Définitions :
– Ionisation ou dissociation ionique : c’est l’apparition d’ions lors de la mise en solution de substances appelées électrolytes: parmi lesquels on distingue les acides et les bases.
Acide : (selon Brönsted ).
C’est une entité chimique, molécule ou ion susceptible de libérer un ion H+ :
AH + H2O ⇔ A– + H30+
Base :
C’est une entité chimique, molécule ou ion susceptible de capter un ion H+ :
B + H20 ⇔ BH+ + OH–
La réaction acido-basique est donc un transfert de protons.
Remarque :
Il existe des composés capables de capter plusieurs protons H+ et d’autres capables de céder plusieurs protons H+ => polyacides, polybases.
Exemple : H2SO4 → HSO4– + H+
HSO4– → SO42- + H+
– Composés amphotères ou ampholytes : ce sont les composés qui selon la nature du milieu peuvent émettre ou capter des protons, donc avoir un comportement soit acide, soit basique.
Exemple: AH + H20base ⇔ A– + H30+.
B + H20acide ⇔ BH+ + OH–.
– Conséquences de la théorie de Rrôüsted-Lowry
1- Couple acide-base conjugués :
A tout acide est associée une base et inversement. L’acide et la base définissent un couple acide / base ou couple acido basique défini par la demi-équation équilibrée :
Acide ⇔ base + H+
Exemple :
HCIO2 + H+⇔– H– CIO2‘ => couple acide / base : HCIO2 / CIO2–
acide base
2- Réactions acido-basiques :
Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons entre un couple acide-base noté 1 et un autre couple noté 2
3- Force des acides et des bases :
Un acide est d’autant plus fort que sa tendance à céder des H+ est plus élevée. Inversement, une base est d’autant plus forte que sa tendance à capter H+ est élevée.
Exemple: AH → A– + H+ (HCI → H+ + CI–)
AH ⇔ A– + H+ ( CH3COOH ⇔ CH3COO– + H+).
Il existe des acides et des bases de » force » moyenne dont l’appartenance à l’un ou l’autre des deux groupes ( acides ou base forts, acide ou base faibles ) est difficile à déterminer. Dans tous les cas, la force peut-être appréciée par application de la loi de Guldberg et Waage.
HA + H2O ⇔ H30++ A– B + H2O ⇔ BH++ OH–
L’eau, en très large excès, a une concentration qui ne varie pratiquement pas au cours de la réaction.
[H2O] = constante
On introduit alors, la notion de la constante d’acidité et de basicité suivante :
Plus K est grande, plus l’acide ( ou la base ) est dissocié. En général, on utilise la quantité :
pK = – logK
Conclusion : plus pK est grand, plus l’acide (ou la base) est faible et vis et versa
Remarque : Ka et Kb sont des constantes dépendant de :
– la température
– la nature du solvant
PH DES SOLUTIONS AQUEUSES
Définition : C’est un nombre sans dimension qui mesure l’acidité ou la basicité d’un milieu. Il est défini de la manière suivante :
PH = – log [H30+]
où : [H30+] est la concentration des ions
H30 en mol/l de la solution.
De façon analogue, on définit : pOH = – log [OH–].
Sachant que [H3O+] [OH–] = 10–14 => – log [H3O+] – log [OH+] = – log 10–14
pH + pOH = 14 —> relation entre pH et pOH.
Echelle d’acidité : Elle se mesure par rapport à l’eau pure ( milieu neutre Ke = 10–14 ).
Un milieu neutre : [H3O+] = [OH–] = C et Ke = [H30+] [OH–] = C2 => C = √Ke = 10-7
par définition : pH = – log [H30+] = – log 10-7 = 7 => pH de l’eau pure = 7.
- Si on dissout un acide dans l’eau, la concentration en ion H3O+ augmente => [H30+] > 10-7 => pH<7.
- Par contre, si on dissout une base dans l’eau, la dissolution s’ensuivra d’une augmentation de concentration en ions OH–, donc d’une diminution en ions H3O+ => [H3O+] < 10-7 => pH> 7.
Résumé :
milieu acide pH < 7
milieu neutre pH = 7
milieu basique pH > 7
Remarque : l’échelle d’acidité est donc utilisée de 0 à 14.
Calcul du PH des solutions acides
1- Cas des acides forts : La dissolution d’un acide fort est totale
AH + H2O —► H3O+ + A–
La concentration des ions [H3O+] est donc égale à la concentration de l’acide :
[H3O+] = C => pH = – log C
2- Cas des acides faibles : la dissociation est équilibrée
AH + H2O ⇔ H3O++ A+
Initialement, on part d’une concentration C en AH. A l’équilibre il va se former A’ de telle sorte que :
[AH] + [A–] = C => [AH] = C – [A–] ——-(1)
Ka = [A–] [H3O+] / [AH] ——–(2)
D’après l’équation de la réaction : [H3O+] = [A–] et vu l’équation (1); l’équation (2) deviendra:
Ka = [H3O+]² / [AH] = [H3O+]² / C – [A–] = [H3O+]² / C – [H3O+]
[H3O+]² + Ka [H3O+] – KaC = 0
La racine positive donne [H3O+]. Il est simple de calculer le pH, si la dissolution est très faible ; c’est à dire [A–] <<< [AH] donc :
[AH] + [A–] = C => [AH] = C et Ka = [H3O+]² / C
=> KaC = [H3O+]2 => [ H3O+] = ( KaC )1/2
=> – log [H3O+] = 1/2 (pKa – logC)
Le pH est donc égal à : pH = 1/2 ( pKa – logC )
Calcul du PH des solutions basiques
1- Cas des bases fortes : La dissolution d’une base forte est totale
B + H2O —> BH+ + OH–
La concentration des ions [OH–] est donc égale à la concentration de la base:
et comme Ke = [OH–][H3O+] = 10-14
alors : [H3O+] = Ke / [OH–] = 10-14/[OH–] = 10-14/C
=> pH = -log [H3O+] = -log(10-14/C ) => pH = 14 + log C
2- Cas des bases faibles :
B + H2O ⇔ BH++ OH–
Initialement, on part d’une concentration C en B. A l’équilibre il va se former BH+ de telle sorte que :
[B] + [BH+] = C => [B] = C- [BH+] ——-(1)
Kb = [BH+][OH–] / [B] ———(2)
D’après l’équation de la réaction : [OH–] = [BH+] et vu l’équation (1); l’équation (2) deviendra :
Kb = [OH–]² / [B] = [OH–]² / C – [BH+] = [OH–]² / C – [OH–]² => [OH–]² + Kb [OH–] – KbC = 0
La racine positive donne [OH–]. Il est simple de calculer le pH, si la dissolution est très faible c’est à dire [BH+] <<< [B] donc :
[B] + [BH+] = C=>[B]≅C et Kb= [OH–]² / C
=> KbC = [OH–]2 => [OH–] = (KbC)1/2 => – log [OH–] = 1/2 ( pKb – logC )
=> pOH = 1/2 ( pKb – logC )
comme : pH + pOH = 14 et pKa + pKb, = 14.
Pour avoir le pH de la solution, il suffit alors de remplacer : pOH par 14 – pH et pKb par 14- pKa et on aura enfin :
pH = 7 + 1/2 ( pKa + logC )
PH d’une solution tampon
1- Définition : une solution tampon est un mélange d’acide faible et de sa base conjuguée.
2- Calcul du pH : On considère un mélange d’acide faible HA de concentration CA et de base conjuguée de concnetration CB
HA + H2O ⇔ A– + H3O+ (ionisation de l’acide)
A– + H2O ⇔ OH– + HA+ (hydrolyse de la base conjuguée)
donc Ka = [A–][H3O+] / [AH] => [H3O+] = Ka [HA] / [A–]
=> PH = pKa + log [A–] = pKa + log [base conj] / [acide]
PH = pKa + log [base conj] / [acide]
PH des solutions acido-basiques :
1- Mélange acide fort + base forte :
si a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange
Comment calcule -t- on le pH ?
2- Mélange acide fort + base faible :
Soit a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange
H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O.
2.1 – Si a > b : H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O excès d’acide fort
pH = – log [H3O+]= – log [a-b].
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2.2 – Si b > a : H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O
2.3 – Si a = b : H30++ B ^ Btf + H20
3- Acide faible – base forte :
Soit a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange
AH + OH’ A’ + H2O
a- Si a > b : excès d’acide faible.
AH + OH– ⇔ A– + H2O+
b- Si b > a : excès de base forte.
AH + OH– ⇔ A– + H2O+
AH + OH– ⇔ A– + H2O+
Remarque : On peut tracer expérimentalement la courbe pH = f (b); dite courbe de neutralisation (en fait, on obtient cette courbe par addition progressive dans a cm3 d’une solution d’acide, b cm3 d’une solution basique et inversement).
Cours du Dr Tayeb Benmachiche Akila – Faculté de Constantine
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