Réactions s

Réactions s'effectuant dans les 2 sens (chapitre 6 de chimie)

I°) Les réactions acido-basiques :

1°) Acide et base selon Brönsted (rappels de 1°S) :

Un acide est une espèce chimique susceptible de ……………………….. un proton H⁺.

On le note souvent HA et on lui associe la demi-équation :    HA =H⁺+A^-

Ex : CH₃COOH (acide éthanoïque) =…………………..(ion éthanoate) + ……………..

Une base est une espèce chimique susceptible de ………………. un proton H⁺

On le note souvent B et on lui associe la demi-équation :    B + H⁺   = BH⁺

Ex : NH₃ (ammoniac) + H⁺= NH₄⁺ (ion ammonium)

Les espèces HA et A^- (ainsi que BH⁺ et B) sont dites conjuguées : elles forment un couple acide/base noté HA/A^- (…………...)

Ex : couple CH₃COOH/ CH₃COO^-couple : NH₄⁺/ NH₃

L’eau est amphotère (ou ampholyte) car elle peut être à la fois acide ou base : elle appartient aux couples

H₃O⁺ (ion oxonium)/H₂O ou H₂O/OH^- (ion hydroxyde).

Une réaction acido-basique consiste en un …………………………………………. de proton entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

Ex : Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau : …………………. + ……………        =                  ……………+ …………

                                                                                              Acide1          + base 2                                            Base 1      + Acide 2

Il°) Définition et mesure du pH :

1°) La molécule d'eau (rappel de 1°S) :

La molécule d'eau a pour formule brute H₂O

Sa formule de Lewis est

C'est une molécule coudée, dont les liaisons O-H sont polarisées. De plus, les charges négatives sont essentiellement

portées par l'oxygène. La molécule d'eau est donc une molécule polaire.

Il y a donc formation d’ions H₃O⁺(ion oxonium) en solution aqueuse (suite à la réaction entre H⁺ et l’eau (solvant).

2°) Le pH des solutions aqueuses:

Le pH est une grandeur sans unité qui permet de quantifier le caractère acide d'une solution.

Zone de Texte: Il est défini à partir de la concentration en ions H3O+ de la solution par la relation:

pH = - log [H3O+] soit [H3O+] = 1,0.10-pH
[H3O+] en mol/L

Notions de maths : log 10^x = x ; log aⁿ = n log a ; log ab = loga + logb ; logx 10^x

Exemples: si [H₃O⁺] = 10^-3 mol.L^-1 alors pH = 3 si pH = 10 alors [H₃O⁺] = 10^-10 mol.L^-1

Si [H₃O⁺] = 2.10^-3mol.L^-1 alors pH = ………………. si pH = 3,5 alors [H₃O⁺] = 10^--^…..= ………….. mol.L^-1

* Validité de la définition: cette relation pH = - log [H₃O⁺] n'est valable que pour des solutions aqueuses suffisamment

diluées c'est à dire : 10^-13 mol.L^-1 < [H₃O⁺] < 10^-1 mol.L^-1 soit 13 > pH > 1

En dehors de ce domaine le pH existe mais n'est pas défini par la relation précédente.

* Echelle de pH:

On a

1 Solution acide 7 Solution basique 13 pH

[H₃O⁺]mol.L^-1 10^-1 10^-7 10^-13

quand pH augmente , [H₃O⁺] ……………………..

* Mesure du pH:

• Avec un indicateur coloré :

Un indicateur coloré est une substance organique acido-basique présentant deux teintes franchement distinctes qui changent

en fonction de la valeur du pH.

Indicateur		Zone de virage
Bleu de Bromothymol (BBT)	Jaune	6 - 7,6	Bleu
Hélianthine	Rouge	3,1 - 4,4	Jaune
Phénolphtaléïne	Incolore	8,2 - 10	Rose

•

Avec un papier indicateur de pH : C'est un papier imbibé d'un mélange de plusieurs indicateurs colorés puis séché. Quand

on dépose une goutte de solution à l'aide d'un agitateur en verre, il prend une couleur que l'on compare avec une échelle de

teintes graduée en pH.

Ces deux méthodes sont simples, rapides mais peu précises.

• A l'aide d'un pH-mètre : C'est un appareil qui mesure la f.é.m d'une pile constituée de deux électrodes l'une (électrode de référence)

ayant un potentiel redox constant et l'autre (électrode de verre) dont le potentiel est une fonction affine du pH. (Remarque : souvent

es deux électrodes sont combinées). Une fois étalonné (cf TP N°7) il fournit une mesure précise du pH de 0,05 à 0,1 unitéde pH

(On évitera donc d'exprimer les concentrations issues de la mesure de pH avec plus de 2 chiffres significatifs).

III°) Réactions s’effectuant dans les deux sens (TP n°7) :

1°) Une transformation chimique n’est pas toujours totale :

Expérience : On mesure le pH d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique (H₃O⁺ + Cl^-) et d’acide éthanoïque

(CH₃COO^-+ H₃O⁺) toutes deux de concentration C=5,0.10^-2 mol/L. Dans les deux cas on devrait trouver un pH de ……………………..

or on a un pH de ………… pour la solution aqueuse d’acide chlorhydrique et un pH de …………………….pour la solution aqueuse

d’acide éthanoïque .

Interprétations : La solution aqueuse d’acide éthanoïque ou d’acide chlorhydrique résultent de la mise en solution de ces deux espèces

(prises pures au départ) dans de l’eau. Ces deux espèces pures correspondent à CV en terme de nombre de moles . Le tableau

d’avancement général pour les deux acides (HA) s’écrit :

	HA + H₂O = A^- + H₃O⁺
Etat initial	n(HA)i=CV	beaucoup	0	0
ETAT Intermédiaire	n(HA)i -x	beaucoup	…………………..	…………………..
	n(HA)i -x_f	beaucoup	……………………	…………………

* Dans le cas de l’acide chlorhydrique on a le pH=………………………. donc nH₃O⁺=…………………V=CV

(nombre de mole de HCl gazeux introduit au départ dans l’eau)

Le taux d’avancement final se note t =x_final/x_max

Zone de Texte: Le taux d’avancement final se note t =xfinal/xmax

Pour l’acide chlorhydrique ce taux d'avancement est de 100 %. L’acide chlorhydrique gazeux se dissout totalement dans l’eau.

C’est un acide fort donc pH=-log c

* Dans le cas de la solution aqueuse d’acide éthanoïque on a le pH=………………………. donc [H₃O⁺]=………………V=CV

or la quantité de matière en CH₃COOH introduite dans l’eau est la même que celle d’HCl gazeux (pour le même volume d’eau) :

………………….<………………………. toutes les molécules de CH₃COOH introduites n’ont pas réagi avec l’eau.

Le taux d’avancement final correspond à = ..........................=………… seulement …………… des molécules de CH₃COOH introduites dans l’eau se sont transformées en ions H₃O⁺ et CH₃COO^-.L’acide éthanoïque est un acide faible dans l’eau.

2°) La réaction a lieu dans les 2 sens (TP n°7 partie III):

Expériences 1 : On ajoute une goutte d’acide acétique (ou éthanoïque) pur à une solution d’acide acétique de concentration

C=1,0.10^-2 mol/L. Le pH ………………………. donc la concentration en ions H₃O⁺ ……………..

Expérience 2 : On ajoute une pointe de spatule d’éthanoate de sodium (Na⁺+ CH₃COO^-) pur à une solution d’acide acétique de concentration C=1,0.10^-2 mol/L. Le pH ………………………. donc la concentration en ions H₃O⁺ …….. ……………..

Interprétations : Réaction : CH₃COOH _aq+ H₂O = CH₃COO^-._aq+ H₃O⁺

- Cette réaction se déplace dans le sens direct (de la gauche vers la droite) quand on ajoute de l’acide éthanoïque

(consommation de celui-ci ) d’où formation de H₃O⁺et …………….. du pH.

- Cette réaction se déplace dans le sens indirect (droite vers la gauche) quand on ajoute de l’éthanoate de sodium

(consommation de l’éthanoate ) d’où …………………… ; de H₃O⁺et …………….. du pH.

Conclusion : Lorqu’une transformation n’est pas totale, la réaction peut s’effectuer dans les ………… sens . On dit qu’elle est réversible (d’où le signe = dans de nombreuses réactions)

Zone de Texte: Conclusion : Lorqu’une transformation n’est pas totale, la réaction peut s’effectuer dans les ………… sens . On dit qu’elle est réversible (d’où le signe = dans de nombreuses réactions)

III°) Système chimique en équilibre :

Si on prend une solution aqueuse d’acide éthanoïque et que l’on mesure son pH :, celui-ci va rester constant. La concentration

des espèces ne varie pas.

Un système chimique est en équilibre si les concentrations des espèces restent constantes au cours du temps.

Remarques : - Pour connaître l’état d’équilibre d’un système chimique on calcule le taux d’avancement final (regarder ci-dessus)

avec x_final =avancement final réellement obtenu et x_max= avancement que l’on obtiendrait si la réaction était totale.

- un équilibre chimique ne signifie pas qu’il ne se passe plus rien . Du point de vue microscopique il se

produit autant de chocs efficaces entre les réactifs qu’entre les produits. Cet état d’équilibre peut être qualifié de

dynamique, puisqu’il est le siège d’une activité chimique permanente dont les effets se compensent globalement à

l’échelle macroscopique.