FORCE D’UN ACIDE ET D’UNE BASE

Acide :

Selon la théorie de Brönsted, un acide est tout corps susceptible de céder un proton H⁺ au cours d’une réaction chimique.

Exemple : L’acide chlorhydrique HCl

HCl → H⁺ + Cl^-

Au cours de cette réaction, la molécule d’eau arrache un proton H⁺ a la molécule de chlorure d’hydrogène pour former l’ion hydronium H₃O⁺. Ainsi, la molécule de HCl a cédé son proton à l’eau, HCl est un acide au sens de Brönsted.

L’équation bilan de la mise en solution du HCl est :

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Les solutions acides sont des solutions aqueuses ioniques qui contiennent des ions hydrogène H₃O⁺ et des ions négatifs qui les accompagnent pour que la solution soit globalement neutre électriquement.

Autres acides : acide sulfurique H₂SO₄

acide nitrique :HNO₃

Base :

Selon la théorie de Brönsted, une base est tout corps susceptible de fixer des protons H⁺ au cours d’une réaction chimique.

Exemple : L’hydroxyde de sodium NaOH

L’équation de mise en solution de NaOH est :

NaOH → Na⁺ + HO^-

Les ions HO^- réagissent sur les protons H⁺ pour former de l’eau selon l’équation :

HO^- + H⁺ →H₂O

Les ions HO^- sont susceptibles de fixer des protons : NaOH est une base au sens de Brönsted.

Les propriétés de la solution aqueuse obtenue sont essentiellement celles des ions HO^-. Les ions Na+ étant très peu réactifs.

Les solutions basiques sont des solutions aqueuses ioniques qui contiennent des ions hydroxyde HO^- et des ions positifs qui les accompagnent pour que la solution soit globalement neutre électriquement

Autres bases : Ammoniac : NH₃

Hydroxyde de potassium ou Potasse : KOH

Amphotère :

C’est une substance qui peut se comporter selon les conditions comme un acide de Brönsted et comme une base de Brönsted.

Exemple :

Une molécule d’eau s’ionise en libérant un proton selon l’équation :

H₂O → HO^- + H⁺

Le proton libéré est solvaté (hydraté) par une autre molécule d’eau selon l’équation :

H₂O + H⁺→H₃O⁺

Au cours de la première étape, l’eau cède un proton, elle se comporte comme un acide au sens de Brönsted. Au cours de la seconde étape, l’eau fixe un proton, elle se comporte comme une base au sens de Bronsted. L’eau peut se comporter, tantôt comme un acide, tantôt comme une base : c’est une substance amphotère.

Remarque :

On précise à chaque fois « au sens de Brönsted « parce qu’il existe une autre définition hors-programme des acides et bases au sens d’Arrhenius.

Acide fort

On appelle acide fort tout acide dont la réaction avec l’eau est totale.

Exemples : HCl, H₂SO₄ … sont des acides forts.

Réaction entre le chlorure hydrogène et l’eau

HCl + H₂O→H₃O⁺ + Cl^-

Cette équation montre qu’en solution aqueuse, toutes les molécules HCl sont totalement ionisées.

La solution de HCl est représentée (H⁺ + Cl^-)

NB : Le proton H⁺ s’associe à une molécule d’eau pour donner l’ion hydronium H₃O⁺

La solution de HCl devient (H₃O⁺ + Cl^-)

  Soit C_a, la concentration en ions H₃O^+,

c.-à-d. C_a = [H₃O⁺]

pH=-log[H₃O⁺] => pH=-logC_a

Remarques :

-Cette formule ne s’applique pas à des solutions très diluées (C_a<10^-6 mol.l^-1), ni à des solutions très concentrées (C_a>5.10^-2 mol.l^-1)

-Elle n’est pas valable pour les polyacides.

Exemples : H₂SO₄

n_H3O+=2n_H2SO4 => pH=-log2C_a

Base forte

On appelle base forte toute base dont la réaction avec l’eau est totale.

En solution aqueuse toutes les molécules d’une base forte sont totalement ionisées.

Exemples : NaOH, KOH…sont des bases fortes.

L’ionisation dans l’eau d’une solution d’hydroxyde de sodium est une réaction totale d’équation : NaOH → Na⁺ +HO^-

La solution d’hydroxyde de sodium est représentée (Na⁺ + HO^-)

Soit C_b, la concentration en ions OH^-, c.-à-d.

C_b =[OH^-]

A 25°C, [OH^-]=10^-14/[H₃O⁺] =>[H₃O⁺] =10^-14/[OH^-]=10^-14/Cb =>

pH=-log[H₃O⁺] => pH=-log10^-14/cb => pH=14 + logC_b

Remarques :

-Cette formule ne s’applique pas à des solutions très diluées (Cb<10^-6 mol.l^-1), ni à des solutions très concentrées (Cb>5.10^-2 mol.l^-1)

-Elle n’est pas valable pour les polybases.

Exemples : Ca(OH)₂

N_HO-=2n _Ca(OH)2 , => pH=14+log2C_b

Acide faible

Plus généralement, on appelle acide faible tout acide dont la réaction avec l’eau est partielle.

Un acide AH est faible si en solution aqueuse il est partiellement dissocié en ions H⁺ et en une base conjuguée A^- .

AH + H₂O ⇆ A^- + H₃O⁺

Example : acide éthanoïque (CH₃COOH)

CH₃COOH + H₂O⇆CH₃COO^- + H₃O

Base faible

Plus généralement, on appelle base faible toute base dont la réaction avec l’eau est partielle.

Une base A^- est faible si en solution aqueuse elle s’associe partiellement à des ions H⁺ en produisant un acide conjugué AH.

A^- + H₂O ⇆AH + HO^-

Exemple : ion ethanoate (CH₃COO^-)

CH₃COO- + H₂O ⇆ CH₃COOH +HO^-

Degré d’ionisation

Le degré d’ionisation d’un acide ou d’une base est le nombre de moles dissociées par rapport au nombre de môles initiales.

α=n_dissocie/n_initial

Cas d’un acide

[H₃O⁺] : concentration des ions H₃O+ dans la solution en fin de réaction
Ca : concentration initiale de l’acide avant sa réaction avec l’eau

Cas d’une base

[HO^-] : concentration des ions HO^- dans la solution en fin de réaction
Ca : concentration initiale de l’acide avant sa réaction avec l’eau

Remarque : Le degré d’ionisation augmente avec la dilution

EXERCICES

EXERCICE I :

On dispose des solutions acides et bases suivantes :

-A : acide chlorhydrique :C₁=1,0.10^-2 mol/l ; pH₁=2,0

-B : acide éthanoïque :C₂=5,0.10^-2 mol/l ; pH₂=3,1

-C : hydroxyde de sodium :C₃=1,0.10^-2 mol/l ; pH₃=12,0

-D : ammoniac :C₄=1,0.10^-2 ; pH₄=11,1

Donner, en justifiant, la force de chaque acide et de chaque base.

EXERCICE II :

On met en solution1 l de chlorure d’hydrogène pour obtenir 1 l d’une solution S₀ d’acide chlorhydrique.

1.Determiner la concentration molaire de la solution S₀ sachant que dans les conditions de l’expérience, le volume molaire est V_m=25 l/mol.

2.Determiner le pH de la solution S₀.

3-Existe-t-il des molécules de HCl dans S₀ ? Conclure

EXERCICE III :

Une solution commerciale d’hydroxyde de sodium a une densité d=1,38 et titre 35% d’hydroxyde de sodium en masse c.-à-d. que 1 kg de la solution contient 0,35 kg d‘hydroxyde de sodium.

1.Quelle est la concentration de cette solution commerciale ?

2.Quel volume V₁ de cette solution faut-il diluer dans l’eau pour obtenir 1 l de solution S₁ de pH=12,5 ?

3.On verse 5 ml de la solution commerciale dans 1 l d’eau. Quel est le pH de la solution S₂ obtenue ?

4. Existe-t-il des molécules de NaOH dans S₂ ? Conclure.

EXERCICE IV :

On dissout de l’acide éthanoïque CH₃COOH dans l’eau. On obtient une solution de concentration Ca=10^-2 mol/l, son pH est 3,4.

1.Donner l’équation d’ionisation de l’acide éthanoïque dans l’eau.

2.Quelles sont les espèces chimiques en solution ?

3.Calculer les concentrations des espèces en solution

4.Calculer le pourcentage de dissociation de l’acide éthanoïque.

Déduire que c’est un acide faible.

EXERCICE V :

On dissout dans l’eau pure 1,125 g l’isomère CH₃-CH₂-NH₂ de l’amine C₂H₇N ; le volume de la solution obtenue est 250 cm³. Le pH de la solution est 11,9.

1.Determiner la concentration molaire de la solution.

2.Ecrire l’équation de la réaction accompagnant la mise en solution de cette amine dans l’eau

3.Recenser les différentes espèces chimiques présentes dans la solution et déterminer leurs concentrations molaires.

4. Calculer le pourcentage de dissociation de l’amine. Conclure

On donne :C=12,0 g.mol^-1 ; H=1,0 g.mol^-1 ; N=12 g.mol^-1 .

CORRIGES

EXERCICE I :

1-Cas des solutions acides : deux méthodes sont applicables :

1ere méthode : On compare les concentrations [H₃O+] à celle C_a des solutions acides considérées :

-solution A : On a : [H₃O+] =10-^pH=10^-2 mol/l=c₁

=>[H₃O+] =c₁=1,0.10^-2 mol/l

La réaction de l’acide avec l’eau est totale.

L’acide chlorhydrique est un acide fort.

-solution B : On a : [H₃O+]=10-^pH=10^-3,1=7,9.10^-4 mol/l

=>[H₃O+] <c2=5,0.10^-2 mol/l

La réaction de l’acide avec l’eau est limitée.

L’acide éthanoïque est un acide faible.

2eme méthode : On compare le pH de la solution a la valeur (-logCa).

-solution A :on a :-logc1=-log1,0.10^-2=2=pH

=>pH1=-logc1 =>[H₃O+] =c₁

La réaction d’ionisation est totale.

L’acide chlorhydrique est un acide fort.

-solution B : on a  :-logc₂=-log5,0.10^-2=1,30< pH₂=3,1

=>-logc₂<pH₂ =>[H₃O+] < c₂

L’acide éthanoïque est un acide faible.

2-Cas des solutions basiques : deux méthodes sont applicables 

1ere méthode : On compare les concentrations [HO^-] à celle C_b des solutions basiques considérées :

-solution C : On pose : [HO^-]=Ke/[H₃O+]=10^-Ke/10^-pH=10^-14/10^-12=10^-2 mol/l=c₃ =>[HO^-]=c₃.

La réaction produit une mole d’ions HO^- par mole de base introduite en solution :

C’est une réaction totale.

L’hydroxyde de sodium est une base forte.

-solution D : On pose : [HO^-]=Ke/[H₃O+]=10^-Ke/10^-pH=10^-14/10^-11,6=1,26.10^-3 mol/l<c₄ =>[HO^-]<c₄.

La réaction produit moins de mole d’ions HO^- que de moles de base introduites en solution :

C’est une réaction limitée.

L’ammoniac est une base faible.

2eme méthode : On compare le pH de la solution à la valeur (14 +logCb) :

-solution C: on a :14+logc₃=14+log(1,0.10^-2)=12=pH₃

L’hydroxyde de sodium est une base forte.

-solution D : on a :14+logc₄=14+log(10^-1)=13>pH₄=11,1 =>pH4 <14+logc4.

L’ammoniac est une base faible.

EXERCICE II :

1.

n=V_HCl/V_m

C=n/V=V_HCl/V.Vm=1/1.25=0,04 mol/l

2. pH de la solution S₀.

HCl +H₂O→H₃O⁺ + HO^-

pH=-log[H₃O⁺]=-logC=-log0,04=1,4

3- Non. Le HCl est complètement dissocié dans la solution.

C’est un acide fort.

EXERCICE III :

1-

1 kg de cette solution contient 0,35 kg d’hydroxyde de sodium pur.

d=m/m₀ =>m=m₀d=ρ₀Vd

n=m/M=0,35m/40=0,35x ρ₀Vd/40

C₁=n/V==0,35x ρ₀d/40==0,35x 1000x1,38/40=12,1 mol/l

2.

C₁V₁=C₂V₂ =>V₁= C₂V₂/C₁

[H₃O⁺]=10^-pH=10^12,5

C₂=[HO^-]=10^-14/[H₃O⁺] =10^-14/10^-12,5=10^-1,5=0,032 mol/l

V₁= C₂V₂/C₁=0,032x1/12,1=0,0026 l=2,6 ml.

3.Non. Le NaOH est complétement dissocie dans la solution.

C’est une base forte.

C₃=C₁V₁/V₃=12,1x5/1000=0,06 mol/l

[H₃O⁺] =10^-14/0,06=16,67. 10^-14

pH=-log16,67.10^-14=12,8

ou pH=14+log0,06=12,8.

EXERCICE IV :

1.CH₃-COOH + H₂O→H₃O⁺ + CH₃COO^-

2.CH₃COOH; H₂O; H₃O⁺; CH₃COO^- et HO^-

3.-A partir de la définition du pH, nous avons :

[ H₃O⁺] =10^-pH=10^-3,4=4,0.10^-4 mol/l.

-Le produit ionique de l’eau donne : [ H₃O⁺][[H1] HO^-]=10^-14

=>[HO^-] =10^{-14 /}.[ H₃O⁺]=10^-14 /4.10^-4=2,5.10^-11 mol/l.

-L’équation d’électroneutralité (EEN) donne :

[ H₃O⁺] =[HO^-] +[ CH₃COO^-] => [CH₃COO^-]=[ H₃O⁺] -[HO^-]

La solution est acide, [HO^-] << [ H₃O⁺]

Donc [CH₃COO^-] ≈[ H₃O⁺] =4.10^-4 mol/l.

-L’équation de conservation de la matière (ECM) donne :

(n_CH3COOH)i =(n_CH3COOH)_f +(n_CH3COO-)

=>(n_CH3COOH)i =Ca=(n_CH3COOH)_f +(n_CH3COO-)

=>_[CH₃COOH]_i =Ca=[CH₃COOH] +[CH3COO-]

=>[CH₃COOH] =Ca - [CH₃COO^-] =10^-2 - 4.10^-4=9,6.10^-3 mol/l

4. pourcentage de dissociation de l’acide éthanoïque.

α=[H₃O⁺] /Ca=4.10^-4/10^-2=0,04 soit 4%

Dans 1 litre de solution seule 4% de molécules de CH₃COOH sont ionisées, ce qui est très faible. L’acide éthanoïque est un acide faible.

EXERCICE V :

1.Concentration molaire de la solution.

M=2x12+7+14=45 g.mol^-1.

C=n/M=m/MV=11,9/45x0,25=0,1 mol/l.

2.Equation de la réaction accompagnant la mise en solution de cette amine dans l’eau

CH₃-CH₂-NH₂ +H₂O→ CH₃-CH₂-NH⁺3

3.Recencer les différentes espèces chimiques présentes dans la solution et déterminer leurs concentrations molaires.

Especes presentes: H₃O+ ;HO- ; CH₃-CH₂-NH⁺₃; CH₃-CH₂-NH₂

Calcul des concentrations:

A partir de la définition du pH, nous avons :

[ H₃O⁺] =10^-pH=10^-11,9=1,3.10^-12 mol/l.

-Le produit ionique de l’eau donne : [ H₃O⁺][[H2] HO^-]=10^-14

=>[HO^-] =10^{-14 /}.[ H₃O⁺]=10^-14 /10^-11,9=8.10^-3 mol/l.

-L’équation d’électroneutralité (EEN) donne :

[ CH₃-CH₂-NH⁺₃] +[ H₃O⁺] = [HO^-]

La solution est acide, [ H₃O⁺]<<[HO^-]

Donc [ CH₃-CH₂-NH⁺₃] ≈[HO^-] =8.10^-3 mol/l.

-L’équation de conservation de la matière (ECM) donne :

[ CH₃-CH₂-NH⁺₃] + [CH₃-CH₂-NH₂] =Cb

=>[CH₃-CH₂-NH₂] =Cb - [ CH₃-CH₂-NH⁺₃]

= 10^-1-8.10^-3=9,2.10^-2 mol/l

4. α=[HO^-]/Cb=8.10^-3/0,1=0,08 soit 8%

L’amine se comporte comme une base faible.

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[H1]

[H2]