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Réactions acide-base - cours

On dit que le pH d'une solution aqueuse est lié à sa concentration en ions oxoniums H3O⁺ exprimés en mol/L
Les relations entre le pH et cette concentration sont [H3O⁺] = 10^-pH  ou  pH =-log[H3O⁺]. Il est aussi bon de savoir que le pH se mesure avec un pH-mètre

Vous avez peut-être déjà entendu parler de l'autoprotolyse de l'eau (ou peut-être pas). Il s'agit en fait de la réaction ayant pour équation 2H2O ↔ H3O⁺ + HO^- et nous permettant de dire que toute solution aqueuse contient des ions H3O⁺ et HO^-.
On y lie aussi le produit ionique de l'eau, noté Ke et sans unité, que l'on peut calculer avec Ke = [H3O⁺]f * [HO^-]f. Nous reviendrons un peu plus tard sur son utilité.

Quant à la réaction acide/base à proprement parler, elle est due au fait qu'un acide est considéré comme donneur d'ions hydrogène H+, alors qu'une base reçoit cet ion hydrogène. C'est pour cela qu'on désigne une réaction acide/base avec l'équation AH + B ↔ A^- + BH⁺.On y retrouve les couples acide-base (AH/A^-) et (BH⁺/B).

Une des notions importantes du cours est la différence entre une transformation (quasi)totale (symbolisée → dans l'équation) et une transformation limitée (avec deux flèches de sens contraire l'une au-dessus de l'autre, symbolisée ici ↔). La première signifie qu'à la fin de la réaction il ne reste plus rien du réactif limitant, ce qui n'est pas le cas de la seconde.

Au niveau des acides, il s'agit donc de savoir si l'acide AH se dissocie complètement dans l'eau pour donner les ions H3O⁺ et A^- (auquel cas il est appelé acide fort) ou non (acide faible). Dans le cas d'un acide fort, on aura l'équation AH + H2O → A^- + H3O⁺.
Même principe pour une base B, mais ici il faudra déterminer si elle libère un ion HO^- pour chaque molécule introduite dans l'eau. Ainsi, pour une base faible, ce sera B + H2O ↔ BH⁺ + HO^-.

Il y a aussi des relations entre la concentration molaire c de la solution et [H3O⁺] (pour l'acide) / [HO^-](pour la base) :

• Acide fort : [H3O⁺] = c
  
• Acide faible : [H3O⁺] < c
  
• Base forte : [HO^-] = c
  
• Base faible : [HO^-] < c

     III. Dernières notions (promis, après j'arrête )

A partir de ces relations, on peut en déduire que pour les acides forts, pH = -log c et pour les bases fortes, pH = -log (Ke/c) ; voilà donc l'utilité de ce Ke !
Néanmoins, il faut faire attention à ne pas appliquer ces relations pour des concentrations supérieures à 10^-1 mol/L ou inférieures à 10^-6 mol/L. Sinon vous pourriez vous retrouver avec des valeurs du pH inférieures à 0 ou supérieures à 14, ce qui serait bizarre !

On parle parfois du caractère exothermique d'une réaction ; ce terme barbare signifie en fait que cette réaction dégage plus ou moins d'énergie sous forme de chaleur (énergie thermique). En clair, plus la concentration du réactif est importante, plus le mélange va devenir chaud, voire explosif s'il y a vraiment trop d'énergie (pensez par exemple à l'acide sulfurique, capable de brûler la peau à un degré très élevé).

Une autre chose que l'on peut déduire du cours précédent mais qui s'oublie trop souvent : lors d'une dissolution d'un acide fort ou d'une base forte dans de l'eau, étant donné qu'il ne reste plus rien du réactif et que l'eau est considérée en excès, on peut alors dire que le réactif limitant est cet(te) acide/base.

J'espère avoir été suffisamment clair et pas trop long, mais ce programme est tellement chargé qu'il est difficile de tout résumer en un seul cours. C'est pour cela que j'ai sauté quelques notions telles que la constante d'acidité, les solutions tampon, etc. Je suis à peu près sûr que vous trouverez facilement ce qui vous manque

Maintenant, je vous propose de vous exercer sur ce court QCM, histoire de vérifier ce que vous avez compris. Concentrez-vous, et allez-y !

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Quiz "Réactions acide-base - cours" créé le 30-10-2017 par anonyme avec le générateur de tests - créez votre propre test !
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1. Quel est le pH de l'eau distillée à 25°C, en sachant que [H3O⁺] = 1.10^-7 mol/L ? 0,7710Je ne sais pas

2. Quelle est la concentration en ions oxonium d'une solution dont le pH est de 1 ? 10,110Je ne sais pas

3. Dans l'équation HCOOH + H2O ↔ HCOO^- + H3O⁺, quelle est la base conjuguée de HCOOH ? HCOO-H2OOn ne la connaît pasJe ne sais pas

4. Dans l'équation précédente, quel est le bon couple acide/base ? (H3O+/H2O)(H2O/H3O+)(HCOO-/H3O+)Je ne sais pas

5. Lorsqu'on dissout du chlorure d'hydrogène HCl(g) (acide fort) dans de l'eau distillée H2O(l), quel est le réactif limitant ? Le chlorure d'hydrogèneAucun des deuxL'eau distilléeJe ne sais pas

6. Dans la réaction précédente, quelles sont les espèces présentes à l'état final ? H2O, Cl- et HClH3O+ et HClH2O, Cl- et H3O+Je ne sais pas

7. De manière générale, que peut-on dire sur la réaction acide/base à l'état final ? Le réactif limitant est entièrement consomméLa transformation est totaleLes concentrations des espèces ne varient plusJe ne sais pas

8. A volume constant, peut-on dire que le mélange de 2 mol de HO- avec 1 mol de H3O+ est plus exothermique que le mélange de 1 mol de HO- et 1 mol de H3O+ ? OuiPeut-êtreNonJe ne sais pas

9. Quel est le pH d'une solution de potasse KOH (base forte) de concentration 2,5.10^-3mol/L ? 3,711,410Je ne sais pas

10. Dans la réaction quasi totale H3O+(aq) + HO-(aq) → 2H2O(l), qui est l'acide fort ? HO-H2OH3O+Je ne sais pas

Vous vous êtes bien relus ? Alors cliquez sur le bouton jaune juste en dessous !