pH d'une solution aqueuse-autoprotolyse de l'eau - produit ionique - indicateurs colorés - Ts
Classe:
Terminale
L'eau très répandue et apparemment très banale, du point de vue de la chimie est cependant, en permanence le siège des réactions chimiques entre ses molécules d'une part et les ions et les molécules des corps dissouts d'un autre part
I. Solutions aqueuses
De nombreuses espèces chimiques peuvent se dissoudre dans l'eau constituant ainsi des solutions aqueuses
1. Définition
Une solution aqueuse est un mélange homogène constitué d'un solvant (l'eau) et un ou plusieurs soluté(s)
2. Concentrations
2.1 Concentrations molaires
2.1.1 Concentration molaire volumique d'une solution
Si le soluté est un corps que l'on dissout dans le solvant la concentration molaire du soluté est définie :
CA=nAV
nA en moles (mol)
V en litres (L)
C en moles par litres (mol⋅L−1)
2.1.2 Concentration molaire volumique d'une espèce chimique en solution
La concentration molaire d'une espèce chimique A en solution, notée [A] est définie par le rapport :
[A]=nAV
nA en moles (mol)
V en litres (L)
[A] en moles par litres (mol⋅L−1)
Exemple :
Exprimer les concentrations des ions d'une solution aqueuse de sulfate de sodium Na2SO4 de concentration C
Équation de dissolution :
Na2SO4H2O⟶2Na++SO2−4
C 2C C
[Na+]=2C ; [SO+4]=C
2.2 Concentration massique
C'est la masse d'une substance A dissoute dans un litre de solution
Cm(A)=mAV
mA en grammes (g)
V en litres (L)
Cm(A) en grammes par litres (g⋅L−1)
Remarque :
Il existe une entre la concentration molaire et la concentration massique
Cm(A)=CAMA
II. Autoprotolyse de l'eau
1. Conductibilité électrique de l'eau
L'eau pure conduit légèrement le courant électrique.
Elle contient donc des ions
2. Ionisation partielle de l'eau : autoprotolyse de l'eau
La conductibilité électrique de l'eau pure est due à sa légère ionisation appelée réaction d'autoprotolyse
H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH−
ion hydronium ion hydroxyde
Dans l'eau pure, il y a donc un équilibre entre les ions hydronium et les ions hydroxyde et des molécules d'eau
L'eau pure a donc autant d'ions H3O+ et des ions OH−
[H3O+]=[OH−]
3. Le produit ionique de l'eau
La réaction de dissociation est une réaction d'équilibre.
Cet équilibre est caractérisé par une constante Ke appelée produit ionique de l'eau
Ke=[H3O+][OH−]
Ke augmente avec la température
Ke=1.1⋅10−15 à 0∘C
Ke=10−14 à 25∘C
Ke=5.5⋅10−13 à 100∘C
Remarque :
La constante Ke du produit ionique de l'eau est valable non seulement pour l'eau pure, mais aussi toute pour solution aqueuse
II. pH d'une solution
La connaissance de la teneur en ion hydronium seul ou en ion hydroxyde seul suffit pour savoir si une solution est acide
On convient de caractériser l'acidité, la basicité ou la neutralité d'une solution par la concentration en ion hydronium par une grandeur notée pH, grandeur liée à la concentration des ions hydroniums
1. Expression du pH d'une solution
Le pH d'une solution est un nombre par lequel on exprime la concentration des ions hydroniums d'une solution
pH=−log[H3O+] où [H3O+]=10−pH
log représente le logarithme décimal
Remarque :
On peut aussi définir le pOH
pOH=−log[OH−]
2. Mesure du pH d'une solution
On mesure le pH d'une solution à l'aide d'un appareil appelé pH− mètre
Il est constitué de deux parties :
− deux électrodes constituant une pile : une électrode indicatrice de pH, le plus souvent une électrode en verre ; l'autre électrode appelée électrode de référence, dont le potentiel est constant
− un voltmètre électronique gradué en unités de pH permet de mesurer la tension, fonction affine, entre les électrodes

Remarque :
Les deux électrodes peuvent être combinées ou non
3. Caractères acido-basique d'une solution
Si on dissout un composé ionique dans l'eau, ses ions peuvent réagir avec les ions de l'eau, mais le produit ionique de l'eau reste constant
Ke=[H3O+][OH−]=10−14à 25∘C
− Si [H3O+]>10−7⇒−log[H3O+]<−log10−7⇒pH<7, la solution est plus acide que l'eau
− Si [H3O+]<10−7⇒−log[H3O+]>−log10−7⇒pH>7, la solution est plus basique que l'eau
− Si [H3O+]=10−7⇒−log[H3O+]=−log10−7⇒pH=7, basicité ou l'acidité de la solution est la même que celle de l'eau
La solution est dite neutre
Échelle de pH : Caractère d'une solution :

IV. Indicateurs colorés
1. Définition
Les indicateurs colorés sont des substances qui passent progressivement, quand le pH croit, d'une couleur à une autre dans un petit domaine de pH appelé zone de virage de cet indicateur
2. Exemples d'indicateurs colorés
IndicateurTeinte acideZone de virageTeinte basiqueHélianthineRouge2.4−4.4jauneOrangePhénolphtaléineIncolore8.2−9.8VioletteRoseBleu de BromothymolJaune6.0−7.6Bleue(BBT)Verte
3. Utilisation des indicateurs
L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer une valeur approchée du pH d'une solution.
On ajoute quelques gouttes de l'indicateur coloré dans la solution à étudier et on note la couleur obtenue
On peut aussi utiliser un papier pH
Il s'agit du papier préparé à l'aide d'un mélange d'indicateurs colorés et qui prend une couleur bien déterminée lorsqu'il est en contact avec une solution de pH étudiée
Il suffit donc de mettre ce papier en contact avec la solution et de comparer la teinte qu'il prend avec une des teintes donnant le pH



Un pH− mètre
Le pH− mètre est constitué d'une sonde relié à un voltmètre.
La sonde se compose d'une électrode de fer est d'une électrode de référence.
La tension U aux bornes de la sonde plongée dans une solution est une fonction affine du pH : U=a−b⋅pH
Avant toute mesure, il est nécessaire d'étalonner un pH− mètre avec deux solutions étalons de pH connu (généralement 4 et 7).
Cet étalonnage permet de fixer avec précision les valeurs de ′a′ et ′b′.
Un pH mètre est précis à 0.05 unité pH environ.
L'incertitude relative sur la valeur de la concentration en ion oxonium est donc de 10% environ.
Commentaires
DJANHAN (non vérifié)
dim, 02/16/2020 - 09:15
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abdou khadre (non vérifié)
mer, 03/04/2020 - 04:57
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Arnold SOMDA (non vérifié)
mer, 11/02/2022 - 17:51
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Anonyme (non vérifié)
mar, 01/09/2024 - 22:35
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Comment Calculer le pKe
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