DÉFINITION GÉNÉRALE⚓
Définition :
Un acide est une espèce pouvant libérer un proton \( H^+\)
Une base est une espèce susceptible de capter un proton
En libérant un proton l'acide se transforme en sa base conjuguée
pH = - log [\(H_3O^+\)] ; [\(H_3O^+]\) est exprimé en \(mol.L^{-1}\).
pOH = - log [\(HO^-\)] ; [\(HO^-]\) est exprimé en \(mol.L^{-1}\).
pH = 14 + log [\(HO^-\)] ; [\(HO^-]\) est exprimé en \(mol.L^{-1}\).
il existe plusieurs types de solutions :
solutions acides : pH< 7
solution neutre : pH = 7
solutions basiques pH>7
ACIDES FORTS⚓
DÉFINITION⚓
Définition :
Un acide fort est une substance qui se dissocie totalement dans l'eau en libérant des ions hydronium \(H_3O^+\)
exemple
acide chlorhydrique \(H_2O\) + HCl \(\longrightarrow\) \(H_3O^+\) + \(Cl^-\)
acide nitrique \(HNO_3\) + \(H_2O\) \(\longrightarrow\) \(H_3O^+\)+\(NO_3^-\)
EXPRESSION DU pH⚓
Formule du pH
pH = - log [\(H_3O^+]\) où \([H_3O^+]\) représente la concentration molaire des ions hydronium.
pH = - log \(C_A\) où \(C_A\) représente la concentration molaire de l'acide fort
pour un diacide fort comme l'acide sulfurique \(H_2SO_4\) l'expression du pH est
pH = - log [\(2C_A]\) où \(C_A\) représente la concentration molaire de l'acide fort
exercice
Quiz acides forts
UTILISATION PRATIQUE⚓
Les acides forts sont utilisés dans beaucoup de domaines de la vie. Par exemple on retrouve de l'acide sulfurique dans les batteries de voitures. On les utilise aussi pour nettoyer les toilettes.
BASES FORTES⚓
DÉFINITION⚓
Définition :
Une base forte est une substance qui se dissocie totalement dans l'eau en libérant des ions hydroxyde \(HO^-\)
exemple
soude \(NaOH\) \(\longrightarrow\) \(HO^-\) + \(Na^+\)
potasse \(KOH\) \(\longrightarrow\) \(K^+\)+\(HO^-\)
EXPRESSION DU pH⚓
Rappel : Formule du pH
pH = 14 + log [\(OH^-]\) où \([OH^-]\) représente la concentration molaire des ions hydroxydes
pH = 14 + log [\(C_B\) où \(C_B\) représente la concentration molaire de la base
pour une dibase forte comme \(Ca(OH)_2\) l'expression du pH est
pH = 14 + log [\(2C_B\) où \(C_B\) représente la concentration molaire de la base
exercice bases fortes
exercice corrigé sur bases fortes
Question⚓
On dissout 0,4 g de soude, de formule NaOH, dans 1 litre d'eau pure.
1-Détermine le pH de la solution ainsi obtenue
2-On dilue 10 fois la solution précédente. Détermine la nouvelle du pH
3-Combien de fois faut-il diluer la solution initiale pour faire varier son de deux unités ?
UTILISATION PRATIQUE⚓
Les bases fortes sont utilisées dans beaucoup de domaines de la vie. Par exemple dans la préparation des savons, on saponifie des esters en les faisant réagir avec les bases fortes. On utilise aussi les bases fortes pour nettoyer les toilettes.
Exercice d'application corrigé⚓
consigne
Dans la vidéo ci-après, on présente la correction commentée d'un exercice portant sur les bases fortes
voici le lien de la vidéo pour ceux qui veulent aller plus loin
ACIDES FAIBLES⚓
DEFINITION⚓
Un acide faible AH est une substance qui réagit partiellement avec l'eau pour libérer des ions hydronium.
acide chlorhydrique \(H_2O\) + AH \(\rightleftharpoons\) \(H_3O^+\) + \(A^-\)
la réaction de l'eau avec l'acide faible est réversible.
COUPLES ACIDES/BASES⚓
En cédant un proton l'acide AH se transforme en sa base conjuguée \(A^-\)
En captant un proton, la base \(A^-\) se transforme en son acide conjugué AH.
l'acide et la base conjugués forme un couple acide/base : \(AH/A^-\)
\(AH\rightleftharpoons A^-+H^+\)
Exemples de couples
\(CH_3COOH/CH_3COO^-\)
\(NH_4^+/NH_3\)
CONSTANTE D'ACIDITE⚓
L'acide faible réagit partiellement avec l'eau suivant l'équation :
\(H_2O\) + A^- \(\rightleftharpoons\) \(H_3O^+\) + \(A^-\)
D’après la loi d'action de masse de Gilbert Wagge
on a \(K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}\)
On pose \([H_3O^+]\)=x
\(K_a=\frac{[H_3O^+]^2}{C_A-[H_3O^+]}\)
Pour un acide faible \([H_3O^+]<<C_A\) on néglige les ions hydronium \(H_3O^+\) devant celle de l'acide.
l'expression de la constante d'acidité devient
\(K_a=\frac{[H_3O^+]^2}{C_A}\)
Pour un acide moyen on ne néglige plus la concentration des ions hydronium devant celle de l'acide \(C_A\). L'expression de la constante d'acidité est
\(K_a=\frac{[H_3O^+]^2}{C_A-[H_3O^+]}\)
REMARQUE
\(K_A\) est souvent un nombre très faible. pour caractériser les acides faibles avec des valeurs proches de l'unité ou des dizaines on définit le pKa.
\(pK_a=- logK_a\).
\(K_a=10^{-pK_a}\)
Pour un acide faible \(\frac{K_a}{C_A}>10^-2\)
Pour un acide moyen \(\frac{K_a}{C_A}>10^-2\)
COEFFICIENT D'IONISATION⚓
le coefficient d'ionisation \(\alpha\) est le rapport entre la concentration des ions hydronium et celle de l'acide \(C_A\).
\(\alpha=\frac{[H_3O^+]}{C_A}\)=\(\frac{10^{-pH}}{C_A}\)
la valeur du coefficient d'ionisation permet de déterminer le degré de dissociation de l'acide faible.
Pour un acide faible \(\alpha <0,1 \) soit 10%
Pour un acide moyen \(0,1<\alpha<1\)
EXPRESSION DU pH⚓
En partant de l'expression de la constante d'acidité pour un acide faible \(K_a=\frac{[H_3O^+]^2}{C_A}\), on trouve l'expression du pH est
\(pH=\frac12(pK_a+logC_A)\)où \(C_A\) est la concentration de l'acide faible.
validité
cette relation n'est valable que si l’acidité est faible.
\(\alpha<0,1\)
\(\frac{K_a}{C_A}<10^-2\)
pour un acide moyen ( \(\frac{K_a}{C_A}>10^-2\) ; \(\alpha<0,1\), cette relation n'est pas valable.
l'expression du pH s'obtient en utilisant l'expression du Ka pour un acide moyen \(K_a=\frac{[H_3O^+]^2}{C_A-[H_3O^+]}\)
En résolvant l'équation du second degré on obtient
\(pH=-log \frac{-K_a+\sqrt{K_a²+4C_AK_a}}{2}\)
UTILISATION PRATIQUE⚓
On retrouve les sels de bases faibles comme les phosphates et les ammonium dans les engrais.
BASES FAIBLES⚓
Une base faible est une substance qui réagit partiellement avec l'eau pour libérer des ions hydroxyde
DÉFINITION⚓
ACIDES FAIBLES⚓
DEFINITION⚓
Une base faible est une substance qui réagit partiellement avec l'eau pour donner des ions hydroxyde \(OH^-\). l'équation de la réaction est :
B + \(H_2O\) \(\rightleftharpoons\) \(BH^+\) + \(OH^-\)
CONSTANTE DE BASICITÉ (Kb)⚓
Une base faible réagit partiellement avec l'eau suivant l'équation :
B + \(H_2O\) \(\rightleftharpoons\) \(BH^+\) + \(OH^-\)
D’après la loi d'action de masse de Gilbert Wagge
on a \(K_b=\frac{[HO^-][BH^+]}{[B]}\)
On pose \([HO^-]\) = x
\(K_b=\frac{[HO^+]^2}{C_B-[HO^-]}\)
Pour une base faible \([HO^-]<<C_B\) on néglige les ions hydroxyde \(HO^-\) devant celle de la base faible.
l'expression de la constante de basicité devient
\(K_b=\frac{[HO^-]^2}{C_B}\)
Pour une base moyenne on ne néglige plus la concentration des ions hydroxyde n'est pas négligeable devant celle de la base \(C_B\). L'expression de la constante de basicité \(K_b\) est
\(K_b=\frac{[HO^-]^2}{C_B-[HO^+]}\)
REMARQUE
\(pK_b=- logK_b\).
\(K_b=10^{-pK_b}\)
relation entre pKa et pKb :
pKa + pKb = pKe
relation entre pH et pOH
à partir du produit ionique \(Ke = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}\)
pH + pOH = pKe = 14
Pour une base \(\frac{K_b}{C_B}<10^-2\)
Pour un acide moyen \(\frac{K_b}{C_B}>10^-2\)
COEFFICIENT D'IONISATION⚓
Le coefficient d'ionisation \(\beta\) est le rapport entre la concentration des ions hydroxyde et celle de la base \(C_B\).
\(\beta=\frac{[HO^-]}{C_B}\)=\(\frac{10^{-pOH}}{C_B}\)=\(\frac{10^{pH-14}}{C_B}\)
la valeur du coefficient d'ionisation \(\beta\) permet de déterminer le degré de dissociation de la base faible.
Pour une base faible \(\beta <0,1 \) soit 10%
Pour un acide moyen \(0,1<\beta<1\)
EXPRESSION DU pH⚓
En partant de l'expression de la constante de basicité pour une base faible \(K_b=\frac{[HO^-]^2}{C_B}\), on trouve l'expression du pOH est
\(pOH=\frac12(pK_b + logC_B)\) où \(C_B\) est la concentration de l'acide faible.
\(pH=7+\frac12(pK_a + logC_B)\)
validité
cette relation n'est valable que si la base est faible.
\(\beta<0,1\)
\(\frac{K_b}{C_B}<10^-2\)
pour une base moyenne ( \(\frac{K_b}{C_B}>10^-2\) ; \(\beta > 0,1\), cette relation n'est pas valable.
l'expression du pH s'obtient en utilisant l'expression du Kb pour un acide moyen \(K_b = \frac{[HO^-]^2}{C_B-[HO^-]}\)
En résolvant l'équation du second degré on obtient
\(pOH=-log \frac{-K_b+\sqrt{K_b²+4C_BK_b}}{2}\)
en considérant
pOH = 14 - pH on a
\(pOH=14 + log \frac{-K_b+\sqrt{K_b²+4C_BK_b}}{2}\)