acides et les bases faibles se dissocient partiellement. Il s’établit dans le cas d’une dissociation partielle un équilibre entre les réactifs et les produits en présence.

Prédire la position d’équilibre d’une réaction acidobasique page 506. C’est la force des acides et des bases impliquées dans une réaction chimique qui détermine la direction de la réaction globale. En général, la réaction se produit dans la direction de la formation de l’acide le plus faible et de la base la plus faible par l’acide le plus fort et la base la plus forte.

Prédire la position d’équilibre d’une réaction acidobasique Prédire la position d’équilibre d’une réaction acidobasique. ( page 506) (suite) Voir tableau 8.1. Force relative des couples acide-base p. 507 et annexe B p.747 . Exemple p. 508 SO4- (aq) +CH3COOH (aq) HSO4- (aq) + CH3COO- (aq) acide plus faible acide plus fort L’acide le plus fort donne plus facilement un proton; la position de l’équilibre est donc à gauche et les réactifs sont favorisés dans cette réaction.

Prédire la position d’équilibre d’une réaction acidobasique Prédire la position d’équilibre d’une réaction acidobasique. ( page 506) (suite) Complète les exercices 31,32,33,35 et 36 de la page 508.

Constante de dissociation d’un acide p.509 Acide monoprotique Si HA représente la formule générale d’un acide monoprotique faible, sa dissolution dans l’eau peut être représentée par: L’équilibre de cette réaction est

Constante de dissociation d’un acide Dans les solutions diluées, la concentration de l’eau est presque constante. Ka = Constante d’ionisation acide. Plus la valeur de Ka est petite, moins l’acide s’ionise en solution aqueuse. C’est un acide faible. Le Ka est une mesure de la force d’un acide dans un solvant donné et à une température donnée

Constante de dissociation d’un acide Acide polyprotique page 517. Les acide polyprotiques possèdent plus d’un atome d’hydrogène qui se dissocie. Chaque dissociation a une constante de dissociation acide correspondante. Les problèmes concernant les acides polyprotiques peuvent être divisés en autant de sous-problèmes qu’il y a d’atomes d’hydrogène qui se dissocient. Les concentrations en atomes d’hydrogène sont substituées en tant que concentration initiale en ions pour la deuxième dissociation.

Constante de dissociation d’un acide Le degré de dissociation Le degré de dissociation d’un acide faible est la fraction, exprimée en pourcentage, des molécules d’acides qui se dissocient par comparaison avec la concentration initiale d’acide. Il est exprimé en pourcentage. Pourcentage de dissociation= [HA]dissociée x 100 [HA]initiale

Constante de dissociation des acides Exemple pages 510-511 Énoncé L’acide propanoïque, CH3CH2COOH, est un acide monoprotique faible utilisé pour inhiber la formation de moisissures dans le pain. Un élève a préparé une solution de 0,10mol/L d’acide propanoïque et a trouvé un pH de 2,96. Quelle est la constante de dissociation acide de l’acide propanoïque? Quel pourcentage de ses molécules se sont dissociées en solution?

Constante de dissociation des acides Exemple (suite) Résolution Objectif du problème Trouvé le Ka et le degré de dissociation de l’acide propanoïque. Données du problème [CH3CH2COOH]initiale = 0,10 mol/L pH = 2,96

Constante de dissociation des acides Exemple (suite) Résolution Planification de la démarche 1- Écrire l’équation de la réaction: CH3CH2COOH + H2O CH3CH2COO- + H3O+ 2- Équation de la constante de dissociation de l’acide: 3- Calcule de [H3O+], pH = -log([H3O+]), [H3O+] = 10-pH

Constante de dissociation des acides Exemple (suite) Résolution 4- Calculer la concentration des réactifs et produits à l’équilibre. CH3CH2COOH + H2O CH3CH2COO- + H3O+ Initiale 0,10 0 ͌ 0 Variation -x +x +x Équilibre 0,10 – x +x +x

Constante de dissociation des acides Exemple (suite) Résolution 5- 6- x = [H3O+] = 10-pH = 10-2,96 = 1,1 x 10-3mol/L 7- 8-

Constante de dissociation d’un acide Exercices à faire: Page 512 # 41 Page 514 # 51 (voir exemple page 513) Page 516 # 60 (voir exemple page 515)

Constante d’ionisation des bases Tout comme les acides, les bases faibles se dissocient partiellement dans l’eau et forme une solution ionique à l’équilibre. Si B représente une base faible, sa dissociation dans l’eau donne:

Constante d’ionisation des bases L’expression d’équilibre de cette réaction générale est:

Constante d’ionisation des bases Exemple Le goût caractéristique du soda tonique provient de l’addition de la quinine. La quinine est un composé d’origine naturelle qui est utilisé pour le traitement de la malaria. La constante de dissociation basique de la quinine est: Kb = 3,3 x 10-3mol/L. Calcule la [OH-] et le pH d’une solution à 1,7 x 10-3mol/L.

Constante d’ionisation des bases Résolution Objectif du problème Calculer la constante de dissociation basique Kb. Données Kb = 3,3 x 10-6. [Q]o = 1,7 x 10-6mol/L Expression de la constant de dissociation basique

Constante d’ionisation des bases Résolution Calcule de la concentration à l’équilibre Q + H2O(l) QH+ + OH-. Initiale 1,7 x 10-3 0 0 Variation -x +x +x Équilibre 1,7 x 10-3 – x +x +x

Constante d’ionisation des bases Résolution Calcule de la concentration à l’équilibre

Constante d’ionisation des bases Résolution Calcule du pH

Pratique-toi Réponds aux questions p.523 #70,71,73,75

Les acides et leurs bases conjuguées Il existe une importante relation entre la constante de dissociation d’un acide, Ka, et la constante d’ionisation de sa base conjuguée, Kb. Exemple:

Les acides et leurs base conjuguées Le couple acide base en jeu est: CH3COOH/CH3COO- La base conjuguée réagit avec l’eau selon la réaction suivante:

Les acides et leurs base conjuguées Le produit KaKb vaut: Une interprétation de ce résultat est: la base conjuguée d’un acide fort est faible et, de façon inverse, l’acide conjugué d’une base forte est toujours faible.

Constante de dissociation des acides Constantes d’ionisation des acides (Ka) à 25ºC Acide HA A- Ka pKa Iodhydrique HI I- ~ 1011 ~ -11 Bromhydrique HBr Br- ~ 109 ~ -9 Perchlorique HClO4 ClO4- ~ 107 ~ -7 Chlorhydrique HCl Cl- Chlorique HClO3 ClO3- ~ 103 ~ -3 Sulfurique (1) H2SO4 HSO4- ~ 102 Nitrique HNO3 NO3- ~ 20 ~ -1,3 Ion hydronium H3O+ H2O 1 0,0 Iodique HIO3 IO3- 1,6 x 10-1 0,80 Oxalique (1) H2C2O4 HC2O4- 5,9 x 10-2 1,23

Constante de dissociation des acides Sulfureux (1) H2SO3 HSO3- 1,54 x 10-2 1,81 Sulfurique (2) HSO4- SO42- 1,2 x 10-2 1,92 Chloreux HClO2 ClO2- 1,1 x 10-2 1,96 Phosphorique (1) H3PO4 H2PO4- 7,52 x 10-3 2,12 Arsénique H3AsO4 H2AsO4- 5,0 x 10-3 2,30 Chloroacétique CH2ClCOOH CH2ClCOO- 1,4 x 10-3 2,85 Fluorhydrique HF F- 6,6 x 10-4 3,18 Nitreux HNO2 NO2- 4,6 x 10-4 3,34 Formique HCOOH HCOO- 1,77 x 10-4 3,75 Benzoïque C6H5COOH C6H5COO- 6,46 x 10-5 4,19 Oxalique (2) HC2O4- C2O42- 6,4 x 10-5 Hydrazoïque HN3 N3- 1,9 x 10-5 4,72

Constante de dissociation des acides Acétique CH3COOH CH3COO- 1,76 x 10-5 4,75 Propionique CH3CH2COOH CH3CH2COO- 1,34 x 10-5 4,87 Ion pyridinium HC5H5N+ C5H5N 5,6 x 10-6 5,25 Carbonique (1) H2CO3 HCO3- 4,3 x 10-7 6,37 Sulfureux (2) HSO3- SO32- 1,02 x 10-7 6,91 Arsénique (2) H2AsO4- HAsO42- 9,3 x 10-8 7,03 Sulfhydrique H2S HS- 9,1 x 10-8 7,04 Phosphorique (2) H2PO4- HPO42- 6,23 x 10-8 7,21 Hypochloreux HClO ClO- 3,0 x 10-8 7,53 Cyanhydrique HCN CN- 6,17 x 10-10 9,21 Ion ammonium NH4+ NH3 5,6 x 10-10 9,25

Constante de dissociation des acides Carbonique (2) HCO3- CO32- 4,8 x 10-11 10,32 Arsénique (3) HAsO42- AsO43- 3,0 x 10-12 10,53 Peroxyde d’hydrogène H2O2 HO2- 2,4 x 10-12 11,62 Phosphorique (3) HPO42- PO43- 2,2 x 10-14 12,67 Eau H2O OH- 1,0 x 10-14 14,00

Les acides et leurs base conjuguées Évaluation formative On utilise l’acétate de sodium, CH3COONa, pour le développement des photographies. Trouve la valeur de Kb de l’ion acétate. Calcule ensuite le pH d’une solution qui contient 12,5g d’acétate de sodium dissous dans 1,00L d’eau.

Solutions tampons Solution tampon = solution contenant un mélange acide faible/base conjuguée ou un mélange base faible/acide conjugué. Exemple: Solution d’acide acétique CH3COOH et d’acétate de sodium CH3COONa. Solution d’ammoniac NH3 et de chlorure d’ammonium NH4Cl.

Solutions tampons Caractéristiques pH de la solution: Elle reste inchangé quand on lui ajoute une quantité modérée d’ions hydroxydes (OH-) ou hydrogènes (H+). Pouvoir tampon: Quantité d’acide ou de base qui peut être ajoutée avant qu’un changement considérable ne surviennent dans le pH.

Solutions tampons Calcul du pH d’une solution tampon Lors du calcul du pH d’une solution tampon, procédé comme dans le cas d’un acide faible ou d’une base faible. Cependant, ne pas oublié qu’au départ dans une solution tampon, deux espèces sont initialement présentes : l’acide et sa base conjuguée.

Courbes de titrage Voir simulation

Indicateur acido-basique