Module 3 – Les acides et les bases

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1 Module 3 – Les acides et les bases
Chapitre 8 du manuel– Les acides, les bases et le pH

2 Quelle est la différence entre un acide et une base?
Acide Base Arrhenius Une substance qui se dissocie ds l’eau pour former des ions positifs H+ Une substance qui se dissocie ds l’eau pour former des ions négatifs OH- Toute substance qui peut accepter un proton Toute substance à partir de laquelle un proton peut être prélevé (donneur) Bronsted-Lowry

3 La définition de Bronsted-Lowry est celle qui est acceptée ds le domaine de la chimie pour les acides et les bases. À 25oC (TAPN): les solutions acides ont un pH < 7, les solutions neutres ont un pH = 7 les solutions basiques ont un pH > 7.

4 Échelle de pH (potentiel hydrogène)
7 Neutre 14 Plus basique Plus acide

5 Le pH au quotidien : Substance pH approximatif
Acide chlorhydrique molaire Drainage minier acide (DMA) <1,0 Batterie acide Acide gastrique 2,0 Jus de citron 2,4 Cola 2,5 Vinaigre 2,9 Jus d'orange ou de pomme 3,5 Bière 4,5 Café 5,0 Thé 5,5 Pluie acide < 5,6 Lait 6,5 Eau pure 7,0 Salive humaine 6,5 – 7,4 Sang 7,34 – 7,45 Eau de mer 8,0 Savon 9,0 à 10,0 Ammoniaque 11,5 Chaux 12,5 Soude molaire 14,0

6 N.B. Les bases et les acides forts se dissocient complètement ds l’eau. La force des acides dépend de la différence d’électronégativité entre le proton et l’atome auquel il est lié (électronégativité  l’attraction à attirer un électron ds une liaison). Plus la différence est grande, plus facilement le proton peut être détaché de l’atome auquel il est attaché.

7 Questions : Définis un acide et une base selon la théorie d’Arrhenius. Définis un acide et une bases selon la théorie de Bronsted-Lowry. Comment la dilution d’une solution acide ou basique modifie-t-elle le pH de la solution? Si une solution de 80mL de H2SO4 à 4 mol/L est diluée à 400mL en ajoutant de l’eau, quelle est la nouvelle concentration?

8 Dans une expérience (de titrage) qui utilise un acide fort et une base forte, le HCl(aq) et le NaOH(aq), mL de HCl(aq) sont utilisées pour neutraliser 50,0 mL de NaOH(aq) à mol/L. À l’aide des étapes ci-dessous, trouve la concentration de HCl(aq) Écris l’équation chimique équilibrée de cette réaction. Combien de moles de NaOH(aq) étaient présentes au début? Combien de moles de HCl(aq) sont requises pour réagir complètement avec les moles de NaOH calculés dans la question précédente. Trouve la concentration de HCl.

9 Réponses Acide : substance qui se dissocie dans l’eau pour produit H+ Base : Une substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions négatifs OH- Acide : Toute substance à partir de laquelle un proton peut être prélevé (donneur) Base : Toute substance qui peut accepter un proton

10 Comme l’eau est ajoutée, les solutions acides et basiques deviendront plus diluées et le pH se déplacera vers un pH neutre (pH = 7) 4 mol/L = x mol/L 0.08 L L 20 mol/L = x 5 au tableau

11 Acide et base conjugués
Acide conjugué (d’une base) est la molécule qui a attrapé le proton Base conjuguée (d’un acide) est la base correspondante à cet acide pour un couple acide base donné (exemple : NH4+ acide donne le p+  NH3) La molécule qui reste après avoir perdu un p+ Tableau - dessin

12 Les paires acide-base conjuguée
un acide et une base qui diffèrent d’un proton H+ N.B. Certaines substances peuvent donner un proton (acide) ou accepter un proton (base) ds une différente réaction. Ces substances sont appelées amphotériques. (exemple l’eau)

13 Problème : identifie les paires acide-base conjuguée dans chacune des réactions.
H3PO4(aq) + H2O(l) ↔ H2PO4-(aq) + H3O+(aq) Acide base base conjugée acide conjugué H2PO4-(aq) + OH-(aq) ↔ HPO42-(aq) + H2O(l) Acide base base conjuguée acide conjugué

14 Page 382 – Exercices 1, 2, 3, 4

15 1. a HCl Cl- b. HCO3- CO32- c. H2SO4 HSO4- d. N2H5+ N2H4 2. a. NO3- HNO3 b. OH- H2O c. H2O H3O+ (ion hydronium) d. HCO3- H2CO3

16 a. base, acide, acide conjuguée, base conjuguée
b. base, acide, acide et base conjugué en même temps a. acide, base, acide conjugué, base conjuguée acide, base, acide conjugué, base conjuguée

17 La force des acides et des bases
La plupart des acides et des bases qui existent sont faibles, c’est-à-dire qu’ils ne se dissocient pas totalement ds l’eau. Cependant, il existe un nombre limité d’acides et de bases fortes.

18 Les acides forts (donne H+)
Exemple (un acide fort se dissocie complètement ds l’eau) AX + H2O ↔ A- + H3O+ Acide binaires Exemples : HCl(aq), HBr(aq), HI(aq) Formule générale HX(aq) Parfois appelés hydracides halogénés (hydrogène lié avec un halogène) Pas de fluor, HF(aq) est un acide faible

19 Oxacides Acide qui possède des atomes d’oxygène, d’hydrogène et un autre élément. Exemple : HNO3(aq) acide nitrique, H2SO4(aq) acide sulfurique, HClO4(aq) acide perchlorique, HClO3(aq) acide chlorique

20 Rappel nomenclature : Acide per – ique HClO4 Acide – ique HClO3 Acide – eux HClO2 Acide hypo – eux HClO

21 Lorsqu’on descend ds un groupe (famille –
N.B. Lorsqu’on descend ds un groupe (famille – colonne), la force de la liaison diminue (électronégativité diminue), mais la force de l’acide augmente. HCl(aq) HBr(aq) HI(aq) Force croissante de l’acide    Les oxacides sont de plus fortes acides avec plus d’oxygène. HClO(aq) HClO2(aq) HClO3(aq) HClO4(aq) (« Plus il y a d’atomes d’oxygène dans une molécule, plus grande est la polarité de la liaison entre chaque atome d’hydrogène et l’atome d’oxygène auquel il est rattaché. Donc, la molécule d’eau peut arracher l’atome d’hydrogène avec plus de facilité. »`

22 Acide monoprotique Un acide qui contient seulement un atome d’hydrogène qui se dissocie ds l’eau. Exemple : HCl(aq), CH3COOH(aq), HF(aq) Acide polyprotique Un acide qui contient plus qu’un atome Exemple : H2SO4(aq), H3PO4(aq) N.B. H2SO4(aq) + H2O(l) ↔ H3O+ + HSO4-(aq) HSO4-(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + SO42-(aq) La force diminue lorsqu’on descend.

23 Bases fortes (accepte H+)
1. Les oxydes et les hydroxydes des métaux alcalins (groupe 1) Exemple : NaOH, KOH (hydroxyde de sodium, et hydroxyde de potassium) 2. les oxydes et les hydroxydes des métaux alcalinoterreux (groupe 2) à l’exception du béryllium. Exemple : Ca(OH)2, Ba(OH)2 (hydroxyde de calcium et hydroxyde de baryum)

24 N.B. Lorsqu’un acide fort se dissocie complètement ds l’eau [H3O+] = [Acide fort]. Lorsqu’une base forte se dissocie complètement ds l’eau [OH-] = [base forte].

25 Problème 25,0 mL d’acide nitrique (HNO3(aq)) à 1,40 mol/L Plus 15,0 mL d’hydroxyde de sodium (NaOH(aq)) à 2,0 mol/L La solution produite est-elle acide ou basique? Quelle est la concentration de l’ion qui rend la solution acide ou basique?

26 V HNO3(aq) = 25,0mL = L [HNO3] = 1.40 mol/L V NaOH = 15,0 mL = 0.015L [NaOH] = 2.00 mol/L HNO3(aq) + NaOH(aq) ↔ NaNO3(aq) + H2O(l) nHNO3 =0.025L * 1.40 mol/L = mol nNaOH =0.015 L * 2.00 mol/L = 0.03 mol

27 Réactif limitant :HNO3 et NaOH rapport 1 à 1, quantité NaOH < HNO3
 NaOH = Réactif limitant. Qté excéd de HNO3(aq) = mol – 0.03 mol = mol HNO3(aq) = acide fort  base conjuguée de H3O+ = mol Volume total de la solution = 25.0 mL mL = 40.0 mL = L [H3O+] = mol = mol/L 0.040 L La solution résultante va être acide vu qu’il y a un excès en acide et non en base.

28 Exercices – Page 386, 5abc, 6 abc
Document word (page 7)

29 4.2 - L’équilibre des acides et des bases faibles
2H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq) Kc = [H3O+] [OH-] [H2O]2 Constante du produit ionique de l’eau Ke Kc[H2O]2 = [H3O+] [OH-] = ke = 1.0 × 10-14 Voir page 388 du manuel

30 À 25oC en solution aqueuse,
Solution ACIDE [H3O+] > 1.0 × 10-7 mol/L (acide) [OH-] < 1.0 × 10-7 mol/L (base) Solution NEUTRE [H3O+] = [OH-] = 1.0 × 10-7 mol/L Solution BASIQUE [H3O+] < 1.0 × 10-7 mol/L (acide) [OH-] > 1.0 × 10-7 mol/L (base)

31 Problème Trouve [H3O+] et [OH-] de : a. acide nitrique (HNO3(aq)) à 2,5 mol/L b. hydroxyde de baryum (Ba(OH)2(aq)) à 0,16 mol/L

32 a. Ke = [H3O+] [OH-] [HNO3] =2.5 mol/L [H3O+] = 2,5 mol/L [OH-] = Ke [H3O+] = 1.0 × 10-14 2.5 mol/L = 4 × mol/L

33 b. Ba(OH)2  Ba2+ + 2OH- [Ba(OH)2] = 0.16 mol/L [OH-] = 2 × 0.16 = 0.32 mol/L Ke = [H3O+] [OH-] Ke = [H3O+] [OH-] 1.0 × = [H3O+] 0,32 mol/L 3.125 × mol/L = [H3O+]

34 Exercices – Page 390 # 9, 10, 11, 12 Page 387 – 1abc, 2, 3a,

35 Page 390 9. [H3O+] et [OH-] = ? a. [HCl(aq)] = 0.45 mol/L [H3O+] = 0.45 mol/L [OH-] = Ke = 1.0×10-14 [H3O+] 0.45 mol/L = 2.2 × mol/L

36 9. [H3O+] et [OH-] = ? b. [NaOH] = 1.1 mol/L [OH-] = 1.1 mol/L [H3O+] = Ke = 1.0×10-14 [OH-] 1.1 mol/L = × mol/L

37 10. [H3O+] et [OH-] = ? a. [HBr(aq)] = 0.95 mol/L [H3O+] = 0.95 mol/L [OH-] = Ke = 1.0×10-14 [H3O+] 0.95 mol/L = × mol/L

38 10. [H3O+] et [OH-] = ? b. [Ca(OH)2] = 0.012mol/L [OH-] = mol/L [H3O+] = Ke = 1.0×10-14 [OH-] mol/L = 8.333× mol/L

39 11. [OH-] = 5.6 × mol/L [HCl] = ?  [H3O+] [H3O+] = ke = 1.0× 10-14 [OH-] × mol/L = mol/L = [HCl]

40 12. [H3O+] = 1.7×10-14 [Ca(OH)2] = ?  [OH-] [OH-] = ke = 1.0× 10-14 [H3O+] × mol/L = mol/L = [Ca(OH)2]

41 Page 387 1. H3PO4(aq) + H2O  H2PO4(aq)- + H3O+ H2PO4(aq)- + H2O  HPO4(aq)2- + H3O+ HPO4(aq) + H2O  PO4(aq)3- + H3O+ b. acide Base H2PO4(aq)- + H3O+  H3PO4(aq) + H2O

42 2. C6H4NH2COOH  C6H4NH2COO- (base conjuguée) 3.a. B(OH)3(aq) + 2H2O  B(OH)4-(aq) + H3O+ acide base base acide conjugée conjuguée

43 Solution concentrée d’une base faible
Peu OH- formé (base ne se dissocie pas complètement) Solution diluée d’une base forte - Molécule basique se dissocie au complet

44 pH et pOH LOGARITHMES! logax = y ay = x exemple : 10y = 104 Y =?
Log10104 = y LOG 104 = y (dans la calculatrice) = y

45 Log10x n’est pas défini si x est négatif ou égal à 0.
N.B. ds la calculatrice, log est toujours à la base de 10. Log10x = logx Exemple Log 1000 = log 103 = 3 puisque 3 est l’exposant nécessaire pour obtenir 1000! Log = 3 ?comment? 10x =  103 = 1000 Log 0,1 =-1 ?comment? 10x = 0,1  10-1 = 0,1 N.B. Log10x n’est pas défini si x est négatif ou égal à 0. Log 0 = ?  10x = 0 JAMAIS!

46 Propriétés des logarithmes
log (AB) = log A + log B log (A/B) = log A – log B Log Ap = p log A log 10x = x 10logx = x log(1) = 0

47 Exemple 2t = 7, t=? log 2t = log 7 t log 2 = log 7 t = log 7 log 2 t = 2.81

48 pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14 (-log(1× 10-7)) + (-log (1×10-7)) = 14 (7) + (7) = 14 14 = 14 Échelle de pH de 0 à 14!! Ke = [H3O+] [OH-] = 1.0× pH + pOH = 14

49 Problème Une solution a une [] en ions OH- de 6,8 × mol/L à 25oC. solution acide, basique ou neutre? [H3O+] = ? pH = ? pOH = ?

50 a. [OH-] = 6,8 × 10 -5 mol/L > 1.0 ×10-7  basique
b. [H3O+] = Ke [OH-] = 1.0 × 10-14 6,8 × mol/L = × mol/L c. pH = -log [H3O+] =-log ( × ) = pOH = -log [OH-] =-log (6,8 × mol/L) = pH + pOH = 14!!

51 Autres façons de trouver [H3O+] et [OH-]
L’inverse du log!! pH = -log [H3O+] pOH = -log[OH-] [H3O+] = 10 –pH [OH-] = 10 –pOH Inverse log = 2nd log ou bien 2nd 10x Log10a = x 10x = a Log10[H3O+] = x 10x = [H3O+] x = pH 10-pH = [H3O+]

52 Problème pH = 5,53 à 25oC pOH = ? [H3O+] = ? [OH-] = ?

53 pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH = 14 – 5.53 = 8.47 [H3O+] = 10-pH = 10 –(5,53) = × 10-6 mol/L [OH-] = 10 – pOH = 10 – (8,47) = × 10-9 mol/L

54 Exercices – page 392 – 393 #13 à 18

55 ka = constante de dissociation acide
constante d’équilibre de l’ionisation (ou dissociation) d’un acide faible ds l’eau. Le résultat est H3O+ et la base conjuguée de l’acide. HA(aq) + H2O(aq) ↔ H3O+(aq) + A-(aq) Kc = [H3O+] [A-] [HA] [H2O] Kc [H2O] = Ka = [H3O+] [A-] [HA]

56 Page photocopiée – Résolution des problèmes d’équilibre qui mettent en cause les acides et les bases. Degré de dissociation % des molécules acides qui sont dissociées par rapport à la [ ] initiale qui dépend de la valeur de kA [H3O+] × (100)% = d.d. [HA]

57 Question CH3CH2COOH – acide monoprotique faible Solution de CH3CH2COOH à 0,10 mol/L pH = 2,96 ka = ? % des molécules qui se sont dissociées en solution? CH3CH2COOH+H2O↔ CH3CH2COO- + H3O+

58 Tableau IVÉ : Acides et bases – les x qu’on utilise dans les tableaux ivé vont être identiques aux valeurs stœchiométriques de l’équation chimique. CH3CH2COOH +H2O ↔ CH3CH2COO- + H3O+ I V -x +x +x É – x x x ** la concentration de l’eau est presque constante. Ka = [CH3CH2COO-] [H3O+] [CH3CH2COOH] = (x) (x) (0.1-x)

59 = 0.0010964782 mol/L = [H3O+] = [CH3CH2COO-]
[H3O+] = 10-pH = 10 -2,96 = mol/L = [H3O+] = [CH3CH2COO-] Ka = ( mol/L)2 ( mol/L) = ×10-6 ( mol/L) = × 10-5

60 Degré de dissociation =[H3O+] × 100
[CH3CH2COOH] = mol/L ×100 0.1 mol/L = %

61 QUESTION HCOOH (acide méthanoïque) pH = ? solution à 0,025 mol/L kA (d’après le tableau 8,2) = 1,8 × 10-4 HCOOH + H2O ↔ HCOO- + H3O+ I V -x x x É – x x x Ka = [HCOO-] [H3O+] [HCOOH] 1.8 × 10-4 = (x) (x) (0,025 – x)

62 Approximation [HCOOH] = = < 500 kA 1.8×10-4 On ne peut pas négliger la valeur de x 4,5× (1,8×10-4)x - x2 = 0 X = formule quadratique (faites-le!) X1 = PAS POSSIBLE X2 = [H3O+] = mol/L pH = -log[H3O+] = -log ( ) =

63 Exercices – Page 400 #19, 20, 21, 22, 23, 24,

64 Les acides polyprotiques (donnent plus qu’un hydrogène)
Problème [H3PO4] = 3.5 mol/L (acide phosphorique) pH = ? [H2PO4-] = ? [HPO42-] = ? Ka1 = 6.9× Ka2 = 6.2×10-8 Étape 1 [H3PO4] + [H2O] ↔ [H2PO4-] + [H3O+] I V -x +x +x E 3.5 –x x x Approx = 3.5 ÷ 6.9×10-3 = On peut négliger le x

65 Ka = [H2PO4-] [H3O+] [H3PO4] 6.9× = x2 3.5 = x2 = x Étape 2 (2e tableau ivé) H2PO H2O ↔ HPO H3O+ I V -x X +x E –x x x

66 Approx = ÷ 6.2×10-8 = on peut négliger x! Ka = [HPO42- ][H3O+ ] [H2PO4-] 6.2×10-8 = (x) ( x) ( –x ) 6.2×10-8 = (x) ( ) ( ) 6.2×10-8 = x pH = -log [H3O+] pH = - log ( ) pH =

67 N.B. Tous les acides polyprotiques sont faibles sauf H2SO4.
« La concentration des anions (négatifs) formés dans la 2e dissociation d’un acide polyprotique est égale à Ka2. » Exercices – page 402 à 403 #25, 26, 27

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72 Révision de la section Page 403 # 1, 2, 3, 4, 5 Feuille photocopiée – tableaux Ka, Kb p.597

73 4.3 – Les bases Constante de dissociation basique Kb
B + H2O ↔ HB+ + OH- Kc = [HB+] [OH-] [B] [H2O] Kc[H2O] = [HB+] [OH-] = kb [B]

74 Problème Quinine = traitement pour la malaria Kb = 3.3 × 10-6 [quinine] = 1.7×10-3 mol/L [OH-] = ? pH = ? B + H2O ↔ HB+ + OH- I 1.7× V -x +x +x E 1.7×10-3 – x x x

75 Approx = 1.7×10-3 ÷ 3.3 × 10-6 = on peut négliger x Kb = [HB+] [OH-] [B] 3.3 × 10-6 = x2 (1.7×10-3) (1.7×10-3)( 3.3 × 10-6) = x2 5.61× = x2 × 10-5 = x = [OH-] pOH = -log[OH-] = -log ( × 10-5) = pH = 14 – pOH = =

76 Problème Calcul de kb = ? Pyridine [C5H5N] = mol/L pH = 9.10 Réponses… pOH = 14 – pH = 14 – 9.10 = 4.90 [OH-] = 10-pOH = = ×10-5 = [C5H6N+] [C5H5N] = – x = ×10-5 =

77 Kb = [C5H6N+] [OH-] [C5H5N] Kb = ( ×10-5)2 Kb = × 10-9 Exercices Page 406 # 29, 30, 31, 32, 33, 34

78 Les acides et leurs bases conjuguées
Ka × Kb = Ke N.B. Les forces d’un acide et de la base conjuguée sont inversement proportionnelles. « La base conjuguée d’un acide fort est toujours une base faible et, de façon inverse, l’acide conjugué d’une base forte est toujours un acide faible. »

79 Problème CH3COONa 12,5g d’acétate de sodium kb = ? pH = ? 1,00 L d’eau MCH3COONa = 2(12,01 g/mol) + 3 (1,01 g/mol) + 2 (16 g/mol) + (22,99 g/mol) = g/mol 12,5 g ÷ 82,04 g/mol = mol

80 CH3COONa ↔ Na+ + CH3COO- Rapport 1 : 1  [CH3COO-] = mol/L Ka = 1.8 × 10-5 (tableau) Kb = ? Kb × ka = ke Kb = ke Ka = (1,0 × 10-14) 1.8 × 10-5 = ×10-10

81 CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-
I V -x x +x É – x x x Approx = ×10-10 = ≥ 500 on peut négliger le x.

82 Kb = [CH3COOH][OH-] [CH3COO-] 5.6 ×10-10 = x2 ( )( 5.6 ×10-10) = x2 × = x

83 [H3O+] =ke = 1 ×10-14 [OH-] ×10-6 [H3O+] = ×10-9 pH = - log[H3O+] pH = -log ( ×10-9) pH = La solution est légèrement basique. 2e façon de le faire, trouver pOH, ensuite le pH. Résultat Ka Kb = ke = [H3O+][OH-] = 1,0 × 10-14

84 pOH = - log [OH-] = -log ( ×10-6) = pH = 14 – pOH = = Problème…

85 Page 409 #36, 37, 38 36. Kb = 1.8×10-5 (NH3) Kb = 6.5×10-5 ((CH3) 3N) Acide le plus fort? (Ka le + grand) (NH3) ((CH3) 3N) Ke = Ka × Kb Ke = Ka × Kb Ka = Ke ÷ Kb Ka = Ke ÷ Kb Ka = 5.6 × Ka = ×10-10 LE PLUS FORT!

86 pH = ? [C6H5COONa] = 1.0 mol/L [C6H5COO-] modifie le pH  Ka = 6.3 × 10-5 Kb = Ke ÷ Ka Kb = × 10-10 Kb = [C6H6COONa+] [ OH-] [C6H5COONa] Kb = x2 1 ×10-5 mol /L = x = [OH-] pOH = -log[OH-] pOH = pH = 14 – pOH pH =

87 38. HSO3- amphotérique ACIDE HSO3- + H2O ↔ SO32- + H3O+ BASE HSO3- + H2O ↔ H2SO3 + OH-

88 Solution tampons (page 409-410) solution de mélange soit
solution de mélange soit . acide faible/base conjuguée . base faible / acide conjugué Résiste aux changements de pH lorsqu’on ajoute un acide ou une base. Préparées de 2 façons : . Acide faible et un de ses sels . Base faible et un de ses sels

89 N.B. Une solution tampon résiste aux changements du pH en déplaçant l’équilibre de la solution. Par ex : Ajout d’un acide à un tampon CH3COO- + H3O+ ↔ CH3COOH + H2O Équilibre DROITE Base (ajout) CH3COOH + OH- ↔ CH3COO- + H2O Équilibre droite

90 Le pouvoir tampon : est la quantité acide ou base qui peut être ajoutée à une solution avant qu’il y ait un changement au pH. Ce pouvoir dépend de la [ ] de la combinaison acide/base conjuguée (ou bien base/acide conjugué).

91 Solution tampon le plus commun : sang
pH du sang ~7.4 Les problèmes surviennent lorsque le pH > 7,5 ou le pH < 7,0. Système tampon le plus important : Ions bicarbonate (HCO3-) et ions carbonate (CO32-)

92 1. CO2 + 2H2O ↔ HCO3- + H3O+ 2. HCO3- + H2O ↔ CO32- + H3O+ S’il y a des changements métaboliques qui augmentent la [ ] de H3O+ ds le sang, H3O+ est neutralisé par les ions HCO3- . 3. H3O+ + HCO3- ↔ CO2 + 2H2O S’il y a un excès de OH- ds le sang, il est aussi neutralisé par les ions HCO3- . 4. OH- + HCO3- ↔ CO32- + H2O Aspirine…

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