Cours TST2S acide-base

• Acide = capable de libérer un H⁺
  AH est un acide car AH → A⁻ + H⁺
• Base = capable de capturer un H⁺
  A⁻ est une base car A⁻ + H⁺ → AH
• exemples :

  acide :	HCl acide chlorhydrique	HCOOH acide méthanoïque	H2O eau	H3O+ ion oxonium
  base correspondante :	Cl− ion chlorure	HCOO− ion méthanoate	OH− ion hydroxyde	H2O eau

  L'eau est un corps amphotère : à la fois acide et base ( pouvant gagner ou perdre un H⁺ )
• La force d'une solution acide ou basique est mesurée par : pH = − log [H₃O⁺]
  • d'où : [H₃O⁺] = 10^−pH
  • une solution acide a un pH < 7
  • une solution basique a un pH > 7
  • un acide fort (comme HCl) se décompose totalement :
    si [AH]_init = C₀ est la concentration initiale, il donne [A⁻]_fin = [H₃O⁺]_fin = C₀
    d'où : pH = − log C₀
    exemple : C₀ = 0,01 = 10⁻² mol L⁻¹ => pH = 2
  • remarque : [OH⁻] = K_e / [H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / C₀ << [H₃O⁺]
    si [OH⁻] ≈ [H₃O⁺]   la conservation des charges devient : [A⁻] + [OH⁻] = [H₃O⁺] où on ne peut plus négliger [OH⁻]
  • Une base forte (comme NaOH) se décompose totalement :
    si [NaOH]_init = C₀ est la concentration initiale, il donne [Na⁺]_fin = [OH⁻]_fin = C₀
    d'où : [H₃O⁺] = K_e / [OH⁻] = 10⁻¹⁴ / C₀
    d'où : pH = 14 + log C₀
    exemple : C₀ = 0,01 = 10⁻² mol L⁻¹ => pH = 14 + (−2) = 12
• Réaction Acide-Base : Acide₁ + Base₂ → Base₁ + Acide₂
• exemple 1 : dissolution de l'acide chlorydrique (fort) dans l'eau :

  HCl(acide fort)	→	Cl−(base faible) + H+
  H2O(base) + H+	→	H3O+(acide)
  HCl + H2O	→	H3O+ + Cl−

  La constante d'acidité n'a pas d'intérêt pour les acides forts : pH = − log C₀
  car on a directement [H₃O⁺] = C₀ (la concentration initiale de l'acide. il s'est dissout entièrement)
• Exemple 2 : chlorure d'ammonium (NH₄⁺(aq), Cl⁻(aq)) + hydroxyde de sodium (Na⁺(aq), OH⁻(aq)) (OH⁻ base forte)

  NH4+	=	NH3 + H+
  OH− + H+	=	H2O
  NH4+(aq) + OH−(aq)	=	NH3(g) + H2O(l).

• Exemple 3 : dissolution du chlorure d'ammonium NH₄⁺Cl⁻ dans l'eau (NH₄⁺ est un acide faible)

  NH4+(acide)	=	NH3(base) + H+	KA =	[NH3] × [H3O+] [NH4+]	= 10−9,2
  H2O + H+	=	H3O+
  NH4+ + H2O	=	NH3 + H3O+

• pK_A = − log K_A = pH − log ( [NH₃] / [NH₄⁺] )     ou : pH = pK_A + log ( [NH₃] / [NH₄⁺] )
  NH₄⁺ se dissocie peu : [NH₃] < [NH₄⁺] => pH < pK_A
  la relation pH = pK_A + log ( [base] / [acide] ) est utile quand il y a un autre acide (ou base) qui impose le pH
  un pH faible imposé par un acide fort, réduit la dissociation de l'acide faible