1

I. Les propriétés de la molécule d’eau

La molécule d’eau possède une structure coudée.

L’oxygène étant plus électronégatif que l’hydrogène et

la disposition des atomes fait qu’elle possède un

moment dipolaire relativement élevé.

Chapitre I : Chimie des solutions, applications aux couples acides / bases

Grâce à ce moment dipolaire, l’eau est un excellent solvant.

2

I. Les propriétés de la molécule d’eau

Malgré sa petite taille, la molécule d’eau a un point

d’ébullition élevé. Cette propriété est liée à la liaison

hydrogène.

C’est une interaction faible (20 kJ/mol) qui

permet de former des agrégats contenant 40 à

50 molécules

3

Exemple de dissolution d’un composé : cas de H-Cl, on forme une paire d’ions

La dissolution se passe en 3 étapes :

Cl- récupère la charge négative car c’est le plus électronégatif

I. Les propriétés de la molécule d’eau

Ionisation H+ et Cl-

Dissociation : H+

…………………………Cl-

Solvatation : H+ (aq) et Cl– (aq)

4

II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique

On définit une constante d’équilibre pour

déterminer le sens d’évolution du système

(réactifs ou produits).

La constante d’équilibre K°T est déterminée par

l’activité « a » des constituants selon la loi de

Guldberg-Waage

1 R1 + R2 = '1 P1 + ' P2

On considère l’équilibre

suivant :

K°T = a

'1P1 * a

'2P2

a1

R1 * a2

R2

5

II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique

La constante d’équilibre K°T s’exprime

ainsi:

En solution diluée, on assimile activité et

concentration (exprimée en mol/L)

K°T = [P1]

'1 * [P2]'2

[R1]1 * [R2]

2

6

L’équilibre de dissociation d’un acide AH s’écrit :

AH + H2O = A- + H3O+

L’eau est le solvant, son activité est égale à 1.

II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique

La constante d’équilibre K°T devient

KA: la constante d’acidité

K°T = [H3O

+] * [A-]

[AH]= KA

L’ion H3O+ est appelé l’ion

hydronium

7

L’action de l’eau sur un acide AH donne deux entités ioniques

AH + H2O = A- + H3O+

dans ce cas l’eau a un rôle de base, elle capte un ion H+

L’action de l’eau sur une base B donne deux entités ioniques

B + H2O = BH+ + HO-

dans ce cas l’eau a un rôle d’acide, elle cède un ion H+L’eau peut être acide ou base, on dit que c‘est

un ampholyte ou qu’elle a un caractère

amphotère.

II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique

III. Notions et calculs de pH

En solution aqueuse H+ n’existe pas :

H+ + H2O H3O+

A partir du pH on calcule la concentration

[H3O+] = 10-pH

Le pH est défini : pH = - log[H3O

+]

pH lorsque [H3O+]

8

9

Ke = [H3O+].[OH-]

(valable pour toutes les solutions aqueuses)

À 25°C, Ke = 10-14 et pKe=-

log(Ke)=14

Cet équilibre est caractérisé par sa constante

d’équilibre appelée produit ionique de l’eau (Ke)

2 H2O = HO- + H30+

III. Notions et calculs de pH

Un équilibre particulier : l’auto-protolyse de l’eau

10

Le pH d’une eau neutre à 25°C est pH = 7.

Dans une solution acide, [H3O+] > [OH-] et pH < 7

Dans une solution basique, [H3O+] < [OH-] et pH > 7

Conséquences de la valeur de Ke:

III. Notions et calculs de pH

11

III. Notions et calculs de pH

Cas d’un monoacide fort : totalement dissocié

On connaît la concentration C0 de l’acide

pH = - log C0

Cas d’une monobase forte : on utilise le

produit ionique de l’eau Ke = [H3O+ ]. [HO-]

pH = 14 + log C0

12

Pour savoir dans quel sens est

déplacé l’équilibre lors de la

mise en solution des entités, on

utilise la notion de force des

acides.

IV. La force des acides

La constante d’équilibre KA illustre la

force des acides, donc la facilité à

perdre ou à capter un H+.

13

Quelques exemples :

Acide fort : la dissolution est totale :

HCl

Acide faible : la dissolution est partielle :

CH3COOH

Base forte : elle capte tous les protons :

HO-

Base faible : elle capte une partie des protons:

NH3

IV. La force des acides

14

La force des acides est caractérisée

par le pKA = - log KA .

Plus le pKA est élevé plus la base est

forte.

Plus le pKA est faible, plus l’acide est

fort.

HCl : pKA = 0, butyllithium pKA = 50

IV. La force des acides

15

-

A

+3[A ].[

K H O ]

= [AH]

pKA = - log KA

soit KA = 10-pKA

AH + H2O = A- + H3O+

pH = pKA + log ([A-]/[AH])

IV. La force des acides

16

AH + H2O = A- + H3O+

pH = pKA + log ([A-]/[AH])

FORME ACIDE

FORME BASIQUEpKA-1

pKA+1

pHpKA

IV. La force des acides

17

Doser déterminer la concentration

Titrage dosage où l’espèce à doser

réagit avec un autre réactif selon une

transformation chimique (dosage

destructif)

La réaction lors du titrage doit être totale et rapide.

V. Les titrages acido-basique

18

But : repérer l’équivalence, c’est à dire

le point où l’espèce à doser a réagi

totalement avec le réactif introduit

L'équivalence peut être repérée à

l'aide d'indicateurs colorés, la

couleur dépend de la valeur du pH.

V. Les titrages acido-basique

19

pH

Volume versé (mL)

Volume à l’équivalence Véq (mL)

pH à l’équivalence

Cas du titrage d’un acide « fort » HCl par HO-

V. Les titrages acido-basique

20

Indicateurs colorés acido-basiques, il change de couleur

selon le pH

Quelques gouttes!! Dans l’erlenmeyer

forme basique

forme acide

Zone de virage

pH

Comment choisir l’indicateur coloré ?

En fonction de la zone de virage

V. Les titrages acido-basique

21

forme basique

forme acide

Zone de virage

pH

Volume versé (mL)

Comment choisir l’indicateur coloré ?

Volume à l’équivalence Véq (mL)

pH à l’équivalence

V. Les titrages acido-basique

22H3O+ + HO- 2 H2O

Solution aqueuse de soude de concentration connue dans la burette

Solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration inconnue

nHO- = nB versé progressivement

nH3O+ = nA une quantité fixe de départ

Na+ + HO-

H3O+ + Cl-

V. Les titrages acido-basique

23

État initial nA (fixe) nB (versé) excès

Avant équivalence

excès

A l ’équivalen

ce

excès

H3O+ + HO- 2 H2O

A l’équivalence, xéq = nB et xéq = nA

nA=nB soit CA.VA = CB.VB

nA- x

= nA- nB

nB- x = 0

(x = nB)

nA- xéq =

0

nB- xéq =

0

À l’équivalence quelle relation entre nA et nB

?La réaction a lieu dans l’erlenmeyer, HO- est

consommé immédiatement.

V. Les titrages acido-basique

24

Titrage de H2SO4 (di-acide) par OH-

État initial nA (fixe) nB (versé) 0 excès

Avant équivalence

excès

A l ’équivalen

ce

excès

H2SO4 + 2 OH- SO42- + 2 H2O

A l’équivalence, xéq = nA = nB/2 2.nA = nB ou 2.CA.VA = CB.VB

nA- x =

nA - nB/2

nB- 2.x = 0

(x = nB /2)nA- xéq =

0

nB -

2.xéq = 0

x = nB/3

xéq

V. Les titrages acido-basique

25

Equation de titrage à connaître

H2SO4 + 2 OH- SO42- + 2 H2O

V. Les titrages acido-basique

HCl + OH- Cl- + H2O

Titrage de l’acide chlorhydrique par la soude

Titrage de l’acide sulfurique par la soude

26

Equation de titrage à connaître

V. Les titrages acido-basique

CO32- + 2 H3O+ H2CO3 +2 H2O

Titrage des ions carbonate par l’acide chlorhydrique

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O

Titrage de l’acide acétique par la soude