pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

ACIDES ET BASES

Acide : Selon la théorie de Bronsted, un acide est tout corps susceptible de céder un proton H⁺ au cours d’une réaction chimique.

Exemple : L’acide chlorhydrique HCl

HCl → H⁺ + Cl^-

Au cours de cette réaction, la molécule d’eau arrache un proton H⁺ a la molécule de chlorure d’hydrogène pour former l’ion hydronium H₃O⁺. Ainsi, la molécule de HCl a cédé son proton à l’eau, HCl est un acide au sens de Brönsted.

L’équation bilan de la mise en solution du HCl est :

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Les solutions acides sont des solutions aqueuses ioniques qui contiennent des ions hydrogène H₃O⁺ et des ions négatifs qui les accompagnent pour que la solution soit globalement neutre électriquement.

Autres acides : acide sulfurique H₂SO₄

acide nitrique :HNO₃

Base : Selon la théorie de Bronsted, une base est tout corps susceptible de fixer des protons H⁺ au cours d’une réaction chimique.

Exemple : L’hydroxyde de sodium NaOH

L’équation de mise en solution de NaOH est :

NaOH → Na⁺ + HO^-

Les ions HO^- réagissent sur les protons H⁺ pour former de l’eau selon l’équation :

HO^- + H⁺ →H₂O

Les ions HO^- sont susceptibles de fixer des protons : NaOH est une base au sens de Brönsted.

Les propriétés de la solution aqueuse obtenue sont essentiellement celles des ions HO^-. Les ions Na+ étant très peu réactifs.

Les solutions basiques sont des solutions aqueuses ioniques qui contiennent des ions hydroxyde HO^- et des ions positifs qui les accompagnent pour que la solution soit globalement neutre électriquement

Autres bases : Ammoniac : NH₃

Hydroxyde de potassium ou Potasse : KOH

Amphotère : C’est une substance qui peut se comporter selon les conditions comme un acide de Bronsted et comme une base de Brönsted.

Exemple :

Une molécule d’eau s’ionise en libérant un proton selon l’équation :

H₂O → HO^- + H⁺

Le proton libéré est solvaté (hydraté) par une autre molécule d’eau selon l’équation :

H₂O + H⁺→H₃O⁺

Au cours de la première étape, l’eau cède un proton, elle se comporte comme un acide au sens de Brönsted. Au cours de la seconde étape, l’eau fixe un proton, elle se comporte comme une base au sens de Bronsted. L’eau peut se comporter, tantôt comme un acide, tantôt comme une base : c’est une substance amphotère.

Remarque :

On précise à chaque fois « au sens de Brönsted « parce qu’il existe une autre définition hors-programme des acides et bases au sens d’Arrhenius.

DEFINITION ET MESURE DU PH

Toute solution aqueuse contient des ions H₃O^+. Les propriétés acides ou basiques d’une telle solution dépendent de la concentration molaire en ions H₃O⁺. Cette concentration généralement faible, s’exprime en puissances négatives de 10.

Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur sans unité associée à la concentration des ions H₃O⁺

Par la formule :

pH =-log[H₃O⁺] =10^-pH <=> [H₃O⁺]=10^-pH

[H₃O+] est exprimée en mol.l^-1

Mesure du pH :

On peut utiliser :

-utiliser un pH-mètre

-utiliser le papier pH

-utiliser les indicateurs colorés.

Importance du pH

-Dans l’agriculture, la bonne croissance des plantes ne peut s’effectuer que dans un domaine de pH bien déterminé. Certaines plantes exigent des sols acides, d’autres des sols basiques.

-Dans l’industrie chimique, la connaissance des pH de nombreuses solutions permet de prévoir leur utilisation pour des opérations bien précises.

pH DES SOLUTIONS ACIDES , BASIQUES OU NEUTRES.

Toutes les solutions aqueuses (dans l’eau) sont neutres, acides ou basiques.

a. Une solution neutre est obtenue quand la concentration des ions hydronium est égale à la concentration d’ions hydroxyde :

[H₃O+] = [OH^-]
b. Une solution acide est obtenue quand la concentration des ions hydronium est supérieure la concentration d’ions hydroxyde :

[H₃O+] > [OH^-]
c. Une solution basique est obtenue quand la concentration des ions hydronium est inférieure la concentration d’ions hydroxyde :

[H₃O+] < [OH^-]
. La plupart des concentrations d’ions hydronium sont très faibles (c.-à-d. 4 × 10-8 mol/L ou 0,000 000 04 mol/L) d’où la proposition de potentiel d’hydrogène, l’échelle de pH par Soeren Sorensen.

Le pH est une grandeur qui permet de classer les solutions acides, basiques ou neutres. Une solution aqueuse est :
-Basique si son pH est supérieur à 7

pH>7 <= >[H₃O⁺]<[HO^-]=>pH>1/2pKe

-Acide si son pH est inférieur à 7

pH<7 <= >[H₃O⁺]>[HO^-]=>pH<1/2pKe

-Neutre si son pH = 7

pH=7 <=>[H₃O+]=[HO-]=>pH=1/2pKe
Exemple :
Une solution de pH= 3 est une solution acide dont la concentration molaire en ions H₃O⁺ est [H₃O⁺]= 10^-3 mol.L^-1

 Remarques :
Plus le pH est élevé, plus la concentration en ions H₃O⁺ est faible et plus la solution est basique
Plus pH est faible, plus la concentration en ions H₃O⁺ est élevée et plus la solution est acide

PRODUIT IONIQUE DE L’EAU

Dans toute solution aqueuse, le produit des concentrations molaires des ions H₃O⁺ et HO^- à l’état d’équilibre et à une température donnée, est une constante appelée constante d’équilibre d’autoprotolyse de l’eau.

Cette constante notée Ke.

Ke est aussi appelée produit ionique de l’eau.

Ke=[H₃O⁺][HO^-]

Ke est un nombre sans dimension qui dépend de la température.

A 25°C, on a Ke =10^-7.10^-7=10^-14

DOMAINE DE VIRAGE DE QUELQUES INDICATEURS COLORES

Un indicateur colore (IC) est un corps qui change de couleur suivant le pH de la solution dans laquelle il est introduit. Ce changement de couleur se fait dans un domaine de pH bien déterminé appelé zone de virage. La coloration prise par un indicateur colore dans sa zone de virage est appelé sa teinte sensible. Le tableau ci-dessous indique les zones de virages et les colorations de quelques IC.

EXERCICES

EXERCICE I :

1.On donne les substances suivantes et les équations bilans de leur mise en solution :

-Substances: NH₃; CH₃COOH; HNO₃; H₂O; KOH.

-Equations de mise en solution :

NH₃ + H₂O →NH₄⁺ + HO^-

CH₃COOH + H₂O→ CH₃COO^- +H₃O⁺

HNO₃ + H₂O → NO₃^- + H₃O⁺

H₂O + H₂O → H₃O⁺ + HO^-

KOH → K⁺ + 3 HO^-

Parmi les substances ci-dessus, indiquez :

a) Celle(s) qui est (sont) des acides selon Brönsted.

b) Celle(s) qui est (sont) des bases selon Brönsted.

c) Celle(s) qui, selon les conditions, peut (peuvent) être des acides ou des bases selon Brönsted.

Justifier votre réponse

2 Indiquez les équations des réactions des substances ci-dessous avec l’eau :

a) HCl

b) NaOH

c) H₂SO₄

Déduire si elles sont acides ou bases de Brönsted

3. Complétez la phrase suivante :

"lorsqu'un acide réagit avec l'eau, il y a toujours formation ………………………………………………"

"lorsqu'une base réagit avec l'eau, il y a toujours formation ………………………………………………"

EXERCICE II :

1.Le dihydrogène brule dans du dichlore en donnant du chlorure d’hydrogène, On brule un excès de dihydrogène dans 200 cm³ de dichlore. Volume mesuré dans les conditions ou le volume molaire vaut 25 l.

1.1-Quel volume de chlorure d’hydrogène obtient-on ?

1.2-Quelles quantité en moles, de dihydrogène a-t-elle été consommée ?

2. On dissout 120 cm³, volume mesuré dans les conditions ou le volume molaire vaut 24 l, de chlorure d’hydrogène dans l’eau de façon à obtenir 250 cm³ de solution.

2.1-Quellest la concentration molaire de la solution obtenue ?

2.2-Determiner la concentration des ions hydronium ainsi que celle des ions chlorure

EXERCICE III :

1.On dissout 2,3g g d’hydroxyde de sodium dans l’eau de façon à obtenir 150 ml de solution. Déterminer la concentration molaire des ions sodium et des ions hydroxydes dans cette solution.

2.On se propose de préparer au laboratoire des solutions d’hydroxyde de sodium.

2.1-Quelle masse de pastilles de soude faut-il dissoudre dans l’eau pour obtenir 100 cm3 d’une solution molaire ?

2.2-On prélève 10 cm³ de la solution préparée, on les verse dans une fiole jaugée de 1l et on complète avec l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Déterminer la concentration molaire des ions hydroxydes dans la solution diluée

EXERCICE IV :

1.Le pH du lait de vache est 6,5. Calculer la concentration en ions hydronium et hydroxyde dans ce lait.

2.La concentration des ions hydroxyde dans une solution aqueuse est égale à 10^{-3 mol}.l^-1.

2,1-Calculer la concentration des ions hydronium et le pH de cette solution.

2.2-Quelle est la couleur prise dans cette solution par :

a-le bleu de bromothymol

b-la phénolphtaléine

c-l ’hélianthine.

2.3-Dire, en justifiant votre réponse, s’il peut s’agir :

a-d ’une solution d’acide chlorhydrique

b-d ’une solution d’hydroxyde de sodium

c-de l’eau pure

EXERCICE V :

On prépare une solution d’hydroxyde de sodium en dissolvant dans l’eau 2g de cristaux anhydres et en complétant le volume a 250 ml.

1. Déterminer la concentration C de la solution

2.Calculer les concentrations des ions hydroxyde et hydronium

3.En déduire le pH de la solution

EXERCICE VI :

On prépare deux solutions decimolaires en faisant barboter dans l’eau, d’une part du chlorure d’hydrogène (solution A), d’autre part de l’ammoniac (solution B).

1.Quelle masse de chlorure d’hydrogène et quel volume d’ammoniac (mesuré dans les conditions ou le volume molaire est 24 l) a-t-il fallu dissoudre dans 250 ml d’eau pour obtenir les solutions A et B ?

2.Ecrire les équations bilans traduisant l’action de l’eau sur le chlorure d’hydrogène et l’ammoniac.

3.Rappeler la définition d’un acide et celle d’une base selon Bronsted.

4.Parmi les espèces chimiques figurant dans les équations précédents, indiquer celles qui, dans ce cas précis, se comportent comme des acides et celles qui se comportent comme des bases.

5.Que peut-on dire du comportement de l’eau ?

6.Quel est pH de la solution A ?

7.Peut-on déduire la valeur exacte du pH de la solution B à partir des données précédentes ? pourquoi ?

8.Dire si le pH de la solution B est inférieur, supérieur ou égal à celui de l’eau pure.

EXERCICE VII :

1.Classer par ordre croissant de leur acidité les solutions suivantes :

S1 :pH=3,8

S2 :[HO-]=10^-3 mol.l^-1

S3 :[H₃O⁺]=[HO^-]

S4 :[H₃O⁺]=5.10^-3 mol.l^-1

S5 :pH=8

2.Quel est le pH d’une solution d’acide sulfurique de concentration 5.10^-4 mol.l^-1.

CORRIGES

EXERCICE I :

1.

Acides selon Brönsted : CH₃COOH (acide acétique), HNO₃(acide nitrique)

En solution ils libèrent un proton H⁺ qui s’associe à l’eau pour former l’ion hydronium H₃O⁺(oxonium)

Bases selon Brönsted : NH₃(ammoniac) ; KOH (hydroxyde de potassium ou Potasse)

En solution, ils libèrent l’ion HO^- qui fixe un proton H⁺ pour former l’eau

Amphotère : H₂O.

2.

a) HCl + H₂O →H₃O+ + Cl^-

b) NaOH → Na⁺ + HO ^–

c) H₂SO₄ + 2H₂O → 2H₃O+ + SO₄^2–

3 . Lorsqu'un acide réagit avec l'eau, il y a toujours formation d'ion hydronium H₃O⁺.

Lorsqu'une base réagit avec l'eau, il y a toujours formation d'ion hydroxyde HO^-.

EXERCICE II :

1.

1.1- volume de chlorure d’hydrogène obtenu

H₂ + Cl₂ → 2HCl

1mol 1mol 2mol

cm³.

1.2-quantité en moles, de dihydrogène consommé 

2.

2.1-concentration molaire de la solution obtenue 

n=V_HCl/V_m=0,120/24=5.10^-3 mol

c=n/V=510^-3 /0,25=2. 10^-2mol.l^-1.

2.2- concentration des ions hydronium ainsi que celle des ions chlorure

HCl +H₂O→ H₃O⁺ + Cl^-

1mol 1mol 1mol

[H₃O+]=[Cl-]=[HCl]= 2.10^-2mol.l^-1.

EXERCICE III :

1.Hydroxyde de sodium : NaOH

M=23+16+1=40g.mol.l^-1

C=n/V=m/MV=2,3/40x0,15=0,383 mol.l^-1.

2.

2.1-masse de pastilles de soude

C1=1mol.l-1

C1=m/MV=>m=CVM=1x0,1x40=4 g

2.2- concentration molaire des ions hydroxydes dans la solution diluée

C₁V₁=C₂V₂ =>C₂= C₁V₁/V₂=1x10/1000=10^-2 mol.l^-1.

EXERCICE IV :

1. concentration en ions hydronium et hydroxyde

[H₃O⁺]=10^-pH =10^-6,5=3,16.10^-7 mol.l^-1.

[HO⁺][HO^-]=10^-14 =>[HO-]=10^-14/[H3O+]=10^-14/3,16.10^-7 = 3,16.10^-8 mol.l^-1.

2.La concentration des ions hydroxyde dans une solution aqueuse est égale à 10^-4 mol.l^-1.

2,1-Calcul de la concentration des ions hydronium et le pH de cette solution.

[H₃O+][HO-]=10^-14 =>[H₃O⁺]=10^-14/[HO^-]=10^-14/10^-4=10^-10 mol.l^-1.

[H₃O⁺]=10^-pH=10^-10 => pH=10.

2.2- couleur prise dans cette solution :

a- bleu

b-rose violace

c-jaune

2.3-

b- solution d’hydroxyde de sodium car pH>7

EXERCICE V :

1. concentration C de la solution

M=23+16+1=40g.mol.l^-1

C=n/V=m/MV=2/40x0,25=0,2 mol.l^-1

2. concentrations des ions hydroxyde et hydronium

[HO-]=C=0,2 mol.l^-1

[H₃O⁺] =10^-14/[HO^-]=10^-14/0,2=5.10^-14 mol.l^-1

3. pH de la solution

pH=-log[H₃O⁺]=-log5.10^-14=13,3.

EXERCICE VI :

1. masse de chlorure d’hydrogène et volume d’ammoniac

C_A=C_B =0,1 mol.l-1 //solution decimolaire

V_A=V_B=250 ml

n_A=C_AV_A=0,1x0,25=0,025 mol

n_A=m_A/M_A => m_A=n_AxM_A=0.025x36,5=0,91 g

n_B=C_BV_B=0,1x0,25=0,025 mol

n_B=V_B/Vm => V_B=n_BVm =0,025x24=0,6 l.

2.équations bilans traduisant l’action de l’eau sur le chlorure d’hydrogène et l’ammoniac.

HCl + H₂O →H₃O⁺ + Cl^-

NH₃ + H₂O ⇆ NH₄⁺ + HO^-

3.

Acide : Selon la théorie de Bronsted, un acide est tout corps susceptible de céder un proton H⁺ au cours d’une réaction chimique.

Base : Selon la théorie de Bronsted, une base est tout corps susceptible de fixer des protons H⁺ au cours d’une réaction chimique.

4.

Acide: HCl, H₂O

Base: NH₃, H₂O // l’équation de la deuxième réaction traduit un équilibre. Dans ce cas NH₄⁺ est acide au cours de la réaction inverse. C’est l’acide conjugué de la base NH₃ (cours Tle)

5.Amphotère.L’eau est un ampholyte.

6.pH=-logCA=-log0,1=1 // la solution A est acide de pH=-logCa.

7. non, c’est une base faible. La dissociation n’est pas totale. //Pour trouver le pH, la notion de constante d’acidité pKA intervient (cours Tle)

8. le pH de la solution B est supérieur à celui de l’eau pure (pH>7).

EXERCICE VII :

1.

S1 :pH=3,8

S2 :[HO-]=10^-3 mol.l^-1=>[H3O+]=10-14/[HO-]=10-14/10-3=10-11 =>pH=11

S3 :[H₃O⁺]=[HO^-] =>pH=7

S4 :[H₃O⁺]=5.10^-3 mol.l^-1=>pH=-log5.10^-3=2,3

S5 :pH=8

Classement :S2,S5,S3,S1,S4

2.pH=-log2c=-log2x5.10^-4=-log10-3=3 //c’est un diacide.