Acides et bases faibles - Dosage des acides faibles et des base faibles - Ts

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Terminale
 

A. Acides faibles et base faibles

I. Théorie de Bronsted

1. Acide

Un acide est une entité chimique capable de céder au moins un proton $H^{+}$

Exemples :

$CH_{3}-COOH\rightarrow CH_{3}-COO^{-}+H^{+}$
 
$NH_{4}^{+}\rightarrow NH_{3}+H^{+}$
 
$H_{2}O\rightarrow OH^{-}+H^{+}$

2. Base

Une base est une entité chimique susceptible de capter au moins un proton $H^{+}$

Exemples :

$CH_{3}-COO^{-}+H^{+}\rightarrow CH_{3}-COOH$
 
$NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+}$
 
$H_{2}O+H^{+}\rightarrow H_{3}O^{+}$

3. Couple acide-base

Les exemples ci-dessus montre qu'à tout acide est associé une base et vice-versa 
 
L'acide et la base associée sont dits conjugués.
 
On dit qu'ils constituent un couple acide-base.
 
Le caractère acide d'une espèce peut être schématisé par l'écriture : $A\ \rightarrow\ B\ +\ H^{+}$
 
Le caractère basique d'une espèce peut être schématisé par l'écriture : $B\ +\ H^{+}\ \rightarrow\ A$
 
Le couple acide-base est noté par convention dans l'ordre $A|B.$
 
On peut traduire le transfert de proton entre les deux formes acide-base par l'équilibre formel : $A\ \leftrightarrows\ B+H^{+}$

Remarque :

L'eau est à la fois acide et base.
 
On dit que l'eau est une espèce amphotère (ou que l'eau est un amphotère ou ampholyte)

Exemples de couples acide-base

$CH_{3}CCOOH|CH_{3}CCOO^{-}$
 
$NH_{4}^{+}|NH_{3}$
 
$H_{2}O|OH^{-}$
 
$H_{3}O^{+}|H_{2}O$

II. Acides faibles

1. Étude d'un exemple : solution d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$

On prépare une solution d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ de concentration de $C=10^{-1}mol\cdot L^{-1}$
 
La mesure du $pH$ à l'aide de $pH-$ mètre donne une valeur égale $pH=2.9$
 
Étudions la solution aqueuse de l'acide éthanoïque
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution : $H_{3}O^{+}$, $CH_{3}COO^{-}$, $OH^{-}$ et éventuellement des molécules de $CH_{3}COOH$ non ionisées 
 
$pH=2.9\Rightarrow\left[H_{3}O^{+}\right]=1.26\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1}$
 
Le produit ionique s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} Ke&=&\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=\dfrac{Ke}{\left[H_{3}O^{+}\right]}\\&=&\dfrac{10^{-14}}{1.26\cdot 10^{-3}}\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=7.94\cdot 10^{-12}mol\cdot L^{-1} \end{array}$ 
  
L'électroneutralité de la solution s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[H_{3}O^{+}\right]&=&\left[OH^{-}\right]+\left[CH_{3}COO^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COO^{-}\right]=\left[H_{3}O^{+}\right]-\left[OH^{-}\right]\\&=&1.26\cdot 10^{-3}-7.94\cdot 10^{-12}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COO^{-}\right]=1.26\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$ 
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[CH_{3}COOH\right]_{i}&=&\left[CH_{3}COOH\right]_{d}+\left[CH_{3}COOH\right]_{r}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COOH\right]_{r}=\left[CH_{3}COOH\right]_{i}-\left[CH_{3}COOH\right]_{d}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COOH\right]_{r}=C-\left[CH_{3}COO^{-}\right]\\&=&10^{-1}-1.26\cdot10^{-3}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COOH\right]_{r}=9.87\cdot10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$ 
 
Des molécules d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ existent en solution
 
La réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau n'est pas donc totale et l'on écrit :
$$CH_{3}COOH\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ H_{3}O^{+}\ +\ CH_{3}COO^{-}$$
 
La réaction entre l'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ et l'eau n'étant pas totale, on dit que $CH_{3}COOH$ est un acide faible

2. Solutions d'acides faibles

2.1 Définition

Un acide faible est une espèce chimique qui s'ionise partiellement dans l'eau pour donner des ions hydronium $H_{3}O^{+}$
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
$$AH\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ H_{3}O^{+}\ +\ A^{-}\quad\text{ou}$$
$$A\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ B\ +\ H_{3}O^{+}\quad\text{ou}$$
$$BH^{+}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ B\ +\ H_{3}O^{+}$$

2.2 Exemples d'acides faibles

$CH_{3}COOH\qquad\ NH_{4}^{+}$
 
$H_{2}O\qquad\ H_{3}O^{+}$
 
Tous les acides carboxyliques sont des acides faibles

III. Bases faibles

1. Étude d'un exemple : solution d'ammoniac

On dispose d'une solution aqueuse d'ammoniac de $C=10^{-1}mol\cdot L^{-1}$ ; son $pH$ est égal à $11.1$
 
Étudions la solution aqueuse d'ammoniac
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution sont : $NH_{4}^{+}$, $OH$, $H_{3}O^{+}$ et éventuellement $NH_{3}$ non dissociée 
$\begin{array}{lcl} pH&=&11.1\\&\Rightarrow&\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-11.1}\\&\Rightarrow&\left[H_{3}O^{+}\right]=7.94\cdot10^{-12}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
Le produit ionique de l'eau s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} Ke&=&\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=\dfrac{Ke}{\left[H_{3}O^{+}\right]}\\&=&\dfrac{10^{-14}}{7.94\cdot10^{-12}}\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=1.26\cdot10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
L'électroneutralité de la solution  s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[H_{3}O^{+}\right]+\left[NH_{4}^{+}\right]&=&\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[NH_{4}^{+}\right]=\left[OH^{-}\right]-\left[H_{3}O^{+}\right]=1.26\cdot10^{-3}-7.94\cdot10^{-12}\\&\Rightarrow&\left[NH_{4}^{+}\right]=1.26\cdot10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[NH_{3}\right]_{i}+&=&\left[NH_{3}\right]_{d}+\left[NH_{3}\right]_{r}\\&\Rightarrow&\left[NH_{3}\right]_{r}=\left[NH_{3}\right]_{i}-\left[NH_{3}\right]_{d}\\&=&C-\left[NH_{4}^{+}\right]\\&=&10^{-1}-1.26\cdot10^{-3}\\&\Rightarrow&\left[NH_{3}\right]_{r}=9.87\cdot10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
Des molécules d'ammoniac $NH_{3}$ existent en solution 
 
La réaction entre l'ammoniac $NH_{3}$ et l'eau n'est pas donc totale et l'on écrit :
$$NH_{3}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}$$
 
La réaction entre l'ammoniac $NH_{3}$ et l'eau n'étant pas totale, on dit que $NH_{3}$ est une base faible

2. Solutions aqueuses de bases faibles

2.1 Définition

Une base faible est une espèce chimique qui s'ionise partiellement dans l'eau  pour donner des ions hydroxyde $OH^{-}$
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
$A^{-}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ OH^{-}\ +\ AH\quad\text{ou}\quad B\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ A\ +\ OH^{-}$

2.2 Exemples de bases faibles

$CH_{3}CCOONa\qquad NH_{3}$
 
$H_{2}O\qquad CH_{3}NH_{3}$
 
Toutes les amines sont des bases faibles

Remarque :

Un acide faible ou une base faible peut être caractérisé (e) par un coefficient de dissociation (ou d'ionisation) appelé coefficient de dissociation ou (d'ionisation) noté $\alpha$
 
$\alpha=\dfrac{C}{C_{0}}$
 
$C$ : concentration de l'acide ou de la base ionisé(e)
 
$C_{0}$ : concentration initiale de l'acide ou de la base 
 
Le coefficient de dissociation $\alpha$ de l'acide faible ou de la base faible s'exprime aussi en fonction du $pH$
 
Pour un acide $\alpha=\dfrac{\left[H_{3}O^{+}\right]}{C}=\dfrac{10^{-pH}}{C}$
 
Pour une base $\alpha=\dfrac{\left[OH^{-}\right]}{C}=\dfrac{10^{(pH-14)}}{C}$

IV. Constante d'acidité

1. Constante de réaction

Lorsqu'une réaction peut être s'effectuer dans les deux sens, il correspond une grandeur appelée constante de réaction notée $K$
 
Soit l'équilibre : 
$$A\ +\ B\ \leftrightarrows\ C\ +\ D$$
$$K=\dfrac{[C][D]}{[A][B]}$$
 
La constante de cette réaction  est :
    
Cette constante de réaction ne dépend que de la température

2. Constante de réaction réduite ou constante d'acidité $K_{A}$

Lorsque l'un des réactifs ou l'un des produits est très excès par rapport aux autres (c'est le cas de l'eau pour les solutions diluées), on définit une constante d'équilibre réduite $Kr$ appelée constante d'acidité $K_{A}$
 
$-\ $ Exemples :
 
$CH_{3}COOH+H_{2}O\ \leftrightarrows\ CH_{3}COO^{-}+H_{3}O^{+}$
 
$\Rightarrow\;K_{A}=\dfrac{\left[H_{3}O^{+}\right]\left[CH_{3}COOH\right]}{\left[CH_{3}COOH\right]}$
 
$NH_{4}^{+}+H_{2}O\ \leftrightarrows\ NH_{3}+H_{3}O^{+}$
 
$\Rightarrow\;K_{A}=\dfrac{\left[H_{3}O^{+}\right]\left[NH_{3}\right]}{\left[NH_{4}^{+}\right]}$
 
$-\ $ Généralisation 
 
Pour un couple acide-base quelconque
 
 

3. Utilisation de l'indicateur coloré

L'utilisation de l'indicateur coloré permet dans certains cas d'effectuer le dosage acido-basique : il doit être judicieusement choisi de manière à changer la couleur lorsqu'on atteint l'équivalence

Choix de l'indicateur coloré :

Lors d'un dosage colorimétrique, il faut choisir l'indicateur coloré dont la zone de virage contient le $pH$ du point d'équivalence

V. Les solutions tampons

1. Définition

Une solution tampon est une solution dont le $pH$ très peu sensible à la dilution et varie peu lors de l'addition des quantités modérées d'un acide fort ou d'une base forte 

2. Réalisation des solutions tampons

Une solution tampon s'obtient en mélangeant un acide faible et sa base conjuguée de façon à obtenir des concentrations voisines
 
On peut également faire réagir l'une des espèces pour fabriquer son conjugué de sorte que les concentrations de la forme acide et de la forme soient égales comme lors de la demi-équivalence du dosage
 
L'efficacité du tampon réalisé est maximale lorsque les concentrations des deux espèces du couple sont égales, c'est-à-dire lorsqu'on a :
 
$-\ $ soit $[AH]=[A^{-}]$ pour le couple $AH|A^{-}$
 
$-\ $ soit $[BH^{+}]=[B]$ pour le couple $BH^{+}|B$
 
Dans ces conditions $pH=pK_{A}$

Remarque :

Lorsqu'on ajoute un acide, les ions  $H_{3}O^{+}$ qu'il fournit disparaissent en réagissant avec la base présente :
$$H_{3}O^{+}\ +\ A\ \longrightarrow\ H\ +\ H_{2}O$$
 
Lorsqu'on ajoute une base, c'est l'acide conjugué qui intervient pour consommer les ions $OH^{-}$ apportés par la base :
$$AH\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ A^{-}\ +\ H_{2}O$$

3. Importance des solutions tampons

Les solutions tampons peuvent servir à :
 
$-\ $ l'étalonnage d'un $pH-$ mètre,
 
$-\ $ l'analyse chimique à $pH$ contrôlé : réactions chimiques spécifiques à un $pH$ bien précis (sang par exemple, piscine, aquarium...)
 
$-\ $ la formulation tamponnée de médicaments (aspirine...) et produits cosmétiques pour réduire les effets secondaires.
 
$-\ $ Les solutions tampons  ont surtout une très grande importance dans le domaine du monde vivant : la plupart des milieux biologiques sont des milieux de $pH$ pratiquement constant

Exemple : 

Le $pH$ du sang veineux humain se maintient à la valeur $pH=7.40$ grâce à la participation de plusieurs systèmes tampons parmi lesquels on peut citer le couple $H_{2}PO_{4}^{2-}|HPO_{4}^{2-}$ de $pK_{a}=7.2$

4. Compléments 

4.1 $pH$ et biologie

Les fonctions organiques de l'être humain obéissent à des constantes biologiques soit acides, soit basiques. 
 
Ainsi le cerveau et le liquide céphalo-rachidien sont alcalins, leur $pH$ varie entre $7.9$ et $8.1.$
 
La bouche et la salive sont naturellement alcalines : $pH$ de $7.1$ à $7.4.$
 
La salive contient des bicarbonates qui sont chargés de neutraliser les toxines alimentaires acides et l'acide lactique issus du sucre et autres glucides). 
 
Le sang est également alcalin, son $pH$ normal, à la température du corps, varie entre $7.38$ et $7.43.$
 
Le $pH$ de l'humeur aqueuse et celui de la lymphe sont voisins de $7.9.$
 
Le $pH$ de l'oreille interne se tient aux alentours de $7.4.$
 
Les diverses sécrétions (mucus, glaire, bile, larmes, sécrétions utérines, sperme) sont généralement tamponnées pour maintenir la réaction du milieu dans une zone favorable à l'activité des enzymes (diastases).
 
Les selles normales sont très légèrement alcalines $(pH$ entre $7.0$ et $7.5)$ : un $pH$ de $6$ est donc signe de fermentations anormales.
 
En revanche, les sécrétions de l'estomac sont très acides : le suc gastrique contient de l'acide chlorhydrique libre et son $pH$ est voisin de $1$ (chez l'adulte). 
 
Les sécrétions vaginales sont acides par la présence d'acide lactique : leur $pH$ est de $4.5.$
 
Le $pH$ normal de l'urine est acide et varie entre $5.8$ et $6.2.$ 
 
Les acides biliaires ont un $pH$ qui varie entre $3.8$ et $4.3.$
 
Tous ces $pH$ biologiques correspondent à l'état normal. 
 
Des variations entraînent des troubles pathologiques (stress, maladies...)
 
Les phénomènes vitaux ne peuvent se produire que dans une zone très limitée de $pH$, en dehors de laquelle toute vie, depuis celle du plus simple des microorganismes jusqu'à celle de l'homme, peut être paralysée. 
 
Une telle sensibilité aux variations du $pH$ nécessite une possibilité de régulation très efficace : les milieux biologiques sont tamponnés, et souvent alcalins.
 
Ainsi, l'eau des mers dont on pense aujourd'hui qu'elle fut la soupe prébiotique, d'où les premières formes vivantes émergèrent et des océans constitue un énorme milieu tamponné : la vie n'y est possible que si le $pH$ varie en moyenne entre $7.5$ et $8.0.$
 
Une acidification du $pH$ marin (fonte des glaces, pluies acides, chaleur excessive) entraîne les migrations saisonnières de certains poissons qui ne peuvent se développer en milieu trop acide. 
 
Chez les animaux supérieurs et chez l'homme, c'est le $pH$ du milieu intérieur qui reste constant : le $pH$ du contenu cellulaire varie peu, tout comme celui du milieu extracellulaire.

4.2 La demi-équivalence

4.2.1 Définition

A la demi-équivalence $[\text{Acide faible}]_{1/2E}=[\text{base faible}]_{1/2E}$ : 
 
D'où  $pH_{1/2E}=pKA.$
 
Un mélange qui contient en égales quantités les deux partenaires d'un couple acide-base est appelé solution tampon.

4.2.2 Solution tampon

Les propriétés d'une solution tampon constituent l'effet tampon :
 
$-\ $ ne varie pratiquement pas par addition d'un acide en quantité modérée, le $pH$ de la solution 
 
$-\ $ ne varie pratiquement pas par addition d'une base en quantité modérée,
 
$-\ $ ne varie pratiquement pas par addition d'eau même en quantité importante.
 
L'effet tampon est d'autant plus marqué que :
 
$-\ $ les concentrations $[A]$ et $[B]$ sont plus voisines,
 
$-\ $ les concentrations $[A]$ et $[B]$ sont plus grandes

Matiere: 
Physique Chimie
chimie
Série: 

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