LES ACIDES ET LES BASES.

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1 LES ACIDES ET LES BASES

2 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)

3 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)

4 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.

5 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.

6 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.

7 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.

8 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. HCO H2O CO H3O+ Ou Comme une base en prenant un proton de l’eau HCO H2O H2CO3 + OH-

9 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)

10 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 conjugé 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

11 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 conjugé base conjugé

12 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)

13 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

14 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 H3O+ + OH- Dans l’eau, à 25°C, la concentration d’ion hydroxyde, OH-(aq) est ,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.

15 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.

16 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

17 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-]

18 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+]

19 Exemple de problème: Trouve la [H3O+] et la [OH-] dans chaque solution Acide nitrique à 2,5 mol/L 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-].

20 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 mol/L

21 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

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

23 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 image

24 Le pH Le pH d’une solution est la puissance exponentielle de l’ion d’hydronium. L’échelle est logarithmique et basée sur la valeur 10. Le pH peut être exprimer de la façon suivante: pH = - log[H3O+]

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

26 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?

27 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

28 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

29 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

30 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

31 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

32 ACTIVITÉ 3: Répondre aux questions #21 – 130 à la page 502.

33 E. Les forces des acides et des bases
Vidéo un métal dans deux acides différents

34 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.

35 Un acide faible se dissocie faiblement en ions dans l’eau
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 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.

36 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.

37 La forces 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)

38 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)

39 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.

40 Problème:

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

42 F. La constante de dissociation acide
Un acide monoprotique, n’a qu’un seul proton à donner. On le réprésente de manière générale par HA. L’équilibre d’un acide monoprotique faible en solution s’exprime comme suit: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Un acide faible ne se dissocie pas complètement lorsqu’il est dissous dans l’eau