Chim N° 03 :
Couple acide / Base
Cours

   

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I- Étude d'un acide faible :

l'acide éthanoïque.

1)- L'acide éthanoïque pur.

2)- Étude de la solution aqueuse

d'acide éthanoïque.

3)- pH des solutions aqueuses

d'acide éthanoïque.

4)- ionisation et dilution.

5)- Récapitulatif.

II- Étude d'une base faible :

l'ion éthanoate.

1)- L'éthanoate de sodium.

2)- Basicité de la solution aqueuse

d'éthanoate de sodium.

3)- Composition de la solution aqueuse

d'éthanoate de sodium.

III- Équilibre chimique de

dissociation.

1)- Mise en évidence.

2)- Conséquences.

IV- Couples acide / Base.

1)- L'acide éthanoïque et l'ion éthanoate

2)- Récapitulatif :

3)- Couple acide / base.

4)- Les couples de l'eau.

5)- Mise en solution aqueuse

d'un acide ou d'une base.

6)- Cas des acides forts et des bases fortes.

V- Applications.

 

I- Étude d'un acide faible : l'acide éthanoïque.

1)- L'acide éthanoïque pur.

-    L'acide éthanoïque dont le nom commun est acide acétique de formule CH3COOH porte le groupement  — COOH caractéristique des acides carboxyliques.

-    Dans les conditions normales de températures et de pression, c'est un liquide incolore d'odeur piquante et  caustique.

-    il brûle la peau. Il ne conduit pas le courant.

-    Sa densité est voisine de celle de l'eau : d ≈ 1,049.

-    Il est miscible à l'eau en toutes proportions.

 

2)- Étude de la solution aqueuse d'acide éthanoïque.

-    La solution aqueuse d'acide éthanoïque conduit le courant électrique, en conséquence, elle contient des ions.

-    D'autre part, la solution est acide, elle fait virer au jaune le bleu de bromothymol.

-    La dissolution de l'acide éthanoïque dans l'eau est une réaction chimique.

3)- pH des solutions aqueuses d'acide éthanoïque.

-    Les solutions d'acide éthanoïque sont nettement moins acides que celle de l'acide chlorhydrique de même concentration.

-    tableau.

Coefficient de

dissociation de

l'acide éthanoïque

α %

1,25

3,9

12

33

70

94

99

99,4

Concentration

C

mol / L

10 –1

10 –2

10 –3

10 –4

10 –5

10 –6

10 –7

10 –8

Acide

éthanoïque

pH

2,9

3,4

3,9

4,5

5,2

6

6,79

6,98

Acide

chlorhydrique

pH

1,1

2

3

4

5

6

6,79

6,98

 

log C

1

2

3

4

5

6

7

8

 

-    Exploitation de la mesure du pH.

* Application 1 :

-    Déterminer la concentration des différentes espèces présentes pour C = 10–2 mol / L.

-    Donner les espèces majoritaires, minoritaires et ultra minoritaires.

-    Calculer le coefficient de dissociation ou d'ionisation ou le degré d'ionisation α :

 

α =

Quantité de matière de molécules dissociées

―———————————————————

Quantité de matière de molécules mises en solution

 

 Solution :

-    Inventaire des espèces présentes : CH3COOH ; CH3COO ; H3O+ ; OH  et le solvant H2O.

-    Pour C = 1,0 x 10 –2 mol / L, pH = 3,4.

-    On peut négliger la réaction d'autoprotolyse de l'eau devant la réaction de dissolution de l'acide éthanoïque.

-    Mesure du pH : pH = 3,4

-    Par définition :

-    pH = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10 – pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 3,4 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 4,0 x 10 –4 mol / L.

-    produit ionique de l'eau :

-    pKe = 14 à 25 °C

-    [OH]  = 10 pH – pKe mol.L–1

-    [OH= 10 3,414 mol.L–1

-    [OH]  ≈ 2,5 x 10 –11 mol.L–1 

-    équation d'électroneutralité :

-    [H3O+] = [CH3COO ]  + [OH ] 

-    Or [H3O+] >> [OH] 

-    (voir au-dessus : [H3O+] ≈ 4,0 x 10 –4 mol / L et [OH ]  ≈ 2,5 x 10 –11 mol.L–1) 

-    [H3O+][CH3COO ] ≈ 4,0 x 10 –4 mol / L

-    équation de conservation de la matière :

-    L'acide éthanoïque dissous, se trouve sous deux formes, soit sous forme de molécule d'acide éthanoïque, soit sous forme d'ion éthanoate.

-    [CH3COOH] + [CH3COO ] = C

-    [CH3COOH] = C – [CH3COO ]

-    [CH3COOH] ≈ 1,0 x 10 –2  – 4,0 x 10 –4

-    [CH3COOH] ≈ 9,6 x 10 –3 mol / L

-    Espèce majoritaire : CH3COOH; espèces minoritaires : CH3COO  ; H3O+;

-    Espèce ultra minoritaire : OH .

 Coefficient de dissociation :

Équation

bilan

CH3COOH

+ H2O

CH3COO

+ H3O+

À, t = 0 s

n

Solvant

 

0

0

Équilibre

chimique

n – n . α

Excès

 

n . α

n . α

 

 

    

α =

Quantité de matière de molécules dissociées

―———————————————————

Quantité de matière de molécules mises en solution

4)-  ionisation et dilution.

 Application  2 :

-    On dilue 100 fois une solution d'acide éthanoïque de concentration C = 1,0 x 10 –2 mol / L ;

-    Le pH de la solution obtenue est égal à 4,5.

-    Calculer le coefficient d'ionisation de l'acide.

 Solution :

-    Inventaire des espèces présentes : CH3COOH ; CH3COO  ; H3O+ ; OH

-    Pour C’ = 1,0 x 10 – 4 mol / L, pH = 4,5.

-    On peut négliger la réaction d'autoprotolyse de l'eau devant la réaction de dissolution de l'acide éthanoïque.

-    Mesure du pH : pH = 4,5

-    Par définition :

-    pH  = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10– pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 4,5 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 3,2 x 10 –5 mol / L.

-    produit ionique de l'eau :

-    pKe = 14 à 25 °C

-    [OH ]  = 10 pH – pKe mol.L–1

-    [OH= 10 4,514 mol.L–1

-    [OH]  ≈ 3,2 x 10 –10 mol.L–1 

-    équation d'électroneutralité :

-    [H3O+] = [CH3COO ]  + [OH ] 

-    Or [H3O+] >> [OH ]  (voir au-dessus ) 

-    [H3O+][CH3COO ] ≈ 3,2 x 10 –5 mol / L

-    équation de conservation de la matière :

-    L'acide éthanoïque dissous, se trouve sous deux formes, soit sous forme de molécule d'acide éthanoïque, soit sous forme d'ion éthanoate.

-    [CH3COOH] + [CH3COO ] = C’

-    [CH3COOH] = C’ – [CH3COO ]

-    [CH3COOH] ≈ 1,0 x 10 –4  – 3,2 x 10 –5

-    [CH3COOH] ≈ 6,8 x 10 –5 mol / L

-    Espèce majoritaire : CH3COOH; espèces minoritaires : CH3COO  ; H3O+;

-    Espèce ultra minoritaire : OH .

-    Coefficient d'ionisation :

-     

5)- Récapitulatif.

-    la réaction entre l'acide éthanoïque est l'eau est une réaction rapide mais limitée.

-    Une solution aqueuse d'acide éthanoïque contient les espèces suivantes :

-     Espèce majoritaire : CH3COOH ; espèces minoritaires : : CH3COO  ; H3O+;

-     Espèce ultra minoritaire : OH

-    On donne à la solution aqueuse la formule de l'espèce majoritaire : CH3COOH

-    L'acide éthanoïque est un acide faible.

II- Étude d'une base faible : l'ion éthanoate.

1)- L'éthanoate de sodium.

-    L'éthanoate de sodium est un solide ionique blanc de formule statistique CH3COONa.

-    équation bilan de la réaction de dissolution de l'éthanoate de sodium dans l'eau :

 

 

eau

 

 

Équation

bilan

CH3COONa

CH3COO

+ Na+

 

-    Cette réaction est totale tant que la solution n'est pas saturée ce qui est le cas en terminale car :

1,0 x 10 –1 mol / L < C < 1,0 x 10 –6 mol / L.

2)- Basicité de la solution aqueuse d'éthanoate de sodium.

-    Tableau de valeurs :

 Coefficient de

 protonation

 l'ion éthanoate

 α %

 0,0079

 0,025

 0,078

 0,23

 0,49

 0,61

 0,63

 0,67

Concentration

C mol / L

 10 –1

 10 –2

 10 –3

 10 –4

 10 –5

 10 –6

 10 –7

 10 –8

Éthanoate

de sodium

pH

 8,9

 8,4

 7,9

 7,4

 7,1

 8

 7

 7

Soude

pH

 12.9

 12

 11

 10

 9

 8

 7,2

 7

14 +  log C

 13

 12

 11

 10

 9

 8

 7

 6

 

-    Exploitation du tableau :

-    Les solutions d'éthanoate de sodium sont basiques mais moins basiques que les solutions de soude de même concentration.

-    La réaction de l'ion éthanoate sur l'eau est très limitée.

-    L'ion éthanoate est une base faible.

3)- Composition de la solution aqueuse d'éthanoate de sodium.

 Application 3 :

-    Une solution d'éthanoate de sodium de concentration C = 1,0 x 10 –2 mol / L a un pH = 8,4.

-    Calculer la concentration des différentes espèces présentes et les qualifier.

-    Que peut-on dire de la réaction entre l'ion éthanoate et l'eau ?

-    Calculer le coefficient de protonation α de l'ion éthanoate.

 Solution :

-    Inventaire des espèces présentes : CH3COOH ; CH3COO  ; H3O+ ; OH  ; Na+ et le solvant H2O.

-    Pour C = 1,0 x 10 –2 mol / L, pH = 8,4.

 

-    On peut négliger la réaction d'autoprotolyse de l'eau devant la réaction entre l'ion éthanoate et l'eau.

-    Équation bilan de la réaction : on met le signe égal : = car la réaction avec l'eau n'est pas totale, elle est limitée.

Équation bilan

CH3COO

+ H2O

=

CH3COOH

OH

-    Concentration des ions sodium :

-    [Na+] = C = 1,0 x 10 –2 mol / L

-    Mesure du pH : pH = 8,4

-    Par définition :

-    pH  = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10 – pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 8,4 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 4,0 x 10 –9 mol / L.

-    produit ionique de l'eau :

-    pKe = 14 à 25 °C

-    [OH]  = 10 pH – pKe mol.L–1

-    [OH= 10 8,414 mol.L–1

-    [OH]  ≈ 2,5 x 10 –6 mol.L–1 

-    équation d'électroneutralité :

-    [H3O+] + [Na+] = [CH3COO ]  + [OH ] (1)

-    Or [H3O+] << [OH ] << [Na+]   (voir au-dessus ) 

-    On peut négliger la concentration des ions hydroxyde et des ions hydronium devant la concentration des ions sodium.

-     [Na+][CH3COO ]  ≈ 1,0 x 10 –2 mol / L

-    équation de conservation de la matière :

-    [CH3COOH] + [CH3COO ] = C

-    [CH3COO ] = C - [CH3COOH] (2)

-    En combinant (1) et (2).

-    [H3O+] + [Na+]C – [CH3COOH] + [OH ] or [Na+] = C = 1,0 x 10 –2 mol / L

-    [H3O+][OH ] – [CH3COOH]

-    [CH3COOH] ≈ [OH ] – [H3O+]

-    [CH3COOH] ≈ 2,5 x 10 –6  – 4,0 x 10 –9

-    [CH3COOH] ≈ 2,5 x 10 –6 mol.L–1 

 

-    Coefficient de protonation α :

Équation

bilan

CH3COO

+ H2O

CH3COOH

+ OH

À, t = 0 s

n

solvant

 

0

0

Équilibre

 chimique

n – n . α

excès

 

n . α

n . α

  

    

-    Espèces majoritaires : CH3COO ; Na+ ; espèces minoritaires : CH3COOH ; OH; espèce ultra minoritaire : H3O+

III- Équilibre chimique de dissociation.

1)- Mise en évidence.

* Application 4 :

-    On réalise l'expérience suivante

 

 

 Interprétation du phénomène :

-    Quelles sont les espèces présentes dans les solutions A et B ?

-    Calculer la concentration des différentes espèces dans les deux solutions A et B. Les qualifier.

-    Que se passe-t-il au cours de la réaction I ? écrire l'équation bilan de la réaction.

-    Que se passe-t-il au cours de la réaction II ? écrire l'équation bilan de la réaction.

-    Conséquences.

 Solution :

-    Inventaire des espèces présentes :

-    CH3COOH ; CH3COO  ; H3O+ ; OH ; Na+; Cl .

-    Les solutions A et B contiennent les mêmes espèces chimiques.

-    Concentration des différentes espèces chimiques.

   Attention : il faut tenir compte de l'augmentation du volume de la solution.

-     

-    Mesure du pH : pH = 3,5

-    Par définition :

-    pH = – log [H3O+] cette relation est équivalente à [H3O+] = 10– pH mol.L–1

-    [H3O+] = 10 – 3,5 mol.L–1

-    [H3O+] ≈ 3,2 x 10 –4 mol / L.

-    produit ionique de l'eau :

-    pKe = 14 à 25 °C

-    [OH ]  = 10 pH – pKe mol.L–1

-    [OH = 10 3,514 mol.L–1

-    [OH ]  ≈ 3,2 x 10 –11 mol.L–1 

-    équation d'électroneutralité :

-    [H3O+] + [Na+] = [CH3COO ]  + [OH ] + [Cl ]  (1)

-    Or + [Na+] = [Cl ] et [H3O+] >> [OH ]  (voir au-dessus ) 

-    On peut négliger la concentration des ions hydroxyde devant la concentration des ions hydronium.

-     [H3O+][CH3COO ]  ≈ 3,2 x 10 –4 mol / L

-    équation de conservation de la matière

-     

-    Qualificatifs :

-    Espèces majoritaires : CH3COOH ; CH3COO  ; H3O+ ; Na+; Cl .  

-    Espèce ultra minoritaire : OH

-    Équation bilan de la réaction I :

-    Au cours de la réaction, des ions hydronium ont disparu.

-    Les ions sodium et les ions chlorure ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs.

-     Les ions hydronium réagissent avec les ions éthanoate :

 

 

(2)

 

 

CH3COO

+  H3O+

CH3COOH

+  H2O

 

-    équation bilan de la réaction II :

-    c'est une dilution, elle favorise l'ionisation de l'acide éthanoïque.

-    Les ions sodium et les ions chlorure ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs.

 

 

(1)

 

 

CH3COOH

+  H2O

CH3COO

+  H3O+

 

2)- Conséquences :

-    Les réactions (1) et (2) sont inverses l'une de l'autre et se produisent simultanément.

-    Elles limitent leurs effets.

-    On est en présence d'un équilibre chimique dynamique.

-    En conséquence, on écrit :

CH3COOH

+  H2O

=

CH3COO

+  H3O+

 

-    Cet équilibre existe : quel que soit le pH, quelles que soient les autres espèces présentes dans la solution.

-    On peut déplacer l'équilibre dans le sens direct  en ajoutant de l'eau.

-    On peut déplacer l'équilibre dans le sens inverse si l'on verse des ions hydronium.

 

IV- Couples acide / Base.

1)- L'acide éthanoïque et l'ion éthanoate

CH3COOH

+  H2O

=

CH3COO

+  H3O+

 

-    L'acide éthanoïque est un acide faible et l'ion éthanoate est une base faible dans l'eau

-    L'espèce CH3COOH peut libérer un proton : c'est un acide

-    l'espèce CH3COO peut capter un proton : c'est une base

-    C'est deux espèces CH3COOH / CH3COO constituent un couple acide / base conjuguée

 

 

2)- Récapitulatif :

 Acide :

-    Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton

-    AH  →  H+ + A

-    Un acide est fort en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est totale :

-    AH  +  H2O →  H3O+  + A  

-    Et pH = – log C si 1,0 x 10 – 6 mol / L < C < 5,0 x 10 – 2 mol / L

-    Un acide est faible en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est limitée : équilibre chimique :

-    AH +  H2O =  H3O+  + A  et pH > – log C si 1,0 x 10 – 6 mol / L < C < 5,0 x 10 – 2 mol / L

 

 Base :

-    Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton

-    H+ + A  →  AH

-    Une base est forte en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est totale :

-    A  + H2O →  OH–  + AH 

-    Et pH = 14 + log C si 1,0 x 10 – 6 mol / L < C < 5,0 x 10 – 2 mol / L

-    Une base est faible en solution aqueuse si sa réaction avec l'eau est limitée : équilibre chimique :

-    A  +  H2O =  OH –  + AH 

-    Et pH < 14 + log C si 1,0 x 10 – 6 mol / L < C < 5,0 x 10 – 2 mol / L

 

3)- Couple acide / base.

-    Un couple acide / base est noté : acide / base :

-    Schéma formel : Acide  =  base  +  H+

-    Exemples :   

-    AH   =   H+ + A     Couple  AH / A    

-    B   +   H+ =  BH+    Couple  BH+/ B

4)- Les couples de l'eau.

-    l'eau est une base, elle peut capter un proton :

-    H2O   + H+ = H3O+ Couple H3O+ / H2O

-    l'eau est un acide, elle peut céder un proton :

-    H2O   =   OH   + H+  Couple H2O / OH  

-    L'eau est l'espèce basique du couple H3O+ / H2O et l'eau est l'espèce acide du couple H2O / OH .

-    On dit que l'eau est un amphotère ou ampholyte.

   Toute espèce qui est l'acide d'un couple et base d'un autre couple est dite amphotère ou ampholyte.

5)- Mise en solution aqueuse d'un acide ou d'une base.

-    Exemple : mise en solution aqueuse de l'acide éthanoïque.

CH3COOH

+  H2O

=

CH3COO

+  H3O+

-    Les couples acide / base qui interviennent sont :

-    Couple 1 : CH3COOH / CH3COO

-    Couple 2 : H3O+ / H2O

 

 

                    

 

CH3COOH

=

H+

CH3COO

                    

                  

acide 1

     

                     

base 1

                    

H2O

H+

=

H3O+

 

                    

base 2

 

 

acide 2

 

————————————————————————

Bilan :

base 2

+ acide 1

=

acide 2

base 1

     

-    Il y a eu un transfert de proton entre le couple 1 et le couple 2.

-    Une réaction acido-basique est une interaction entre deux couples acide / base. Cette réaction se traduit par un transfert de protons.

6)- Cas des acides forts et des bases fortes.

-    Acide fort :

HCl

+  H2O

H3O+

+  Cl  

  

-    L'ion chlorure Cl  est la base conjuguée de HCl (acide fort) c'est une base indifférente, elle ne réagit pas avec l'eau.

-    Dans l'eau la base conjuguée d'un acide fort est une base indifférente, elle ne réagit pas avec l'eau.

-    Base forte :

-    L'ion éthanolate

C2H5O   

+  H2O

C2H5OH

+  OH  

 

-    L'éthanol est l'acide conjugué d'une base forte, c'est un acide indifférent, il ne réagit pas avec l'eau.

-    Dans l'eau l'acide conjugué d'une base forte est un acide indifférent, il ne réagit pas avec l'eau.

-    Remarque importante :

-    Dans une solution d'acide fort ou de base forte, le seul équilibre qui intervient et celui entre les ions : H3O+ et OH 

-    H3O+ + OH    =  2 H2O   pKe = 14

-    On dit que l'eau a un effet nivelant.

-    Dans l'eau, il n'existe pas d'acide plus fort que H3O+ et de base plus forte que OH

V- Applications.