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-

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10 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

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