COURS Chimie en solution université .pdf

Université Mohammed V – Agdal - Faculté des Sciences, Rabat
Filière SMPC, S2, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, 2011-2012
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
A.ZRINEH & A. EL YAHYAOUI
1
UNIVERSITE MOHAMMED V – AGDAL
FACULTE DES SCIENCES
RABAT
FILIÈRE SMPC, S2,
CHIMIE GÉNÉRALE II,
RÉACTION CHIMIQUE
A. ZRINEH & A. EL YAHYAOUI

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
2
CHAPITRE I : REACTIONS ACIDE-BASE EN
SOLUTIONS AQUEUSES
I – COUPLES ACIDE-BASE
1- Evolution des notions d’acide et de base
a) Théorie d’Arrhénius
Définition : un acide (base) est un corps qui se dissocie dans l’eau en donnant
des ions H+
(OH-
).
H2O
acide HA : HA H+
+ A-
H2O
base BOH : BOH B+
+ OH-
b) Théorie de Lewis
Définition : Un acide (base) est un composé chimique qui présente une lacune et
accepteur d’électrons (doublet électronique disponible : donneur d’électrons).
H +
+ : OH-
H – O – H
acide base
de Lewis de Lewis

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
3
c) Théorie de Bronsted
Remarque : cette théorie est très importante pour le calcul des pH et elle est
valable pour tous les solvants.
2 – Acides et bases selon Bronsted
Définition : Un acide (base) est un composé capable de céder (capter) un proton
H+
.
Ex : CH3COOH CH3COO-
+ H+
acide base conjuguée
NH3 + H+
NH4
+
base acide conjugué
(CH3COOH/ CH3COO-
) et (NH4
+
/ NH3) sont deux couples acide-base.
a) Réaction acide - base
Les protons (H+
) n’existent pas à l’état libre. Pour qu’un acide puisse céder
des protons, il faut en sa présence une base susceptible de les fixer.
AI BI + proton demi-réaction
BII + proton AII
________________________
AI + BII BI + AII Réaction globale

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
4
b) Caractère ampholyte de l’eau
- Comportement basique de H2O
Ex : CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+
.
AI BII BI AII
Les couples acide-base sont :
CH3COOH/CH3COO-
et H3O+
/H2O
- Comportement acide de H2O
Ex : NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
BI AII BI BII
Les couples acide-base sont : NH4
+
/NH3 et H2O/OH-
L’eau peut jouer le rôle d’un acide ou d’une base, elle présente donc un
caractère ampholyte (deux rôles).
Puisque l’eau est ampholyte, on peut envisager la réaction entre deux molécules
H2O.
H2O + H2O OH-
+ H3O+
AI BII BI AII
L’application de la loi d’action de masse à cet équilibre donne :

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
5
[ H3O+
] [OH-
]
Keq =
[H2O] 2
Keq,298 = 3,24.10-18
(conductimétrie)
Ces deux relations permettent de définir de définir et calculer le produit ionique
Ke de l’eau par :
Ke= Keq [H2O]2
= [H3O+
] [OH-
] = 10-14
à 298 K
[H2O] = 1000/18 = 55,5 mol L-1
1litre de H2O pèse 1000g → (1000/18) mol
MH2O = 18 g/mol
à 25°C ou 298 °K
Ke : produit ionique de l’eau
c) Concentration en ions H3O+
, notion de pH.
Dans l’étude quantitative des ions acide H3O+
et basique OH-
, l’eau est choisie
comme référence. On parle d’électroneutralité ([H3O+
] = [OH-
]).
- életroneutralité → [H3O+
] = [OH-
]
Ke = [H3O+
] [OH-
] → [H3O+
] = [OH-
]
= 1O-14
= 10-7
mol/L
Le milieu est dit neutre.
Ke = [
[
[
[H3O+
]
]
]
] [
[
[
[OH-
]
]
]
] = 10-14

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
6
On définit le pH par : pH = -log10 [H3O+
]
- [H3O+
] = 10-7
mol/L → pH = 7 → milieu neutre
- [H3O+
] >10-7
mol/L → pH < 7 → milieu acide
- [H3O+
] < 10-7
mol/L → pH > 7 → milieu basique
On définit aussi le pOH par : pOH = -log10[OH-
], sachant que [H3O+
][OH-
]=10-14
On peut écrire : - log10 [H3O+
] - log10 [OH-
] = -log10 10-14
d) Force des acides et des bases en solution aqueuse.
1- Hydrolyse
Acide + H2O Base + H3O+
Réactions d’hydrolyse
Base + H2O Acide + OH-
Toutes les réactions acide-base dans l’eau se font en fonction de leurs forces par
rapport aux couples H3O+
/H2O et H2O/OH-
qui constituent les limites de mesure
de pH (0-14) (voir plus loin).
pH + pOH = 14

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
7
2- Force d’un acide
Soit la réaction : Acide + H2O Base + H3O+
[Base] [H3O+
] [Base] [H3O+
]
Keq = → Ka = Keq [H2O] =
[Acide] [H2O] [Acide]
Ka : constante d’acidité
L’acide est d’autant plus fort que sa constante d’acidité Ka est plus forte (son
pKa plus faible) et inversement.
Exemples :
pKa(HF/F-
) = 3,2 < pKa (HCN/CN-
) = 9,4
l’acide HF est plus fort que l’acide HCN
Tous les acides qui ont des pKa finis sont plus faibles que l’acide H3O+
.
Certains acides sont plus forts que H3O+
(HCl, HNO3, HClO4…), ils sont
totalement dissociés dans l’eau.
Ex : HClO4 + H2O → ClO4
-
+ H3O+
Réaction totale
3) Force d’une base
Soit la réaction :
Base + H2O Acide + OH-
pKa = - log10Ka

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
8
[Acide] [OH-
] [Acide] Ke Ke
Kb = = =
[Base] [Base] [H3O+
] Ka
Ke = Ka. Kb pKe = 14 = pKa + pKb
Pour tout couple acide – base A/B on a :
Une base est d’autant plus forte que son pKb est plus faible (Kb forte) et que le
pKa de son acide conjugué est plus fort (Ka faible).
Dans le cas des bases plus fortes que OH-
(NaOH, KOH,….), la réaction dans
l’eau est totale.
Ex : NaOH +H2O → Na+
, H2O + OH-
réaction totale.
4) Echelle des pKa
On peut classer les couples acide-base selon les valeurs de leurs pKa par rapport
à celles des couples H3O+
/H2O et H2O/OH-
de l’eau et établir l’échelle suivante :
pKa + pKb = 14

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
9
PKa pKb NaOH, KOH
H2O 14 0 OH-
Acides Bases conjuguées
HCO3
-
10,2 3,8 CO3
2-
acidité HCN 9,4 4,6 CN-
basicité
croissante NH4
+
9,2 4,8 NH3 croissante
H2S 7,2 6,8 HS-
CH3COOH 4,8 9,2 CH3COO-
H3PO4 2 12 H2PO4
-
H3O+
0 14 H2O
HCl, HNO3, HClO4 →
- Application à la prévision des réactions :
Considérons deux couples acide-base
A1/B1 et A2/B2
[B1] [H3O+
]
A1 + H2O B1 + H3O+
Ka1 = ____________________
[A1]

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
10
[B2] [H3O+
]
A2 + H2O B2 + H3O+
Ka2 = ____________________
[A2]
Soit la réaction globale :
1 [B1] [A2] Ka1
A1 + B2 B1 + A2 K = _____________
= _____
2
[A1] [B2] Ka2
pK = pKa1 - pKa2 ⇒ K = 10
(pKa2 – pKa1)
* si : pKa1 < pKa2 ⇔ A1 plus fort que A2 et B2 plus forte que B1, la réaction
globale se fait dans le sens (1)
pK < 0 → K > 1
*si : pKa1 > pKa2 ⇔ A1 plus faible que A2 et B2 plus faible que B1 La réaction
globale se fait dans le sens (2)
pK > 0 → K < 1
e) Effet nivelant ou différenciant d’un solvant
Dans l’eau, les acides plus forts que H3O+
et les bases plus fortes que OH-
sont totalement dissociés et ne peuvent pas être classés. Dans ce cas l’eau est
dite solvant nivelant.
Pou pouvoir classer ces composés il faut choisir :
- pour les acides forts, un solvant plus acide (moins basique) que l’eau
permet de freiner la réaction et la rendre équilibrée.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
11
Ex : CH3COOH est plus acide (moins basique) que l’eau.
Si on le choisit comme solvant, on pourra envisager comme pour l’eau, la
réaction d’auto-ionisation suivante :
CH3COOH + CH3COOH CH3COO
-
+ CH3COOH2
+
AI BII BI AII
et les couples acide-base analogues à ceux de l’eau seront :
analogue
CH3COOH2
+
/CH3COOH H3O+
/H2O
analogue
CH3COOH/CH3COO-
H2O/OH-
La dissociation d’un acide HA (fort dans l’eau) se fait dans l’acide acétique
par exemple selon l’équilibre :
HA + CH3COOH A-
+ CH3COOH2
+
AI BII BI AII
[A-
] [CH3COOH2
+
]
Avec KA
’
= ______________________________
(valeur finie)
[HA]
La détermination des KA
’
des différents acides (forts dans l’eau) permet de
les classer dans l’acide acétique.
Ex : HClO4 > H2SO4 > HCl > HNO3
Dans ce cas l’acide acétique est dit solvant différenciant.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
12
- Pour les bases fortes un solvant plus basique (moins acide) que l’eau
permet d’établir des équilibres.
Ex : NH3 (plus basique que H2O)
NH3 + NH3 NH2 + NH4
+
AI BII BI AII
est considéré comme solvant différenciant pour les bases (fortes dans l’eau).

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
13
II- RELATIONS QUANTITATIVES , pH DES SOLUTIONS
D’ACIDES, DE BASES ET DE SELS :
1- pH d’une solution aqueuse d’un acide (base) fort (e) :
a- Cas d’un acide fort
HA + H2O → A-
+ H3O+
2H2O OH-
+ H3O+
E.I C 0 0 E.I : état initial
E.F 0 C C E.F : état final
Pour déterminer le pH ([H3O+
]), il faut systématiquement reproduire des
données telles que :
- Inventaire des espèces présentes (E.P.) : A-
, H3O+
, OH-
.
- Produit ionique de l’eau (P.I.) : (1) Ke = [ H3O+
] [OH-
]
- Conservation de masse (C.M.) : (2) [A-
] = C
- Electroneutralité (E.N.) : (3) [H3O+
] = [A-
] + [OH-
]
(1) et (2) dans (3) → [H3O+
] = C + Ke/[H3O+
] (I)
- Résolution :
C + ke
C 4
2
+
1- [H3O+
] =
2
[H3O+
]2
- C[H3O+
] - Ke = 0

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
14
2- Approximations
[OH-
] << [H3O+
] ([H3O+
] > 3.10-7
M, pH < 6,5) Si C > 3.10-7
M
(I) devient [H3O+
] ≈ [A-
] = C
pH = - log C
Application :
1 pH = 6,80 juste
HCl (C = 10-7
M)
2
pH = 7,00 faux
b- Cas d’une base forte
B + H2O → BH+
+ OH-
2H2O H3O+
+ OH-
EI C 0 0
EF 0 C C
(1) Ke = [H3O+
] [OH-
]
(2) [BH+
] = C [OH-
] = C + Ke/[OH-
]
(3) [OH-
] = [BH+
] + [H3O+
]
[OH-
]2
- C [OH-
] - Ke = O

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
15
α - Résolution
C + ke
C 4
2
+ 2Ke
1- [OH-
] = → [H3O+
] =
2 C + ke
C 4
2
+
β- Approximations
[H3O+
] << [OH-
] ([OH-
] > 3.10-7
c’est à dire pH > 7,5) si C > 3.10-7
M
(II) → [OH-
] ≈ C → pOH = -log C pH = 14 + log C
2- pH d’une solution aqueuse d’un acide (base) faible.
a- Acide faible
HA + H2O A-
+ H3O+
2H2O OH-
+ H3O+
E.I. C 0 0
E.F. C(1- α ) Cα Cα
E.P : HA, A-
, H3O+
, OH-
.
[A-
] [H3O+
] [HA]
Ka = ________________
→ [A-
] = Ka _________
(1)
[HA] [H3O+
]
C.M. : [A-
] + [HA] = C → [HA] = C - [A-
] (2)
Ke
P.I : Ke = [H3O+
] [OH-
] → [OH-
] = ___________
(3)
[H3O+
]
E.N. : [H3O+
] = [A-
] + [OH-
] (4)

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
16
KaC
(2) dans (1) → [A-
] = ________________
(1’)
Ka + [H3O+
]
(1’) et (3) dans (4) → (III)
[H3O+
]3
+Ka [H3O+
]2
-(KaC+Ke)[H3O+
] - KaKe = 0
α- Résolution : généralement difficile
β- Approximations :
KaC
[OH-
] << [H3O+
] → [H3O+
] = _______________
Ka + [H3O+
]
On obtient alors : [H3O+
]2
+Ka[H3O+
] - KaC = 0
[ ] 2
4KaC
Ka
Ka
- 2
3
+
+
=
+
O
H
- [OH-
] << [H3O+
] et [A-] << [HA] ( α ≤ 0,05)
(4) devient (2) devient
[H3O+
] ≈ [A-
] [HA] ≈ C
KaC
(1) devient → [H3O+
] = _______________
→ [H3O+
]2
= kaC
[H3O+
]
KaC Ke
[
[
[
[H3O+
]
]
]
] = _______________
+ _________
Ka + [
[
[
[H3O+
]
]
]
] [
[
[
[H3O+
]
]
]
]

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
17
Dans le cas où [OH-
] << [H3O+
], on peut également résoudre le problème en
fonction de α ou I.
[ ] 2
4KaC
Ka
Ka
- 2
3
+
+
=
+
O
H = Cα (a)
Ka
(α) = f (I), I = _____
(4)
C
* I ≤ 0,1 ou α ≤ 0,27
I2
<< 4I ⇒ I2
+ 4I ≈ 4I ⇒ α ≈ I - I/2 (b)
[H3O+
] = C α = KaC -
2
Ka
→ pH = -log ( KaC -
2
Ka
)
* I ≤ 0,0025 ou α ≤ 0,05
I << I → (b) devient α = I (c)
[H3O+
] = C α = KaC ⇒
-I + 4I
I2
+
α = ____________________
2
pH = ½ pKa – ½ log C
pH = ½ pKa – ½ log c

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
18
0,0025 0,1 I = Ka/C
0,05 0,27
α = I (c)
pH = 1/2 (pKa-log C)
α = I – I/2 (b) pH = - log ( KaC -
2
Ka
)
I > 0,1 ou α > 0,27 (a) pH = - log (
2
4
2
KaC
Ka
Ka +
+
−
)
b- base faible
B + H2O BH+
+ OH-
2H2O H3O+
+ OH-
C 0 0
C( 1- α ) Cα Cα
[OH-
] [BH+
]
Kb = __________________
(1) Ke = [ H3O] [OH-
] (2)
[B]
[B] + [BH+
] = C (3) [OH-
] = [BH+
] + [H3O+
] (4)
C Kb Ke
(1), (2) et (3) dans (4) → [OH-
] = ______________
+ ______
(IV)
[OH-
] + Kb [OH-
]
Ke
On remplace [OH-
] par ________
et Kb par Ke/Ka
[H3O+
]
Ke C [H3O+
]
_______
= _______________
+ [H3O+
] ( IV’)
[H3O+
] Ka + [H3O+
]
α − Résolution : → Généralement compliquée
β − Approximations

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
19
1- [H3O+
] << [OH-
] IV’ devient :
Ke C [H3O+
]
_______
= _______________
C[H3O+
]2
- Ke [H3O+
] - Ke Ka = 0
[H3O+
] Ka + [H3O+
]
[OH-
] =
2
4
2
C
K
K
K b
b
b +
+
−
, [H3O+
] =
C
KakeC
Ke
Ke
2
4
2
+
+
2- [H3O+
] << [OH-
] et [BH+
] << [B] ( α ≤ 0,05)
(4) devient (3) devient
[OH-
] ≈ [BH+
] [B] ≈ C
[OH-
]2
(1) devient Kb = ________
→ pOH = 1/2 pKb - 1/2 log C
C
pH = 14 – pOH = 14 – 1/2 (14 – pKa) + 1/2 log C = 7 + 1/2 pKa + 1/2 log C
Pour travailler en fonction de I et α , on applique les formules établies dans le
cas de l’acide faible en remplaçant Ka pour Kb, [H3O+
] par [OH-
] et pH par
pOH.
[H3O+
] << [OH-
] → [OH-
] =
2
4
2
C
K
K
K b
b
b +
+
−
= Cα
et pH = 14 + log (
2
4
2
C
K
K
K b
b
b +
+
−
)
α = f(I) et I = Kb/C
-I + 4I
I2
+
α = ____________________
2

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
20
* I ≤ 0,1 ou α ≤ 0,27
[OH-
] = ( C
Kb -
2
b
K
) pOH = - log ( C
Kb -
2
b
K
)
pH = 14 + log ( C
Kb -
2
b
K
)
* I ≤ 0,0025 ou α ≤ 0,05
[OH-
] = C
Kb → pOH = 1/2 p Kb – ½ log C
pH = 7 + 1/2 pKa + 1/2 log C
0,0025 0,1 I = Kb/C
0,05 0,27 α
pH=7+1/2pKa+1/2logC
pH = 14 + log ( C
Kb -
2
b
K
)
I > 0,1 ( α > 0,27) → pH = 14 + log (
2
4
2
C
K
K
K b
b
b +
+
−
)
3- pH d’une solution aqueuse d’un sel.
a) Sel d’acide fort et de base forte (sel neutre)
NaCl H2O Naaq + Claq
Na+
et Cl-
ne présentent aucun caractère acide-base, la solution est neutre pH = 7
b) Sel d’acide fort et de base faible (sel acide)
H2O
NH4Cl NH4
+
+ Cl-
: dissociation
NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
: hydrolyse

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
21
Le pH est celui de l’acide faible NH4
+
.
pH = ½ pKa – ½ log C
c) Sel d’acide faible et de base forte (sel basique)
H2O
CH3COONa CH3 COO-
+ Na+
CH3 COO-
+ H2O CH3 COOH + OH-
Le pH est celui de la base faible :
PH = 7 + 1/2 pKa + 1/2 log C
d) Sel d’acide faible et de base faible
H2O
CH3 COONH4 CH3 COO-
+ NH4
+
CH3 COO-
+ H2O CH3 COOH + OH-
[ CH3 COOH] [OH-
] [H3O+
] [CH3COO-
]
Kb1 = __________________________
→ Ka1= _________________________
(1)
[CH3COO-
] [ CH3COOH]
[NH3] [H3O+
]
NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
→ Ka2 = __________________
(2)
[NH4
+
]
Equation globale :
CH3COO-
+ NH4
+
CH3COOH + NH3
C C 0 0
C(1-α ) C(1- α) C α Cα
Les relations (1) et (2) permettent d’écrire :
[CH3COOH] [NH4
+
]
[ H3O+
] = Ka1
________________
= Ka2
___________
[CH3COO-
] [NH3]

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
22
[CH3COO-
] [NH3]
pH = pKa1 + log ________________
= pKa2 + log __________
[CH3COOH] [NH4
+
]
[CH3COO-
] [NH3]
pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log __________________________
[CH3COOH] [NH4
+
]
[CH3COO-
] = [NH4
+
]
et → pH = 1/2 (pKa1 + pKa2)
[CH3COOH] = [NH3]
Le pH est indépendant de la concentration C du sel.
4) pH d’une solution d’ampholyte (HCO3
-
, HSO3
-
….)
[CO3
2-
] [H3O+
]
acide : HCO-
3 + H2O CO3
2-
+ H3O+
Ka1 = ____________________
[HCO3]
[HCO3] [H3O+
]
base : HCO-
3 + H2O H2CO3 + OH-
Ka2 = ____________________
[H2CO3]
Réaction globale : 2HCO-
3 CO2-
3 + H2CO3.
[CO2-
3] [H3O+
]2
Ka1.Ka2 = _________________________
= [H3O+
]2
car [CO3
2-
] = [ H2CO3 ]
[H2CO3]
pH = 1/2 (pKa1 + pKa2)
Le pH est indépendant de C.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
23
5) pH d’une solution contenant un acide faible et sa base conjuguée :
« solution tampon ».
(CH3COOH + CH3COONa )
Ca Cb
CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+
[CH3COO-
] [H3O+
]
(1) Ka = ___________________________
CH3COO-
+ H2O CH3COOH + OH-
[CH3COOH]
C.M. : [CH3COOH] + [CH3COO-
] = Ca + Cb (2)
E.N. : [H3O+
] + [Na+
] = [CH3COO-
] + [OH-
] (3)
[Na+
] = Cb (4)
Approximation : l’acide et la base sont faibles, on peut négliger [H3O+
] et [OH-
]
devant Ca et Cb.
(3) → [H3O+
] + [Na+
] = [CH3COO-
] + [OH-
] → [CH3COO-
] = Cb
(2) devient : [CH3COOH] = Ca
(1) → Ka = [H3O+
] Cb/Ca →
Relation d’HENDERSON
Cas particulier :
Lorsque Ca = Cb , pH = pKa, la solution est dite tampon. Son pH varie très peu si
on lui ajoute de petites quantités d’acide ou de base ou si on la dilue.
Ex : (NH3 et NH4Cl) et (NaH2PO4 et Na2HPO4)
6) pH d’un mélange de deux acides
a) mélange de deux acides (bases) fort(e)s.
HA1 (C1) ; HA2 (C2)
B1OH (C1) , B2OH (C2)
HA1 + H2O → A-
1 + H3O+
HA2 + H2O → A-
2 + H3O+
pH = pKa + log Cb/Ca

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
24
E.N. : [H3O+
] = [A-
1] + [A-
2] + [OH-
] ≈ C1 + C2
négligeable
pH = - log (C1 + C2)
Bases fortes → pH = 14 + log (C1 + C2)
b) mélange d’acide fort (HA1(C1)) et d’acide faible (HA2 (C2))
HA1 + H2O → A-
1 + H3O+
[ H3O+
] [A-
2]
HA2 + H2O A-
2 + H3O+
Ka = ___________________
(1)
C2(1- α) C2α C2α [HA2]
E.N.: [H3O+
] = [OH-
] + [A-
2] + [A-
1] = C2α + C1 (2)
négligeable
C2 α [H3O+
] Ka
Ka = ___________________
→ α = _____________________
C2 (1- α) Ka + [H3O+
]
C2 Ka
(2) → [H3O+
] = _________________
+ C1
Ka + [H3O+
]
- Résolution : [H3O+
]2
+ (Ka – C1) [H3O+
] - C2Ka – C1Ka = 0
2
)
(
4
)
(
)
(
]
[ 2
1
2
1
1
3
C
C
K
C
k
C
k
O
H a
a
a +
+
−
+
−
−
=
+
- Approximations :
* Si C1 >> αC2 → [H3O+
] ≈ C1 → pH = - log C1
L’acide fort impose le pH

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
25
C2Ka
* Si C1 << αC2 → [H3O+
] ≈ __________________
Ka + [H3O+
]
[ ] 2
4KaC
Ka
Ka
- 2
2
3
+
+
=
+
O
H
c) Solution d’un diacide
[HA-
] [H3O+
]
H2A + H2O HA-
+ H3O+
Ka1 = ______________________
(1)
C [H2A]
[A2-
] [H3O+
]
HA-
+ H2O A2-
+ H3O+
Ka2 = ______________________
(2)
[HA-
]
A partir des relations (1) et (2), on peut établir le diagramme de prédominance
des espèces H2A, HA-
et A2-
.
[HA-
] [A2-
]
(1) → pH = pka1 + log _____________
et (2) → pH = pka2 + log ____________
[H2A] [HA-
]
si pH = pKa1 → [H2A] = [HA-
]
pH < pKa1 → [H2A] > [HA-
]
pH > pKa1 → [H2A] < [HA-
]
Le même raisonnement au voisinage de pka2 permet de tracer ce diagramme :
H2A HA-
A2-
pKa1 pKa2
On peut écrire :
C.M. : C = [H2A] + [HA-
] + [A2-
] (3)
E.N. : [H3O+
] = [OH-
] + [HA-
] + 2[A2-
] (4)
Quand on a H2A, [OH-
] << [H3O+
] ; [A2-
]<<[H2A] + [HA-
] car H2A et HA-
sont
très faibles :
pH

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
26
CKa1
(1) et (3)→ [HA-
] = [H3O+
] ≈ __________________
Ka1 + [H3O+
]
[ ] 2
C
4Ka
Ka
Ka
- 1
2
1
1
3
+
+
=
+
O
H
Remarque : Indicateur coloré et propriétés acide-base
Un indicateur coloré est un couple acide – base (HIn/In-
) tel que :
HIn + H2O H3O+
+ In-
[H3O+
] [In-
] [HIn]
Ki = _________________
[H3O+
] = Ki ____________
[HIn] [In-
]
[In-
]
pH = pKi + log _______
[HIn]
zone de virage
HIn changement In-
de couleur
pKi-1 pKi pKi+1 pH
La couleur de HIn est différente de celle de In-
.
Exemple : héliantine pKi = 3,7
zone de virage
HIn rouge orange In-
jaune
2,7 3,7 4,7 pH

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
27
III- TITRAGE ACIDO-BASIQUE
- Dosage d’un acide faible CH3COOH par une base forte NaOH..
CH3COOH (Na, Va) avec Na = pCa p = 1
NaOH (Nb, Vb) avec Nb = pCb p = 1
Tracé de la courbe de neutralisation pH = f(VNaOH) = f(Vb) :
pH
14+ log C’’
7+1/2pka + 1/2logC’
T
pKa
1/2pka – 1/2logCa
P.E.
0 0,5 1 2 x
0 Ve/2 Ve 2Ve Vb

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
28
* Expression des nombres de moles d’équivalents :
CH3COOH + NaOH (CH3COO -
, Na+
) + H2O
Vb = 0
1000
NaVa
0 0
x = 0
0<Vb<Ve
1000
NbVb
NaVa −
0
1000
NbVb
0<x<1
Vb = Ve 0 0
1000
NbVe
x =1
Vb > Ve 0
1000
)
( Ve
Vb
Nb −
1000
NbVe
* Expression des concentrations :
CH3COOH + NaOH (CH3COO -
, Na+
) + H2O
Vb = 0 Na
Ca
Va
NbVe
=
= 0 0 -
x = 0
0<Vb<Ve
Vb
Va
NbVb
NaVa
+
−
0
Vb
Va
NbVb
+
-
0<x<1
Vb = Ve 0 0
Ve
Va
NbVe
C
+
=
' -
x =1
Vb > Ve 0
Vb
Va
Ve
Vb
Nb
C
+
−
=
)
(
'
'
Ve
Va
NbVe
+
x>1

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
29
On définit l’avancement de la réaction par son taux d’équivalence :
x = NbVb/NaVa.
nombre de mol. d’équiv. de NaOH versé
x = __________________________________________________________________
nombre de mol. d’équiv. nécessaire à la neutralisation.
à l’équivalence (P.E.) on a :
Na Va Nb Ve
__________
= ____________
1000 1000
Nb Vb Nb Vb Vb
Donc x = __________
= ____________
= ______
Na Va Nb Ve Ve
- Analyse de la courbe pH = f(VNaOH) = f(Vb) :
a) au début du titrage, avant l’introduction de la base : Vb = O ; x = O.
On a :
CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+
.
pH = 1/2 pKa – 1/2 log Ca
b) Avant le point d’équivalence O < Vb < Ve, O < x < 1.
On a : CH3COOH + NaOH → CH3COO-
, Na+
+ H2O
(NaVa – Nb Vb)/1000 O NbVb/1000 -
Nous avons donc un mélange d’acide faible et de sa base conjuguée et le pH est
donné par :
[CH3COO-
]
pH = pKa + log __________________
[CH3COOH]

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
30
NbVb NaVa - NbVb
[CH3COO-
] = _________
et [CH3COOH] = _________________
Va+Vb Va+Vb
Nb Vb x
pH = pKa + log _____________________
= pKa + log _______
NaVa - NbVb 1-x
à la demi—neutralisation : Vb = Ve/2
NbVe NaVa NbVb 1
NbVb = __________
= ________
x = _________
= _____
2 2 Na Va 2
NaVa NaVa
[CH3COOH] = [CH3COO-
] = _______________
= _________
2 (Va+Ve/2) 2 Va +Ve
le pH est celui d’une solution tampon
pH = pKa
-Pouvoir tampon
On le définit par : 1
τ = ____________
dpH / dCb
1
τ = ____________
dpH / dVb
1
τ = ____________
dpH / dx
Avant la neutralisation (pour 0 < x < 1), on a :
pH = pKa + log x / (1-x)
2,3 pH = 2,3 pKa + Log x /(1-x)
2,3 dpH / dx = 1/ (1-x)x

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
___________________________________________________________________________
31
1
τ = ____________
= 2,3 (1-x) x
dpH / dx
τ = 0 (minimal) pour x = 0 et x = 1
τ est maximal si dτ /dx = 0 → x = 1/2
Cette valeur correspond au point T sur la courbe (solution tampon :
[CH3COOH] = [CH3COO-
])
c)Au point d’équivalence Vb = Ve ; x =1
On a :
NaVa NbVb
________
= _________
1000 1000
CH3COOH + NaOH → CH3COO-
, Na+
+ H2O
0 0 NaVa/1000 -
Le pH est celui de la base faible CH3COO-
.
PH = 7 + 1/2 pKa + 1/2 log C’
NaVa NaVa NbVe
C’ = ___________
= _________
= ________
Va+Vb Va+Ve Va+Ve
d)Après le point d’équivalence Vb > Ve ; x > 1
Le pH est celui de la base forte NaOH
pH = 14 + log C’’
NbVb - NaVa Nb (Vb -Ve)
C’’= __________________
= ________________
Va + Vb Va + Vb

COURS Chimie en solution université .pdf

Contenu connexe

Tendances (20)

Similaire à COURS Chimie en solution université .pdf (20)

Plus de Niass1 (14)

COURS Chimie en solution université .pdf