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TS - Cours C1 www.pichegru.net 19 septembre 2019 -1- C1 : Acides & bases Sommai

TS - Cours C1 www.pichegru.net 19 septembre 2019 -1- C1 : Acides & bases Sommaire Généralités Couple acide/base Couples acide-base Réaction acide-base Identifier un acide et une base Réaction acido-basique Réactions totale et limitée Définitions État d’équilibre Déplacement d’équilibre Équilibre chimique du CO2 avec l’eau Équilibre chimique – un peu de math pour comprendre Autoprotolyse de l’eau Réaction d’autoprotolyse de l’eau Produit ionique de l’eau Produit ionique de l’eau Le pH pH, [H3O+] et [HO–] Acides et bases forts Définitions pH d’un acide fort et d’une base forte pH d’une solution de soude pH d’un acide fort et d’une base forte Réaction entre acide fort et base forte Réaction entre acide fort et base forte Acides et bases faibles Définitions Force d’un acide Constante d’acidité Ka pH et pKa Diagramme de prédominance Diagramme de prédominance Équilibres chimiques du CO2 dans les océans Exemples d’acides et de bases faibles Diagramme de prédominance d’un acide -aminé pH et milieux biologiques Solution tampon Milieu biologique Annales de bac A02-3 Équilibres acide-base en milieu biologique (1-2) 2013 MET-1 Un catalyseur enzymatique : l’uréase (2) 2013 ADN-1 Aspirine et prévention cardiovasculaire (4) 2013 NCAr-1 Fourmis et carburant du futur Corrections des exercices Généralités ❑ Reconnaître un acide et une base selon la théorie de Brønsted ❑ Trouver la formule de la base conjuguée d’un acide donné et inversement ❑ Reconnaître une réaction acide-base Couple acide/base Définition d’un acide et d’une base selon Brønsted • Acide : entité (ion ou molécule) pouvant céder un ion H+ • Base : entité (ion ou molécule) pouvant accepter un ion H+ Couple acide/base Couple acide/base = association de deux espèces conjuguées Lorsqu’un acide cède un H+, il se transforme en sa base conjuguée. Lorsqu’une base accepte un H+, elle se transforme en son acide conjugué. Les couples sont toujours notés dans l’ordre acide / base. Exemple : CH3COOH/CH3COO– Couples acide-base Écrire les 7 couples acide/base que l’on peut former avec les entités suivantes : HPO42– ; HO– ; H3PO4 ; NH4+ ; PO43– ; H3O+ ; H2PO4– ; NH2– ; H2O ; NH3. Réaction acide-base Une réaction acide-base est un échange d’un ion H+ entre un acide (qui donne) et une base (qui reçoit). Exemple : réaction de l’acide nitrique HNO3 avec l’eau Exemple : réaction de l’ion amidure NH2– avec l’eau Remarque : Une réaction acide-base implique toujours deux couples acide/base différents. Identifier un acide et une base Dans les réactions acido-basiques suivantes, identifier l’acide et la base, puis écrire les deux couples acide/base impliqués. 1. CH3–COOH + HO– → CH3–COO– + H2O 2. CH3–COO– + NH4+ → CH3–COOH + NH3 3. H3O+ + HO– → 2 H2O Réaction acido-basique Donner les équation-bilans des réactions acido-basiques entre : 1. L’ion amidure NH2– (base) et l’ion dihydrogénophosphate H2PO4– 2. L’ion hydroxyde HO– (base) et l’ion oxonium H3O+ 3. L’eau et l’ammoniac NH3 (base) Réactions totale et limitée ❑ Utiliser les symbolismes → et ⇄ dans l’écriture des réactions chimiques ❑ Prévoir dans quel sens est modifié un équilibre lorsqu’on modifie la quantité de matière d’un ou de plusieurs réactifs ou produits. Définitions • Réaction totale : se fait jusqu’à épuisement du réactif limitant. Indiqué par dans l’équation-bilan par une simple flèche (→). • Réaction limitée : en fin de réaction, aucun réactif n’a complètement réagit. Dans l’équation-bilan, on utilise les doubles flèches (⇄). Remarque : lorsqu’on ne sait pas si la réaction est totale ou limitée, on met toujours une double flèche . Exemple : Réaction de l’ion ammonium sur l’eau Équation bilan : NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ En fin de réaction, il y a toujours des ions NH4+ qui n’ont pas réagi avec l’eau restante. Transformations totale et limitée (animation) État d’équilibre Lors d’une réaction limitée, l’état d’équilibre est atteint lorsque les concentrations des réactifs et des produits n’évoluent plus. Les 2 réactions inverses s’y produisent simultanément à la même vitesse. Déplacement d’équilibre Si l’on modifie la concentration d’une ou plusieurs des espèces d’un système en état d’équilibre chimique, l’équilibre est déplacé. A + B ⇄ C + D Lorsque l’on perturbe un équilibre chimique en modifiant la quantité de matière d’une espèce qui y participe, l’équilibre est déplacé dans le sens qui va tendre à compenser (partiellement) la modification apportée. HNO3 + H2O  NO3– + H3O+ accepte H+ cède H+ H2O + NH2–  HO– + NH3 accepte H+ cède H+ TS - Cours C1 www.pichegru.net 19 septembre 2019 -2- Exemple : équilibre acido-basique Certains acides ne réagissent pas totalement avec l’eau. AH + H2O ⇄ A– + H3O+ Si on ajoute de l’eau ou AH à une solution d’acide faible, on déplace l’équilibre dans le sens de la production de A– et de H3O+. Équilibre chimique du CO2 avec l’eau Données : interaction du CO2 avec l’eau des océans • Dissolution de CO2 atmosphérique dans l’eau : CO2(g) ⇄ CO2(aq) • Réaction du CO2 dissous avec l’eau : CO2(aq) + 2 H2O ⇄ HCO3–(aq) + H3O+ Quel effet a l’augmentation de la teneur en CO2 de l’atmosphère sur la concentration en ions H3O+ dans l’eau de mer ? Équilibre chimique – un peu de math pour comprendre On considère la réaction limitée NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ en solution aqueuse. Supposons que, dans des conditions physico-chimiques données, pour une durée donnée, 10% de NH4+ réagissent avec l’eau et 40% de NH3 et de H3O+ réagissent pour redonner NH4+ et H2O. 1. Quelle proportion (en pourcentage) de NH4+ s’est transformée lorsque l’équilibre chimique est atteint ? On dilue maintenant la solution. Les rencontres entre NH3 et H3O+ sont plus rares et seul 20% de NH3 et de H3O+ réagissent pour redonner NH4+ et H2O au cours de la même durée. 2. Quel est le nouvel état d’équilibre atteint ? 3. Dans quel sens l’équilibre s’est-il déplacé ? Autoprotolyse de l’eau ❑ Trouver [HO–] connaissant [H3O+] et inversement. Réaction d’autoprotolyse de l’eau H2O(ℓ) + H2O(ℓ)  H3O+(aq) + HO–(aq) Réaction très limitée : dans l’eau pure, à 25°C, la concentration en ions H3O+ et HO– résultants de cette réaction est de 10-7 mol·L-1. H3O+ = ion oxonium HO– = ion hydroxyde Produit ionique de l’eau Remarque : La notation [H3O+] signifie « concentration de l’ion H3O+ ». Ke = [H3O+]·[HO–] Le produit ionique de l’eau, noté Ke, a une valeur identique dans toutes les solutions aqueuses, quel que soit leur pH. Il ne dépend que de la température de la solution (Ke = 10-14 à 25°C). Ke n’a pas d’unité. Autoprotolyse de l’eau Que faire avec le produit ionique de l’eau ? Le produit ionique de l’eau (Ke) permet de calculer [HO–] si l’on connaît [H3O+] et réciproquement. Produit ionique de l’eau Pour une solution aqueuse à 25 °C : 1. Calculer [HO–] si [H3O+] = 10-2 mol·L-1 2. Calculer [H3O+] si [HO–] = 10-2 mol·L-1 Le pH ❑ Calculer [H3O+] connaissant le pH d’une solution et inversement. Le pH dépend uniquement de la concentration en ions H3O+. Il est défini par : pH = – log [H3O+] Et réciproquement : [H3O+] = 10–pH mol·L-1 Plus le pH est bas, plus la solution est acide. Plus le pH est élevé, plus la solution est basique. Une solution neutre (dans le sens acido-basique) a un pH de 7 à 25 °C. Un pH bas ou élevé est dangereux pour les yeux et les muqueuses. Un pH très bas (<2) ou très élevé (>10) est également dangereux pour la peau. Il convient donc de se protéger (lunettes, toujours, et gants, si nécessaire). Calculer un pH à partir de [HO–] Pour calculer un pH à partir de [HO–], il faut d’abord calculer [H3O+] grâce au Ke. pH, [H3O+] et [HO–] 1. Calculer le pH d’une solution où [H3O+] = 1,2·10-2 mol·L-1 2. Que vaut [H3O+] pour une solution dont le pH est de 3,5 3. Calculer le pH d’une solution où [HO–] = 1,2·10-2 mol·L-1 4. Que vaut [HO–] pour une solution dont le pH est de 13 Acides et bases forts ❑ Calculer le pH d’une solution d’acide fort ou de base forte. ❑ Prévoir l’état final d’un mélange d’acide fort et de base forte en utilisant un tableau d’avancement ❑ Mettre en évidence l’influence des quantités de matières mises en jeu sur l’élévation de température observée TP1 : Réaction du chlorure d’hydrogène avec l’eau Problématique : La réaction du chlorure d’hydrogène HCl avec l’eau est-elle totale ? Définitions Un acide est dit « fort » s’il réagit totalement avec l’eau : AH + H2O → A– + H3O+ Même définition pour une base forte : B + H2O → BH+ + HO– ou XOH(s) → X+(aq) + HO–(aq) Autrement dit, une quantité initiale n de base forte introduite dans une solution fait apparaître une quantité finale n d’ions HO–. pH d’un acide fort et d’une base forte • Acide fort : pH = – log c • Base forte : pH = – log (Ke /c) Ces formules sont valables pour des concentrations dites « usuelles » ou pour des solutions dites « uploads/Finance/ ts-coursc01-pdf.pdf