Chap 5Les acides et les bases

Légende!

Écoutez, comprenez, votre attention est nécessaire, votre crayon est facultatif

Si je vole votre cahier de notes, je devrais voir textuellement ces parties

Exercices, questions ou raisonnementsNotez-en à votre discrétion

Définition d’Arrhénius◦ Acide: donneur de protons (H+)◦ Base: donneur d’hydroxyde (OH-)

Le tout en milieu aqueux seulement.

A) Retour et définitions(pp.223-224)

Pourtant, il existe plusieurs bases ne possédant pas de groupements hydroxydes…

Définition de Bronsted-Lowry (chap. 1!)- Acide: donneur de proton(s) (H+)

HA + H2O H3O+ + A-

A) Retour et définitions (suite)

H A OH H

H O H

HA

B OH H B H O H

– Base: accepteur de proton(s) (H+)B + H2O BH+ + OH-

• Halogénés (H-X): HCl, HI, HBr• Oxacides (Z-O-H): HNO2, H3PO4, H2CO3

Qu’est-ce qu’un oxanion?

Types d’acides

N O HO SO O

O

O

HHPO O

O

O

H H

H

Acide NitreuxHNO2

Acide SulfuriqueH2SO4

Aide PhosphoriqueH3PO4

N OO SO O

O

O

PO O

O

O

Z-O-

Carboxyliques (Z-COOH):

C O H

O C CH3

O

O

C

O

O H

Acide acétylsalicylique (aspirine)C9H8O4

Acide BenzoïqueC6H5COOH

C C

H

H

H

O H

O

Acide AcétiqueCH3COOH

C C

H

H

H

H

H

O H

ÉthanolCH3CH2OH

O2

Organiques (Z-N-Hn)

Amines: - ine

Types de basesH N C N H

HH

O

UréeH2NCONH2

N

CN

C

CC

N

NH3C

CH3

H

CH3

O

O

CafféineC8H10H4O2

O

HO

H

N CH3

HO

MorphineC17H19NO3

•Inorganiques

1- Moléculaires 2- Ioniques(M-OH)

NaOH

KOHCa(OH)2Mg(OH)2CsOH

Soude caustique en pastilles

H N H

H

AmmoniacNH3

Reprenant la définition de Bronstead-Lowry, dans l’équation générale d’un acide

HA + H2O H3O+ + A-

A- serait un accepteur de proton (une base)H3O+ serait un donneur de protons (un acide)

Concept de conjugué

D’où A- est la base conjuguée de l’acide HA.H3O+ est l’acide conjugué de la « base » H2O.

H3O+ + A- HA + H2O

Base conjuguée: ce qui reste d’un acide qui a cédé un proton

Acide conjugué: ce qui reste d’une base qui a accepté un proton

Conjugués

C

H

H

CH

O

O HH O

H

C

H

H

CH

O

OH O

H

H

CH3COOH(aq) H2O(l) CH3COO-(aq) H3O+

(aq)

NH H

H

H O

H

NH H

H

H

H O

NH3(aq) H2O(l) NH4+

(aq) OH-(aq)

Quels sont les couples acide-base conjugués dans les réactions suivantes?

1-

2-

Exemples

O S O

O

O

H

H

NH H

H

NH3(aq)

O S O

O

O

H NH H

H

H

NH4+

(aq)H2SO4(aq) HSO4-(aq)

H C NH O

H

H2O(l)

C NH O

H

H

H3O+(aq)HCN(aq) CN-

(aq)

Amphotère: Substance pouvant se comporter à la fois comme un acide et une base

H S

O

O

OH O

H

H2O(l)

H S

O

O

O H H O

OH-(aq)

S

O

O

OH O

H

H

H3O+(aq)

H2SO3(aq)

SO32-

(aq)

HSO3-(aq)

3-

1- CH3COO- est la base conjuguéeH3O+ est l’acide conjugué

2- NH4+ est l’acide conjugué

OH- est la base conjuguée

3- HSO3- étant amphotère,

H2SO3 et H3O+ = acides conjuguésOH- et SO3

2- = bases conjuguées

Réponses

Question: l’eau est-elle acide? Basique?

B) Acido-basicité de l’eau(pp. 224-226)

Réponse: les deux! L’eau est aussi amphotère

H2O(l) + H2O(l)

H3O+(aq)

+ OH-(aq)

Quelle serait l’équation de la constante d’équilibre de cette réaction?

Kc = [Produits][Réactifs]

OH H

OH H

H O H

HO H

Constante d’équilibre de l’auto-ionisation de l’eau:

Keau = [H3O+][OH-]

Dans l’eau pure à 25 °C, [H3O+]= [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L

D’oùKeau = (1,0 x 10-7)(1,0 x 10-7)

Keau = 1,0 x 10 -14

Keau

Dans un milieu aqueux, les concentrations d’ions H3O+ et OH- sont habituellement très faibles, avec des exposants négatifs de 10.

Pour faire plus pratique, Søren Sørensen inventa l’échelle de pH

pH = - log [H3O+]

Avec laquelle on travaille avec des nombres oscillant généralement entre 1 et 14.

C) pH: le degré d’acidité(pp. 227-231)

Solutions acides: [H3O+] >1,0x10-7 mol/L, pH < 7 Solutions neutres: [H3O+] =1,0x10-7 mol/L, pH = 7 Solutions basiques: [H3O+]<1,0x10-7 mol/L, pH > 7

On peut aussi en faire l’équation inverse:

[H3O+] = 10-pH

Si on recherche une mesure du degré de basicité:

pOH = - log [OH-]

La même équation inverse est possible:[OH-] = 10-pOH

Même chose pour OH-

En généralisant:p de quelque chose = -log (quelque chose)

La règle pour les chiffres significatifs des calculs des pH est simple:

On utilise autant de décimales que de chiffres significatifs dans le nombre

principal.

Calculs de pH simples

2 ch. s

2 déc.

3 ch. s

3 déc.

1. [H3O+] = 1,0 x 10-6 mol/L

pH = -log (1,0 x 10-6)

pH = 6,00

2. [H3O+] = 4,54 x 10-3 mol/L

pH = -log (4,54 x 10-3)

pH = 2,343

Rappelons-nous de l’équation de la constante d’équilibre de l’auto-ionisation de l’eau

Keau = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14

Si on prend le log naturel négatif de chaque côté,

- log [H3O+] - log [OH-] = - log (1,0 x 10-14)ou

La magie commence…

pH + pOH = 14,00