LES ACIDES ET LES BASES

Les théories pour les acides et les bases 1. la théorie d’Arrhenius Savante Arrhenius (1859 – 1927) a été le premier chimiste à contribuer à la compréhension des acides et des base. Voici ce qu’il a proposé: Un acide est une substance qui contient des ions d’hydrogène dans sa formule chimique et qui s’ionise dans l’eau pour former l’ion hydronium. exemple: HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Une base est une substance qui contient OH- dans sa formule chimique et qui s’ionise dans l’eau pour former l’ion hydroxyde, OH-. Exemple: Hydroxyde de sodium: NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq) Hydroxyde de baryum: Ba(OH)2(aq) Ba2+(aq) + 2OH-(aq)

Cependant ces définitions posent des problèmes: certaines substances, comme le dioxyde de carbone (CO2) et l’ammoniac (NH3) n’ont pas de OH- ou de H+. Ces substances vont réagir en premier avec l’eau avant de produire des ions OH- ou H+. Exemples: CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) H+(aq) + HCO-(aq) NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) Les définitions d’Arrhenius sont limitées par la supposition que toutes les réactions acidobasique se produisent dans l’eau.

2. La théorie de Bronsted-Lowry Johannes Bronsted (1879 – 1947) et Thomas Lowry (1874 – 1936) ont proposé simultanément une nouvelle théorie, appelée en général la théorie de Bronsted ou de Bronsted-Lowry. Cette théorie définit les acides et les bases en fonction de la perte et du gain d’un proton. Les acides et les bases n’ont pas besoin d’être en solution aqueuse et leur activité dans l’eau ne fait pas partie de la définition.

Selon Bronsted-Lowry: Les acides de Bronsted-Lowry sont des substances qui augmentent la concentration d’ions hydronium (H3O+), et sont donc des donneurs de protons. exemples: Acide chlorhydrique Acide nitrique Quand une substance comme HCl et HNO3 est ajoutée à l’eau, la concentration d’ions hydronium augmente, donc ce sont des acides.

Les bases de Bronsted-Lowry sont des substances qui augmentent la concentration d’ions hydroxyde (OH). Ce sont donc des accepteurs de protons. Exemples: Hydroxyde de sodium Ammoniaque Quand une substance comme NaOH et NH3 est ajoutée à l’eau, la concentration d’hydroxyde augmente. Donc, il s’agit de bases.

Les amphotères Grâce à la théorie de Bronsted-Lowy, on est capable expliquer les amphotères. Les amphotères sont des substances qui peuvent agir comme un acide ou une base. Exemple: ion carbonate d’hydrogène (HCO3-) L’ion carbonate d’hydrogène peut agir comme un acide en perdant son hydrogène dans l’eau. HCO3- + H2O CO32- + H3O+ Ou Comme une base en prenant un proton de l’eau HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

Exemple 2: L’eau est un solvant amphotère. Elle peut agir comme une base de Bronsted-Lowry, un accepteur de protons, dans les réactions avec les acides. HCl(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + H3O+(aq) Ou elle peut aussi agir comme un acide de Bronsted-Lowry, un donneur de protons, dans les réactions avec les bases. NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

B. Les couples acide-base Dans toute réaction acido-basique, un couple acide-base conjugués est formé: HX(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + X-(aq) acide base acide base conjugué conjugué Base conjugué: particule produite lorsqu’un acide donne un ion hydrogène à une base Acide conjugué: particule produite lorsqu’une base capte un ion hydrogène d’un acide Couple acide-base: deux substances reliées par le gain ou la perte d’un proton

La réaction de l’ammoniac avec l’eau: Exemple: La réaction de l’ammoniac avec l’eau: NH3(g) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) base acide acide conjugué base conjugué

NH4+(aq) + OH-(aq) NH3(g) + H2O(l) La réaction inverse est: NH4+(aq) + OH-(aq) NH3(g) + H2O(l) acide base base conjugé acide conjugé NH3(g) et NH4+(aq) sont appelés paire acide-base conjuguée ainsi que H2O(l) et OH-(aq)

ACTIVITÉ 1: Faire la lecture dans le manuel p. 492 – 496. a. Faire les exercices #1 - #10 à la page 496 b. Répondre aux questions #1 -#6 à la page 497

C. L’équilibre des acides et des bases Dans l’eau pure, une petite partie des molécules d’eau sont ionisées. Environ 2 molécules sur un milliard se dissocient. 2H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Dans l’eau, à 25°C, la concentration d’ion hydroxyde, OH-(aq) est 1,0 x 10-7 mol/L. La concentration des ions hydronium, H+(aq), doit être le même car la dissociation de l’eau produit un nombre égale d’ions hydroxyde et d’ion d’hydronium.

La constante de produit ionique de l’eau La constante d’équilibre, Kc, pour la dissociation de l’eau est donnée dans l’expression suivante: Kc = [H3O+] [OH-] [H2O]² Le produit [H3O+] [OH-] est toujours constante à une température donné. À 25°C, Ke = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 On appelle cette constante: la constante du produit ionique de l’eau et on la note Ke.

Les concentrations de l’ion hydronium et de l’ion hydroxyde ont une relation inverse. Si on ajoute de l’acide à un milieu, la concentration de l’ion hydronium augmente et la concentration de l’ion hydroxyde diminue. Si on ajoute une base à un milieu, la concentration de l’ion hydroxyde augmente et la concentration de l’ion hydronium diminue. À température constante, ces changements de concentration n’ont pas d’effet sur la constante d’équilibre Ke, dont la valeur demeure à 1,0 x 10-14

Les concentrations des ions H+ et OH- en solution aqueuse La concentrations de ces ions détermine la nature acide et basique relative des solutions. Solution acide [H3O+] › [OH-] Solution neutre [H3O+] = [OH-] Solution basique [H3O+] ‹ [OH-]

Le produit ionique de l’eau, Ke, peut servir à déterminer la concentration molaire de l’ion hydronium ou de l’ion hydroxyde si l’une des concentration est connue. On peut utiliser les équations suivants: Ke = [OH-] [H3O+] [H3O+] = Ke [OH-] [OH-] = Ke [H3O+]

Exemple de problème: Trouve la [H3O+] et la [OH-] dans chaque solution a. Acide nitrique à 2,5 mol/L b. Hydroxyde de baryum à 0,16 mol/L

HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq) Cet acide est un acide très fort et donc il se dissocie complètement dans les solutions aqueuses. Alors on peut utiliser sa concentration molaire pour déterminer la [H3O+] et [OH-]. Ke = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 [OH-] = 1,0 x 10-14 2,5 = 4,0 x 10-14 mol/L

Ba(OH)2(aq) Ba2+(aq) + 2OH-(aq) Chaque mole de Ba(OH)2 produit 2 mole de OH-. [OH-] = 2 x 0,16 = 0,32 mol/L [H3O+] = 1,0 x 10-14 0,32 = 3,1 x 10-14

ACTIVITÉ 2: Faire les exercices #11 à #20 à la page 500.

D. Le pH et le pOH Soren Sorensenson, un biochimiste danois, a conçu l’échelle de pH comme une façon pratique de représenter l’acidité et la basicité. L’échelle s’étend de 0 à 14 et n’a pas d’unité

Le pH Le pH d’une solution est la valeur négative du logarithme décimal de la concentration des ions hydronium (en mol/L) Le pH peut être exprimer de la façon suivante: pH = - log[H3O+]

pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14 Le pOH Le pOH est le logarithme décimal négatif de la concentration de l’ion hydroxyde: pOH = - log [OH-] On peut exprimer un rapport simple entre le pH et le pOH: pH + pOH = 14

Le calcul du pH et du pOH (problème type) 1. Un shampooing liquide a une concentration en ions hydroxyde de 6,8 x 10-5 à 25°C. Le shampooing est-il acide, basique ou neutre? Calcule la concentration en ion hydronium. Quels sont le pH et le pOH du shampooing?

Le shampooing est-il acide, basique ou neutre? [OH-] = 6,8 x 10-5 mol/L [OH-] est supérieure à 1,0 x 10-7 Le shampooing est basique

b. Calcule la concentration en ion hydronium [H3O+] = 1,0 x 10-14 [OH-] = 1,0 x 10-14 6,8 x 10-5 = 1,5 x 10-10

c. Quels sont le pH et le pOH du shampooing? substitute les valeurs connues dans les équations suivantes: pH = - log [H3O+] et pOH = - log [OH-] pH = - log (1,5 x 10-10) = 9,83 pOH = - log (6,8 x 10-5) = 4,17

NB: Il y a une autre façon de trouver la [H3O+] ou la [OH-]: En trouvant l’antilogarithme du pH et du pOH [H3O+] = 10-pH [OH-] = 10-pOH Sur la calculatrice: 2nd et log 10x yx

2. Si le pH de l’urine est à l’extérieur de l’échelle de valeurs normales, cela peut indiquer la présence d’un problème médical. Suppose que le pH d’un échantillon d’urine a été mesuré à 5,53 à 25°C. Calcule le pOH, la [H3O+] et la [OH-] de l’échantillon. pOH = 14 – 5,53 = 8,47 [H3O+] = 10-5,53 = 3,0 x 10-6 mol/L [OH-] = 10-8,47 = 3,4 x 10-9

ACTIVITÉ 3: Répondre aux questions #21 – 30 à la page 502.

E. Les forces des acides et des bases La force des acides Un acide fort se dissocie complètement en ions dans l’eau. Ex: HA(g ou l) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) acide eau ion hydronium base conjuguée Dans un acide fort, la concentration des ions hydronium, [H3O+], est approximativement égale à la concentration de l’acide.

Exemple d’acide fort: Lorsque l’acide chlorhydrique est mis en solution dans l'eau, il se dissocie complètement en ions. Ainsi, 100% de ses molécules se dissocient et forment des ions H+ et Cl−. Il s'agit donc d'une réaction complète qui ne peut être à l'équilibre. On écrit cette réaction chimique de la façon suivante: HCl(aq)+H2O(l) → H3O+(aq)+Cl−(aq)

Un acide faible se dissocie faiblement en ions dans l’eau. La plupart des molécules d’un acide faible restent sous la forme HA et sont en équilibre avec quelques ions hydronium qui se forment. HA(g ou l) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) La concentration initiale de l’acide faible est approximativement égale à la concentration de l’acide faible à l’état d’équilibre. Si on ajoute de l’acide faible à l’eau, un équilibre dynamique s’établit dans l’eau. La solution contient un mélange de molécules d’acide non ionisé, de molécule d’eau, d’ions hydronium et de base conjuguée.

Exemple d’un acide faible: Lorsque l’acide fluorhydrique est mis en solution dans l'eau, seule une partie de ses molécules se dissocie en ions. La plupart de ses molécules restent entières après la dissolution tandis qu'un très faible pourcentage de ses molécules se dissocient et forment des ions H+ et F−. La solution contient alors à la fois des réactifs (la molécule entière) et des produits (les ions en solution). Il s'agit donc d'une réaction incomplète et réversible qui est à l'équilibre. On écrit cette réaction chimique de la façon suivante: HF(aq)+H2O(l) ↔ H3O+(aq)+F−(aq)

ACTIVITÉ 4: Faire la lecture de la forces des acides aux p. 504 – 506 ACTIVITÉ 4: Faire la lecture de la forces des acides aux p.504 – 506. Ensuite faire un diagramme Venn qui différencie les acides fortes et les acides faible. ACIDE BASE

La force des bases Les bases fortes s’ionisent complètement dans l’eau. H2O Na(OH)(s) Na+(aq) + OH-(aq) Exemple de bases fortes: Hydroxydes des métaux alcalins tels que NaOH et KOH Hydroxydes des métaux alcalino-terreux tels que Ba(OH)2 et Mg(OH)2 Les bases faible s’ionisent faiblement lorsqu’on les dissout dans l’eau. Ex: NH3 NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

La position d’équilibre d’une réaction acidobasique C’est la force des acides et des bases impliquées dans une réaction chimique qui détermine la direction de la réaction globale. En générale, une réaction d’équilibre acidobasique 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. Ex: H2S(aq) + NH3(aq) HS-(aq) + NH4+(aq) La position d’équilibre de cette réaction est à droite car le H2S(aq) est un acide plus fort que NH4+(aq) et le NH3(aq) est une base plus forte que HS-(aq)

HCl(aq) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) On peut classer les acides et les bases selon leur forces relative à l’aide du tableau 8.1 à la page 507. Exemple: HCl(aq) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) Acide Base acide conjugué base conjuguée D’après le tableau 8.1: HCl est un acide plus fort que le H3O+ H2O est une base plus forte que Cl- Alors la réaction ira de gauche à droite.

Problème: Prédis la direction dans laquelle se produira la réaction suivante. SO42-(aq) + CH3COOH(aq) HSO4-(aq) + CH3COO-(aq)

SO42-(aq) + CH3COOH(aq) HSO4-(aq) + CH3COO-(aq) Base acide acide conjugué base conjugué Acide le plus faible Acide le plus fort Du côté gauche de l’équation, CH3COOH(aq) est l’acide. Du côté droit de l’équation, HSO4-(aq) agit comme un acide. D’après le tableau 8.1, HSO4-(aq) est l’acide le plus fort car il au-dessus de CH3COOH(aq) . Puisque l’acide le plus fort donne plus facilement un proton, alors la position de l’équilibre est donc à gauche.

ACTIVITÉ 5: Faire les exercices #31 - #40 à la page 508 et répondre aux questions #7 -#12 à la page 509.

Pourcentage d′ionisation = [H3O+][HA]×100 On peut calculer le pourcentage de molécules qui se dissocient dans un acide à l'aide de la formule du pourcentage d'ionisation: Pourcentage d′ionisation = [H3O+][HA]×100 où [H3O+] représente la concentration des ions [H3O+] à l'équilibre (mol/L) [HA] représente la concentration de l'acide avant la dissolution (mol/L)

Cette formule peut aussi être utilisée pour une base en solution. Au lieu d’utiliser la concentration des ions hydronium à l'équilibre, nous utiliserons celles des ions hydroxyde [OH−] à l'équilibre de même que la concentration de la base [B] avant la dissolution. En plus de nous permettre de connaître le pourcentage d'ionisation de l'électrolyte, cette formule permet de déterminer la concentration des ions en situation d'équilibre. On peut alors calculer les constantes d'acidité et de basicité.

La constante d’acidité La plupart des acides sont des acides faibles qui peuvent atteindre l'état d'équilibre en solution aqueuse. À l'équilibre, les molécules de l'acide se dissocient à la même vitesse que les ions formés se recombinent pour reformer les molécules de l'acide. On peut généraliser cette réaction de la façon suivante: HA(aq)+H2O(l) ↔ H3O+(aq)+A−(aq) ou encore: HA(aq) ↔ H+(aq)+A−(aq)

La constante d'équilibre qui est associée à l'ionisation d'un acide, nommée «constante d'acidité», est alors exprimée de la façon suivante: Ka = [H+] [A−] [HA] où  Ka = la constante d'acidité [H+] = la concentration en ions hydronium dans l'eau (mol/L) [A−] = la concentration de la base conjuguée (mol/L) [HA] = représente la concentration de l'acide non dissocié (mol/L)

La constante d'acidité Ka est une variante de la constante d’équilibre.  La concentration de l'eau n'y apparait pas puisque l'eau est en phase liquide. La constante d'acidité permet un classement des acides en fonction de leur force. En effet, plus la constante est petite et plus un acide est faible.

La constante de basicité La plupart des bases sont des bases faibles qui peuvent atteindre l'état d'équilibre en solution aqueuse. À l'équilibre, les molécules de la base se dissocient à la même vitesse que les ions formés se recombinent pour reformer les molécules de la base. On peut généraliser cette réaction de la façon suivante: B(aq)+H2O(l) ↔ HB+(aq)+OH−(aq) ou encore: B(aq) ↔ B+(aq)+OH−(aq)

La constante d'équilibre qui est associée à l'ionisation d'une base, nommée «constante de basicité», est alors exprimée de la façon suivante: Kb = [B+][OH−][B] où Kb représente la constante d'acidité [B+] représente la concentration en ions hydronium dans l'eau (mol/L) [OH−] représente la concentration de la base conjuguée (mol/L) [B] représente la concentration de l'acide non dissocié (mol/L)

La constante de basicité Kb est une variante de la constante d’équilibre. La concentration de l'eau n'y apparait pas puisque l'eau est en phase liquide. La constante de basicité permet un classement des bases en fonction de leur force. En effet, plus la constante est grande et plus une base est forte.

Le pourcentage de dissociation On se sert du pourcentage de dissociation pour exprimer la quantité d’acide faible qui s’ionise. Le pourcentage de dissociation d’un acide faible est la fraction des molécule d’acide qui se dissocient en ions à l’état d’équilibre par rapport à la concentration initiale de l’acide: Pourcentage de dissociation = [HA]dissociée x 100% [HA] initiale NB: Plus la valeur de Ka est faible, plus le pourcentage de dissociation de cet acide sera faible.

Voici des faits qu’on doit prendre en considération lors de la résolution de problèmes concernant les acides faibles: La concentration de lion hydronium provenant des l’auto-ionisation de l’eau est négligeable, parce qu’elle est beaucoup plus petite que la concentration des ions hydronium formés par l’ionisation de l’acide faible. Un acide faible se dissocie si peu en ions qu’on ne tient pas compte de son changement de concentration lorsqu’on calcule sa concentration à l’état d’équilibre. Alors, la concentration de l’acide à l’état d’équilibre est approximativement égale à la concentration initiale de l’acide. [HA]éq = [HA]initiale - [HA]dissociée ≈ [HA]initiale

Le titrage acide-base Le titrage est une méthode qui permet de connaître la concentration d’une substance en solution. C’est une méthode analytique qui utilise une solution de concentration connue pour trouver la concentrtion d’une solution inconnue. On utilise la formul: CAVA = CBVB CA = la concentration de l’acide VA = le volume de l’acide CB = la concentration de la base VB = le volume de la base

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