Solution neutre





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Chapitre 1 : Les acides et les bases


  1. Le pH et sa mesure

    1. Définition

Rappel : le pH indique le caractère acide, neutre ou basique d’une solution aqueuse, sur une échelle de 0 à 14.

http://www.acidokyl.com/images/sce/ph.jpg

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.




Définition

Le pH (ou potentiel hydrogène) d’une solution aqueuse est une grandeur sans dimension (sans unité) définie par :




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 :

  1. Déterminer le pH d’une solution S1 de concentration en ions H3O+ égale à 5,0 × 10–3 mol.L–1.

  2. Déterminer la concentration en ions H3O+ d’une solution S2 dont le pH est égal à 10,8.

Réponses :

  1. Par définition, pH = – log [H3O+]  A.N. : pH = – log (5,0 × 10–3) = 2,3

  2. On sait que pH = – log [H3O+] donc [H3O+] = 10–pHA.N. : [H3O+] = 10–10,8 = 1,6 × 10–11 mol.L–1.




    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 :


http://www.verre-labo.com/_userfiles/articles/zoom/150-papier-ph.jpg

http://www.metra.ch/laboratoire/selecta/analyt/ph2001.jpg

Papier pH

(mesure approximative)

pH-mètre

(mesure précise mais avec incertitude)




  1. Les équilibres acido-basiques

    1. 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.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/24/johannes_br%c3%b8nsted.jpg




Définitions (Théorie de Brønsted-Lowry)

  • 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)


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

Acide

Demi-équation acido-basique

Base

HCOOH(aq) / HCOO (aq)

HCOOH : acide méthanoïque



HCOO : ion méthanoate

CO2, H2O/ HCO3(aq)

CO2, H2O : dioxyde de carbone dissous dans l’eau



HCO3 : ion hydrogénocarbonate

HCO3-(aq) / CO32–(aq)

HCO3 : ion hydrogénocarbonate



CO32– : Ion carbonate

NH4+(aq) / NH3 (aq)

NH4+ : ion ammonium



NH3 : ammoniac


Cas particulier de l’eau :

Couple acide/base

Acide

Demi-équation acido-basique

Base

H3O+(aq) / H2O (ℓ)

H3O+ : ion oxonium



H2O : eau

H2O (ℓ) / HO (aq)

H2O : eau



HO : ion hydroxyde


 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.


    1. Équilibre chimique [ TP n°1]

Rappel : le tableau d’avancement

Équation de la réaction :

REACTIFS

PRODUITS

aA + bB cC + dD

État du système

Avancement

(mol)

n(A)

n(B)

n(C)

n(D)

État initial

x = 0

n(A)0

n(B)0

0

0

État intermédiaire

x

n(A)0ax

n(B)0bx

cx

dx

État final

xmax

n(A)0axmax

n(B)0bxmax

cxmax

dxmax


L’avancement maximal xmax de la réaction est tel que :

n(A)0axmax = 0  xmax = ET / OU n(B)0bxmax = 0  xmax =

  • Si < alors A est le réactif limitantxmax = ;

  • Si < alors B est le réactif limitantxmax = ;

  • 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

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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