Les réactions acido-basiques - publié le 26/12/2019

Thèmes abordés

Sciences - Ingénierie - Industrie, Réactions acido-basiques, Bronstad, définition d'un pH, équilibre chimique, espèce chimique, proton H+, acidité HA, concentrations à l'équilibre, produit ionique de l'eau, autoprotolyse, ions oxonium et hydroxyde

Résumé du document

Concernant les acides et les bases, tout d'abord selon Bronstad, un acide est une espèce chimique capable de fournir un proton H+. En revanche, une base correspond à une espèce chimique capable de capter un proton H+. A- est une espèce chimique qui redonne l'acidité HA en captant un proton H+, elle est appelée la base conjuguée de l'acide HA avec lequel elle constitue le couple acide/base.

Extraits

[...] Les conséquences sont les suivantes: - la réaction de l'acide sur l'eau n'est pas une transformation totale et son équation bilan s'écrit avec une double flèche “⇌” - l'acide dans ce cas est qualifié d'acide faible - n(H3O+)f -log C - Ꞇ diminution du pH - Cela signifie que la concentration en ion H3O+ a augmenté autrement dit la réaction s'effectue de gauche vers la droite (sens direct) ● Ajout de > augmentation du pH - Cela signifie que la concentration en ion H3O+ a diminué, la réaction de droite vers la gauche (sens indirect) Conclusion: La dissolution de l'acide dans l'eau s'accompagne de 2 réactions inverses qui se produisent en même temps mais aucune d'entre-elle ne peut atteindre son état d'avancement maximal. On dit que le système chimique a atteint un état d'équilibre. La double flèche signifie la simultanéité de la réaction dans les deux sens et la faculté du système chimique d'évoluer dans un sens ou dans l'autre. I. [...]

[...] Le pH d'une solution est l'opposée du logarithme décimal de sa concentration en ion oxonium exprimé en mol.L-1 pH = -log[H3O+] pH SANS UNITÉ OU = 10-pH H3O+ en mol.L-1 Exemples: = mol.L-1 pH = 6 = mol.L-1 pH = 4,6 Remarques: Ces relations ne sont valables que pour des solutions dilués Propriétés - pH grand alors petite - Chaque fois que la concentration des ions H3O+ est divisée par 10 le pH augmente d'une unité. - L'échelle logarithmique “écrase” les variations de concentrations Mesure du pH - mesure rapide mais peu précise avec du papier pH - mesure plus contraignante mais plus précise avec le pH-mètre I. Réaction s'effectuant dans les 2 sens = notion d'équilibre chimique 1. Une réaction chimique est-elle toujours totale ? [...]

[...] Soit la réaction d'un acide HA de concentration C sur l'eau d'équation bilan a1 b2 a2 b1 HA + H2O ⇌ A + H3O+ intermédiaire (c.v-xf) d'avancement à l'état maximal: c.v - xmax = 0 d'où xmax = c.v à l'état final: n(H3O+)f = xf [H3O+]f = 10-pH xf = [H3O+]f . v = 10-pH. v La transformation est totale L'avancement final xf est égale à l'avancement final xmax ce qui signifie que le réactif limitant a été totalement consommé, autrement dit les ions et H3O+ formés sont égales à la quantité d'acide introduite initialement. Les conséquences sont les suivantes: - la réaction de l'acide sur l'eau est donc une transformation totale et son équation bilan s'écrit avec une flèche “→” - l'acide est qualifié dans ce cas d'acide fort. [...]

[...] Constantes d'équilibre 1. Constante d'équilibre L'état d'équilibre est atteint lorsque les concentrations des constituants du système chimique reste constante au cours du temps. On définit alors un quotient de réaction à l'équilibre noté “K” associé à la réaction suivante: aA(aq) + bB(aq) ⇌ cC(aq) + dD(aq) [C]céq x [D]éqd tel que: [A]aéq x [B]éqb C'est une grandeur sans unité où les concentrations à l'équilibre sont exprimés en mol.L-1. Les espèces C et D sont des espèces dissoutes. On ne fera pas intervenir la concentration de l'eau lorsque celle-ci sera considéré comme solvant Produit ionique de l'eau (constante d'équilibre) L'eau est le siège d'un équilibre dit d'autoprotolyse de l'eau d'équation: H2O + H2O ⇌ H3O+ + HO- a1 b2 a2 b1 En effet dans l'eau pure il existe toujours des ions oxonium et hydroxyde. [...]

[...] Réactions acido-basiques I. Acides et bases Selon Brönstad acide acide = espèce chimique capable de fournir un proton acide ⇌ base + ou HA ⇌ + Exemples: CH3-COOH ⇌ CH3-COO-+H+ ACIDE ÉTHANOÏQUE ION ÉTHANOATE base base = espèce chimique capable de capter un proton base + ⇌ acide ou B + ⇌ BH+ Exemples: NH3+H+ ⇌ NH4+ AMMONIAC ION AMMONIUM ⇌ H2O Couple acide/base = espèce chimique qui redonne l'acidité HA en captant un proton est appelé la base conjuguée de l'acide HA avec lequel elle constitue le couple acide/base. [...]