Transformations Chimiques s’effectuant dans les Deux sens

Les transformations chimiques acide base

Pour le Terminale S, Es et le Deug ( universitaire )

RAPPELS SUR LES ACIDES ET LES BASES

Acides et bases selon Bronsted.

Un acide est une espèce chimique capable de libérer l’ion hydrogène H+ selon une réaction du type :

AH est un acide :  AH <> A +  H+

Exemples

HCOOH <> HCOO + H+

H2CO3 <> HCO3- + H+

NH4+ <> NH3 + H+

Une base est une espèce chimique capable de capter ion hydrogène H+ selon une réaction du type : 

 B une base  :  B + H+  =>  BH+

Exemples

NH3 + H+   <> NH4+

HCO3- + H+ <> H2CO3

Couple acide / base

Définition acide / base

Soit AH un acide qui  libère les ions H+ et  A dans une solution :

AH => A + H+

l’équation peut être inversée :     A   +  H+   =>  AH

A peut capter H+ pour donner AH,   donc  A est une base

A–  est la base conjuguée de AH  alors AH et A forment un couple acide-base conjugués noté : (AH / A).

A tout couple acide / base on associe une équation de réaction du type :

AH <> A + H+.

Le signe <> montre que la réaction s’effectue dans les deux sens.

Exemples:

CH3COOH / CH2COO–        acide éthanoïque / ion éthanoate

CH3COO est dite base conjuguée de l’acide CH3COOH

CH3COOH est dit acide conjugué de la base CH3COO

Demi équation correspondant à ce couple :  CH3COOH <> CH3COO + H+

 Exemple de quelques couples acide / base:

couples-acide-base

Les couples de l’eau

L’eau intervient dans 2 couples acide/base qui sont : H2O / HO et H3O+ / H2O.

Il joue le rôle d’acide dans un couple et de base dans l’autre c’est un ampholyte

l’eau est l’acide du couple  acido-basique

H2O/HO–             H2O(l) <>  HO(aq) + H+

l’eau est la base du couple  acido-basique

H3O+/H2O           H2O(l) + H+   <> H3O+(aq)

Réaction acido-basique

Toute réaction acido-basique est un transfert de l’ion H+ de l’acide noté HA1 du couple acido-basique HA1 / A1 vers la base notée A2  de l’autre couple acido-basique HA2 / A2:

réaction-acido-base

Exemples :   réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac

CH3COOH / CH3COO−    et   NH4+ / NH3

CH3COOH <> CH3COO + H+

NH3   +  H+  <> NH4+

CH3COOH + NH3 <> CH3COO + NH4+

Définition et mesure de 𝒑𝑯 d’une solution aqueuse

Notion de pH d’une solution aqueuse

Définition

Le pH est lié à la concentration molaire des ions oxonium H3O+ dans une solution aqueuses

Le pH est donné par la relation :     

Calcul pH solution

  • Le pH mesure l’acidité d’une solution aqueuse diluée
  • Le pH est une grandeur sans unité qui permet de distinguer les solutions acides, basiques et neutres
  • [H3O+] exprimé en en mol.L-1 est la concentration de la solution en ions oxonium H3O+.
  • log10 :  le logarithme décimal

Exemples :

[H3O+] = 1,6.10-2 mol.L-1 : pH = 1,8.

On peut déterminer la concentration en ions oxonium à partir du pH:

10-pH = [H3O+]

pH = 3     :  [H3O+] = 10-3 mol.L-1.

La fonction logarithme est une fonction croissante donc:

pH grand <=> [H3O+] petit
pH petit <=>  [H3O+] grand

coloration pH


 

Mesure du pH

Il existe différentes méthodes pour mesurer le pH d’une solution.

Papier pH

 L’utilisation d’un papier pH qui change de teinte en fonction du pH de la solution est une méthode approximative.

  • On  trempe le papier dans la solution
  • A chaque couleur du  papier correspond une valeur de pH selon l’acidité de la solution.

Les indicateurs colorés

Un indicateur coloré de pH est un mélange d’espèces acido-basiques qui changent de couleur selon le pH du milieu.

Il se trouve sous deux formes, chaque forme ayant sa propre couleur.

Il s’agit de couples (acide-faible /base faible)    (HIn / In)   HIn  et  In  ont des couleurs différentes dans la solution en fonction de leur concentration     




PH-Mètre

Le pH-mètre est un appareil de mesure qui permet de déterminer avec précision le pH d’une solution.  Il est constitué généralement d’une électrode en verre reliée à un à un voltmètre électronique gradué en unité de pH.

 Étalonnage  est obligatoire avant toute mesure.

Mesurer le  𝒑𝑯 d’une solution aqueuse est de déterminer la concentration en ions oxonium [𝑯𝟑𝑶+], ainsi que l’état final d’une réaction chimique.

Les transformations totales et non totales

La transformation totale

Réaction entre un acide et l’eau

Solution d’acide chlorhydrique :

On verse, dans un bécher, un volume V=100ml de solution d’acide chlorhydrique gazeux HCl de concentration  3,5.10–2 mol.L-1

Après stabilisation on mesure par Ph-mètre : la valeur indiqué est  pH=1,45

La réaction de HCl avec H2O s’écrit : HCl(g) + H2O(l)   =>   H3O+ + Cl

Tableau d’avancement

Calcul l’avancement maximal de la réaction  xmax

Puisque l’eau est en excès, alors le réactif limitant est 𝑯𝑪𝒍  d’où :

C1 ´ V1 xmax=0

xmax =C1 ´ V1= 3,5.10–2´100. 10–3= 3,5. 10–3 mol

Calcul de xf :

(le pH est déterminé expérimentalement). pH=1,45

Par définition  pH = – log[H3O+]  <=>  [H3O+] = 10–pH =101,45 =3,5.10–2 mol L-1

De plus, d’après le tableau d’avancement :

xf = n(H3O+) = [H3O+] ´ V1 = 10–pH ´ V1=3,5. 10–3 mol

On remarque que :    xmax = xf

On déduit alors que l’acide chlorhydrique gazeux HCl est consommé totalement

On dit que la réaction est totale

Résumé: Une transformation totale s’arrête d’évoluer au cours du temps ce qui montre  la disparition totale d’au moins un des réactifs du système chimique.

La Transformation non totale ou limitée

Solution d’acide éthanoïque :

Considérons une  solution   de concentration C2 = 5,0.10-4 mol.L-1  et volume V2 = 50 mL

on mesure le Ph de la solution   par Ph-mètre : la valeur indiqué est  pH=4

Les deux Couples  acide / base sont :

CH3COOH(aq)  / CH3COO(aq)                                H3O+/ H2O(l)

L’équation de réaction acido-basique entre l’acide éthanoïque et l’eau.

CH3COOH(aq) + H2O(l) = CH3COO(aq) +  H3O+

Le tableau d’avancement de la réaction

Calcul l’avancement maximal xmax

Puisque l’eau est en excès, alors le réactif limitant est CH3COOH(aq)  d’où :

C2 x V2 xmax=0

xmax =C2 x V2 = 5.10-4 x 50.10-3 = 2,5.10-5 mol.

Calcul l’avancement final expérimental  xf 

(le pH est déterminé expérimentalement). pH=4

Par définition  pH = – log[H3O+]  <=>  [H3O+] = 10–pH =104 mol L-1

De plus, d’après le tableau d’avancement :

xf = n(H3O+) = [H3O+] ´ V2 = 10–pH ´ V2 = 10–4 ´ 50. 10–3   mol = 5.10-6 mol

On remarque que L’avancement final (expérimental) xf  est inférieur à l’avancement maximal (théorique) xmax.


xf < xmax  
Puisque xf < xmax donc  la réaction n’est pas totale

Résumé: Les réactifs de la  transformation non totale ou limitée ne se  disparaissent pas  totalement.

Le taux d’avancement final d’une réaction chimique

Le taux d’avancement d’une réaction est égal au quotient du taux d’avancement final par le taux d’avancement maximal :

  • 𝝉 est une grandeur sans unité   0≤𝝉≤𝟏 et peut être exprimée en pourcentage.
  • Si 𝝉=1  la réaction chimique est total
  • Si 𝝉<1  la réaction chimique est  non total

Réaction s’effectuant dans les deux sens.

On prépare une solution aqueuse d’acide éthanoïque  de pH=3,4.

On la verse, dans les béchers A et B équitablement

On ajoute, dans le bécher A , quelques gouttes de l’acide éthanoïque

on remarque que le pH prend la valeur 2,1

Dans le bécher A, le pH diminue (il passe de 3,4 à 2,1) donc la concentration des ions H3O+ augmente.

Ce qui montre que la réaction s’effectue dans le  sens direct  

Sens Direct

CH3COOH(aq)  + H2O(l) => CH3COO(aq) + H3O+(aq)

On ajoute, dans le bécher B , quelques gouttes d’éthanoate de sodium

on remarque que le pH prend la valeur 4,2

Dans le bécher B, le pH augmente (il passe de 3,4 à 4,2) donc la concentration des ions H3O+diminue.

Ce qui montre que la réaction précédente s’effectue dans le sens inverse

sens indirect  

CH3COO(aq) + H3O+(aq)  => Ž CH3COOH(aq)  + H2O(l)

Par conséquent la réaction limitée entre l’acide éthanoïque et l’eau peut s’effectuer dans les deux sens (le sens direct et le sens indirect de l’équation de la réaction), on la modélise avec l’utilisation du signe <>

CH3COOH(aq)  + H2O(l) <> CH3COO(aq) + H3O+(aq)

L’état d’équilibre d’un système chimique

A l’état final d’une transformation non totale (limitée), le système chimique cesse de s’évoluer  c’est-à-dire les concentrations de tous les réactifs et produits restent fixes au cours du temps . on  appelle cet état  : état d’équilibre dynamique

Exemple : de la solution aqueuse d’acide éthanoïque 

les quatre espèces CH3COOH(s), H2O(l), CH3COO(aq) et H3O+(aq) de la réaction d’équation coexistent dans le système à des proportions fixes

On dit que ce système chimique est en équilibre dynamique.

Résumé: Un système chimique, est en équilibre si les concentrations de ses constituants restent constantes au cours du temps

Si vous avez des questions, Merci de laisser un commentaire, l’équipe COURSUNIVERSEL vous répondrez le plutôt possible

Publié par aliwiss

Webmaster, après avoir fini mes études dans la faculté des sciences et techniques au Maroc , Branche : LST ingénierie de l'eau et de l'environnement, J'ai commencé mes business sur le web

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