 
Chapitre 1 : Les acides et les bases
Le pH et sa mesure
Définition
Rappel : le pH indique le caractère acide, neutre ou basique d’une solution aqueuse, sur une échelle de 0 à 14.
Un milieu acide est caractérisé par la présence d’ions oxonium H3O+ qui proviennent de la fixation sur une molécule d’eau d’un proton H+. Une solution aqueuse est donc considérée comme acide si elle contient plus d’ions H3O+ que l’eau pure, son pH est alors inférieur à 7.
Un milieu basique est quant à lui caractérisé par la présence d’ions hydroxyde HO¯ formés par la perte d’un proton H+ par une molécule d’eau. Si une solution aqueuse contient plus d’ions HO¯ que l’eau pure, elle est basique et son pH est supérieur à 7.
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Définition
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Le pH (ou potentiel hydrogène) d’une solution aqueuse est une grandeur sans dimension (sans unité) définie par :
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Remarques :
La mesure du pH permet de calculer la concentration molaire (exprimée en mol.L–1) en ions oxonium de la solution aqueuse par la relation :
([H3O+] s’exprime alors en mol.L–1)
[H3O+] = 10–pH
Le potentiel hydrogène (ou pH) mesure en fait « l'activité chimique » des ions hydrogène (H+, appelés aussi couramment protons) en solution. Notamment, en solution aqueuse, ces ions sont présents sous la forme d'ions oxonium (H3O+) ;
Le pH est une grandeur logarithmique : quand une solution devient dix fois plus acide ( [H3O+] × 10), son pH diminue d'une unité. Si elle devient 100 fois plus acide, le pH diminuera alors de deux unités. Et ainsi de suite (3 unités pour un facteur 1000, etc.).
À 25°C, le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14 :
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Solution
neutre
ACIDE
BASE
Solution de plus en plus acide
[H3O+]
Solution de plus en plus basique
[H3O+]
pH
Exercice :
Déterminer le pH d’une solution S1 de concentration en ions H3O+ égale à 5,0 × 10–3 mol.L–1.
Déterminer la concentration en ions H3O+ d’une solution S2 dont le pH est égal à 10,8.
Réponses :
Par définition, pH = – log [H3O+] A.N. : pH = – log (5,0 × 10–3) = 2,3
On sait que pH = – log [H3O+] donc [H3O+] = 10–pH A.N. : [H3O+] = 10–10,8 = 1,6 × 10–11 mol.L–1.
Mesure du pH [ TP n°1]
Le pH d’une solution aqueuse peut être déterminé approximativement en utilisant du papier pH ou de manière plus précise avec un pH-mètre étalonné :
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Papier pH
(mesure approximative)
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pH-mètre
(mesure précise mais avec incertitude)
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Les équilibres acido-basiques
Théorie de Brönsted
Joannes Nicolaus Brønsted (1879-1947), est un chimiste danois, né le 22 février 1879 à Varde (Danemark) et connu pour ses travaux sur la réaction chimique. Il formula en 1923 une théorie sur les acides et les bases, simultanément à celle du chimiste anglais Thomas Lowry. Elle porte le nom de théorie de Brønsted-Lowry ou plus simplement, théorie de Brønsted et s’inspire d’une théorie plus ancienne formulée par un chimiste suédois (Svante August Arrhenius, 1859 - 1927), pionnier dans de nombreux domaines, qui reçu le prix Nobel de chimie en 1903.
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Définitions (Théorie de Brønsted-Lowry)
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On appelle acide, une espèce chimique (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons (H+) en solution aqueuse :
AH(aq) A–(aq) + H+(aq)
Acide = donneur de proton (H+)
On appelle base, une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons en solution aqueuse :
A–(aq) + H+(aq) AH(aq)
Base = accepteur de proton
Un couple acide/base (ou couple acido-basique) est constitué de deux espèces chimiques qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un proton. Les deux espèces chimiques sont dites conjuguées. On représente ce transfert par une demi-équation acido-basique :
 (couple AH/A–)
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Remarques :
Les demi-équations acido-basiques obéissent aux lois de conservations (matière et charges) ;
Le symbole «  » signifie que la réaction peut se dérouler dans les deux sens.
Exemples : quelques couples acido-basiques à connaître
Couple acide/base
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Acide
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Demi-équation acido-basique
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Base
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HCOOH(aq) / HCOO – (aq)
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HCOOH : acide méthanoïque
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HCOO– : ion méthanoate
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CO2, H2O/ HCO3–(aq)
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CO2, H2O : dioxyde de carbone dissous dans l’eau
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HCO3– : ion hydrogénocarbonate
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HCO3-(aq) / CO32–(aq)
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HCO3– : ion hydrogénocarbonate
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CO32– : Ion carbonate
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NH4+(aq) / NH3 (aq)
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NH4+ : ion ammonium
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NH3 : ammoniac
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Cas particulier de l’eau :
Couple acide/base
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Acide
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Demi-équation acido-basique
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Base
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H3O+(aq) / H2O (ℓ)
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H3O+ : ion oxonium
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H2O : eau
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H2O (ℓ) / HO– (aq)
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H2O : eau
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HO– : ion hydroxyde
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L’eau est une espèce amphotère (ou un ampholyte) : elle est, à la fois, l’acide d’un couple acido-basique et la base d’un autre couple acido-basique.
Toute espèce chimique qui intervient dans deux couples acide-base est appelée ampholyte ou espèce chimique amphotère.
Équilibre chimique [ TP n°1]
Rappel : le tableau d’avancement
Équation de la réaction :
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REACTIFS
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PRODUITS
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aA + bB cC + dD
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État du système
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Avancement
(mol)
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n(A)
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n(B)
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n(C)
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n(D)
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État initial
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x = 0
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n(A)0
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n(B)0
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0
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0
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État intermédiaire
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x
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n(A)0 ax
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n(B)0 – bx
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cx
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dx
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État final
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xmax
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n(A)0 axmax
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n(B)0 – bxmax
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cxmax
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dxmax
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L’avancement maximal xmax de la réaction est tel que :
n(A)0 – axmax = 0 xmax =  ET / OU n(B)0 – bxmax = 0 xmax = 
Si <  alors A est le réactif limitant xmax = ;
Si < alors B est le réactif limitant xmax = ;
Si = alors on avait au départ un mélange stœchiométrique xmax = = .
Les quantités de matière initiales des réactifs étaient dans les mêmes proportions que les nombres stœchiométriques :
Les quantités de matière respectent la stœchiométrique de la réaction.
A la fin de la transformation chimique, les réactifs ont totalement disparu et l’état final n’est constitué que des produits de la réaction.
Définition
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Dans certaines réactions, le réactif limitant ne disparait pas totalement à l’état final : la transformation chimique atteint un état d’équilibre, les quantités de matière des réactifs et des produits n’évoluent plus. On constate alors que l’avancement final xf ne correspond pas à l’avancement maximal xmax :
xf < xmax
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