Les acides, les bases et 2 théories

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1 Les acides, les bases et 2 théories

2 Arrhénius Acide: donne un H+ Base: donne un OH- Les limites:
Seulement pour les solutions aqueuses Elle n’inclue pas les autres bases, celles qui n’ont pas de OH- à produire ou à donner

3 BrØnsted-Lowry Un acide peut donner 1 ou plusieurs protons (ions H+) à une autre substance (la base) La base est une substance qui accepte 1 ou plusieurs protons (ions H+) venant d’une autre substance (l’acide) D’après cette théorie un acide qui a perdu un proton (H+) devient une base conjuguée Et la base qui a accepté le proton (H+) devient un acide conjugué.

4 Substances amphotères
- Appelée aussi ampholytes - Ce sont des substances qui peuvent tenir le rôle d’un acide ou d’une base (ex. dépendamment des cas) Substances amphotères : 1. eau (H2O); 2. bicarbonate (HCO3-); etc. ou toute autre substance qui peut donner et recevoir un proton H+.

5 Les acides et les bases conjuguées
On peut résumer le transfert d’un proton entre un acide et une base par l’équation équilibrée suivante : HA ⇌ A H+ acide base conj. Lorsque l’acide perd un proton, l’espèce formée a tendance à le regagner selon la réaction inverse Cette espèce (A-) est une base. L’acide et la base, dont les formules ne diffèrent que par un proton, forment un couple acidobasique et sont appelés acide et base conjugués.

6 Les acides et les bases conjuguées
Exemples : CH3COO- est la base conjuguée de l’acide acétique, CH3COOH. NH4+ (ion ammonium) est l’acide conjugué de NH3 (ammoniac: une base)

7 Retour sur le devoir

8 L’auto-ionisation de l’eau et l’échelle de pH
L’eau est un solvant qui a la capacité de réagir parfois comme un acide, parfois comme une base (solvant amphotère), selon les composés avec lesquels elle est en présence. On peut aussi considérer qu’elle réagit avec elle-même : H2O(l) + H2O(l) ⇌ OH-(aq) + H3O+(aq) Cette équation représente l’auto-ionisation de l’eau.

9 Constante d’ionisation de l’eau Keau ou Kw
Selon la température Keau varie (tableau p. 362)

10 La constante de dissociation de l’eau
Si on écrit la constante d’équilibre de la réaction précédente : On peut également écrire l’expression comme suit : La quantité d’eau dissociée est faible; donc, [H2O] est pratiquement constante. Dans ces conditions, K[H2O]2 est une constante appelée constante de dissociation de l’eau. Son symbole est Keau. On utilisera Keau = 1,00 x (température implicite de 25°C)

11 Le calcul des concentrations des ions H3O+ et OH-
Dans l’eau pure, les concentrations de H3O+ et OH- sont égales puisque les ions ne proviennent que de l’autoprotolyse. Donc, Keau = [H3O+][OH-] peut s’écrire : Keau = [H3O+]2 = [OH-]2 = 1,00 x 10-14 On déduit que [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 mol/L La dissolution d’un acide ou d’une base dans l’eau détruit l’égalité des concentrations des ions hydronium ([H3O+]) et des ions hydroxyde ([OH-]). Toutefois, les nouvelles valeurs de concentration doivent toujours satisfaire le produit ionique de l’eau. À 25°C, Keau = 1,00 x 10-14

12 Le calcul des concentrations des ions H3O+ et OH-
Ex : HCl + H2O → H3O+ + Cl- Solution 0, mol/L HCl Dissociation complète (acide fort); [H3O+] = 1,00 x 10-7 mol/L + 0, mol/L ≈ 0, mol/L Quelle est la [OH-] ?

13 Le pH et le pOH (p. 357) Pour exprimer l’acidité ou la basicité d’une solution, les chimistes préfèrent utiliser la fonction pH, définie par la relation : « log » est l’abréviation du logarithme à base 10. La fonction « p » indique « -log »

14 Le pH et le pOH Une solution est acide si la concentration des ions hydronium est supérieure a celle de l’eau pure (1,00 x 10-7 mol/L à 25°C). Le pH d’une solution acide est donc inférieur à 7. Une solution est basique si la concentration des ions hydronium est inférieure à celle de l’eau pure. Le pH d’une solution basique est donc supérieur à 7. Le pOH est exactement la même chose, sauf pour [OH-]

15 La relation entre pH et pOH
Si on connaît le pH d’une solution, on peut donc obtenir rapidement le pOH, et vice-versa. Aussi, KaKb=Keau= 1·10−14 à 25°C (Si cela peut vous aider dans certains problèmes?)

16 Quelques calculs d’équilibres acido-basiques
Cette méthode comporte 6 étapes : Écrire l’équation chimique équilibrée Écrire la constante d’équilibre Compléter le tableau des concentrations (tableau RICE) Vérifier la validité des approximations Substituer les valeurs dans l’expression de la constante d’équilibre Résoudre l’équation Exemples p #16, 17, 18, 19, 22 à 25