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 DEFINITION ET MESURE DU pH - leçon n° 3

 

- Cette leçon comporte six paragraphes. 

- Un jus de citron a un goût acide. Cette acidité est due à la présence d'ions oxonium (hydronium) H3O+.

- Une solution aqueuse est acide si elle contient plus d'ions oxonium (hydronium) H3O+ que d'ions hydroxyde HO-.

- Une solution aqueuse est basique si elle contient plus d'ions hydroxyde HO- que d'ions oxonium (hydronium) H3O+.

- Ces notions vont être précisées dans les paragraphes suivants.


1- DEFINITION DU pH D’UNE SOLUTION AQUEUSE


Le pH d’une solution est l’opposé du logarithme décimal de sa concentration en ions oxonium (hydronium) H
3O+ exprimée en mole / litre :

pH = - log [ H3O + ] (1) qui équivaut à [ H3O + ] = 10 - pH (1 bis)

 

2- DEFINITION D’UN ACIDE, D’UNE BASE, D’UN COUPLE ACIDE / BASE

 
2.1 Couple acide / base (Théorie de Brönsted, 1923)

· Un acide est une espèce chimique pouvant céder, au moins, un ion H+.

· Une base est une espèce chimique pouvant capter, au moins, un proton H+.

· Un couple acide / base est constitué d’un acide A et d’une base B conjugués c’est-à-dire reliés par :

AB + H + (2)

Remarques :

- Une quarantaine d'années plus tôt, en 1887, le chimiste suédois Arrhénius donnait les définitions suivantes :

- un acide est un composé chimique qui libère des ions H3O + en solution aqueuse.

- une base est un composé chimique qui libère des ions HO - en solution aqueuse.

- La définition, ci-dessus, du chimiste danois Brönsted (1923) est plus générale. Elle est valable, notamment, quel que soit le solvant. Elle est également valable lorsque deux gaz comme HCl et NH3 réagissent :

HCl (gaz) + NH3 (gaz) Cl - + NH4+ (solide ionique)

(Le gaz acide HCl donne un proton H + au gaz basique NH3, on obtient un solide formé de la base Cl - et de l'acide NH4+ )

- Les définitions d' Arrhénius et de Bronsted sont équivalentes lorsque le solvant est l'eau.


2.2 Acides organiques - Acides minéraux

· La formule générale d'un acide carboxylique (organique) est .

Le nom de cet acide dérive de celui de l'alcane de même chaîne carbonée en remplaçant le -e final de l'alcane par la terminaison -oïque.

Par exemple à l'éthane correspond l'acide éthanoïque.

La base conjuguée de l'acide éthanoïque est l'ion éthanoate.

· Il existe de nombreux acides inorganiques (minéraux) comme, par exemples, l'acide chlorhydrique HCl ou l'acide nitrique HNO3.


2.3 Acide fort dans l'eau

Un acide est dit fort si sa réaction avec l’eau est totale en donnant des ions H3O +.

Exemple : Les molécules de chlorure d'hydrogène HCl (gaz), acide fort, disparaissent totalement dans l'eau :

HCl ( gaz ) + H2O Cl - + H3O + (3)

 

HCl Cl - + H +

A1 fortB1 indifférente

H2O + H + H3O +

B2 indifférente A2 fort

La solution ne contient pas de molécules HCl.

On utilise une flèche simple pour indiquer que la réaction (3) est totale.

Remarques :

- Une espèce est indifférente dans l'eau si, mise en solution dans ce liquide, elle ne modifie pas la valeur du pH initial de l'eau pure (pH = 7 à 25 °C).

- La présence d'ions H3O+ et HO - dans l'eau rigoureusement pure est expliquée ci-dessous.

- La structure de la molécule de chlorure d'hydrogène sera étudiée à la leçon 10.


2.4 Acide faible dans l'eau

Un acide est dit faible si sa réaction avec l’eau, en donnant des ions oxonium (hydronium) H3O +, est limitée par la réaction inverse.

Exemple : L'acide éthanoïque CH3-COOH (liquide) réagit partiellement avec l'eau :

CH3 - COOH + H2OCH3COO - + H3O + (4)

CH3 - COOH CH3COO - + H +

A1 faibleB1 faible

H2O + H + H3O +

B2 indifférente A2 fort

- La solution contient des molécules CH3-COOH. Aux concentrations habituelles, les molécules d'acide éthanoïque CH3-COOH sont même plus abondantes que les ions éthanoates CH3COO -. C'est notamment le cas dans le vinaigre.

- A l'équilibre, en un temps donné, il y a autant de molécules CH3 -COOH qui deviennent ions CH3COO - (flèche vers la droite dans l'équation-bilan 4) que ce qu'il y a d'ions CH3COO - qui deviennent molécules CH3 -COOH (flèche vers la gauche dans l'équation-bilan 4). On a un équilibre dynamique bien que la quantité de chaque espèce chimique reste constante.

- La double flèche de l’équation-bilan CH3 -COOH + H2OCH3COO - + H3O + (4) indique que les 2 réactions, inverses l’une de l’autre, se déroulent simultanément, avec des vitesses égales, en maintenant le système chimique en équilibre. Les quatre espèces chimiques coexistent.

Remarque : Tous les acides organiques sont faibles.


2.5 Base forte dans l'eau

Une base est dite forte si sa réaction avec l’eau est totale en donnant des ions hydroxyde HO -.

Exemple 1 : On fait dissoudre dans l'eau de l'éthanolate de sodium ( Na + + CH3CH2O - ).

Les ions sodium Na + sont spectateurs, passifs, sans action sur l'eau.

Les ions éthanolates CH3CH2O -, eux, réagissent totalement avec l'eau en donnant des ions hydroxyde HO - et des molécules d'éthanol CH3CH2OH.

CH3CH2O - + H2O CH3CH2OH + HO - (5)

CH3CH2O - + H + CH3CH2OH

B2 forte A2 indifférent

H2O HO - + H +

A1 indifférent B1 fort

La solution ne contient pas d'ions éthanolates CH3CH2O -.

On utilise une flèche simple pour indiquer que la réaction (5) est totale.

Remarque : Il ne faut pas confondre les ions éthanolates CH3CH2O - (base forte) et les ions éthanoates CH3COO - étudiés au paragraphe 2-6 (ci-dessous).

Exemple 2 : On fait dissoudre dans l'eau de la soude (hydroxyde de sodium).

L’entité NaOH n’existe pas, même à l'état pur (solide cristallin ionique). Dans l'eau, on a :

"NaOH" (solide déjà ionique) Na + + HO -

La soude est une base forte. Plus exactement, c'est l'ion hydroxyde qui est la base (Na + est indifférent, sans action sur l'eau)


2.6 Base faible dans l'eau

Une base est dite faible si sa réaction avec l’eau, en donnant des ions hydroxydes HO -, est limitée par la réaction inverse.

Exemple : On fait dissoudre dans l'eau de l'éthanoate de sodium ( Na + + CH3COO - ).

Les ions sodium Na + sont passifs.

Les ions éthanoates CH3COO -, eux, réagissent partiellement avec l'eau en donnant des ions HO - :

CH3COO - + H2OCH3COOH + HO - (6)

CH3COO - + H + CH3COOH

B2 faible A2 faible

H2O HO - + H +

A1 indifférent B1 fort

La solution contient des ions éthanoates. Aux concentrations habituelles, les ions éthanoates CH3COO - sont même plus abondants que les molécules d'acide éthanoïque CH3-COOH.

- A l'équilibre, en un temps donné, il y a autant d'ions CH3COO - qui deviennent molécules CH3COOH (flèche vers la droite dans l'équation-bilan 6) que ce qu'il y a de molécules CH3COOH qui deviennent ions CH3COO - (flèche vers la gauche dans l'équation-bilan 6). On a un équilibre dynamique bien que la quantité de chaque espèce chimique reste constante.

- La double flèche de l’équation-bilan CH3COO - + H2OCH3COOH + HO - (6) indique que les 2 réactions, inverses l’une de l’autre, se déroulent simultanément, avec des vitesses égales, en maintenant le système chimique en équilibre. Les quatre espèces chimiques coexistent.

Remarque : Toutes les bases organiques ne sont pas faibles. L'éthanolate de sodium est une base forte étudiée ci-dessus.


2.7 Remarques

· L’eau est un ampholyte. Elle se comporte parfois comme un acide et parfois comme une base :

H2OH + + OH - ( H2O est acide ) (7)

H2O + H + H3O + ( H2O est base ) (8)

· Si l’équation de la réaction est globalement neutre, positive ou négative pour les réactifs de gauche, elle doit être globalement neutre, positive ou négative pour les produits formés à droite.

· Si un acide est indifférent, il ne réagit pas avec l'eau. Le pH reste égal à 7 à 25°C. Par contre sa base conjuguée est forte.

· Si une base est indifférente, elle ne réagit pas avec l'eau. Le pH reste égal à 7 à 25°C. Par contre son acide conjugué est fort.

· Si un acide est faible, il réagit partiellement avec l'eau. Sa base conjuguée est également faible (voir la leçon 5).

· Conclusion : L'opposé de faible est faible. L'opposé de fort est indifférent. L'opposé de indifférent est fort.


3- PRODUIT IONIQUE DE L’EAU


3.1 Produit ionique de l'eau

Toute solution aqueuse contient, entre autres, des ions H3O + et des ions OH -.

Le produit [ H3O + ] [ OH - ] = Keau est constant à température donnée.

A 25 °C, on a [ H3O + ] [ OH - ] = 10 - 14 dans toute solution aqueuse. (9)

Remarque : On en déduit pH = - log [ H3O + ] = 14 + log [ OH - ] à 25 °C.


3.2
Exercice : Autoprotolyse (auto-ionisation) de l’eau


Enoncé

Expliquez pourquoi l’eau parfaitement pure contient non seulement des molécules H2O mais aussi des ions oxonium (hydronium) H3O+ et hydroxyde OH -.


Solution

- Les molécules d’eau s’agitent. Lors de certains chocs une molécule d’eau cède un proton H + à une autre molécule d’eau. La première se transforme en ion hydroxyde OH -, alors que la seconde donne naissance à un ion oxonium (hydronium) :

H2O + H2O OH - + H3O + (10)

 

H2O OH - + H +

A1 indifférent B1 fort

H2O + H + H3O +

B2 indifférente A2 fort

Cette réaction d’autoprotolyse de l'eau (10) fournit autant d’ions H3O+ que d’ions OH -. Elle en fournit très peu.

On obtient [ H3O+ ] = [ OH - ] = 10 - 7 mol / L à la température de 25 °C (11)

Par définition du pH on a alors, pour l’eau pure à 25° C :

pH = - log [ H3O+ ] = 7 (12)

- La réciproque n’est pas vraie, une solution peut avoir un pH = 7 et ne pas être de l’eau pure. Par exemple l'eau salée contenant les ions Na + et Cl - ( passifs ) a un pH = 7 mais n'est pas pure.

- La double flèche de l’équation-bilan H2O + H2O OH - + H3O + indique que les 2 réactions, inverses l’une de l’autre, se déroulent simultanément, avec des vitesses égales, en maintenant le système chimique en équilibre. Les quatre espèces chimiques coexistent. Néanmoins, l'eau pure est essentiellement moléculaire.


4- LIEN ENTRE LE pH ET L’ACIDITE OU LA BASICITE D’UNE SOLUTION

 
· Une solution aqueuse est dite neutre si elle contient autant d’ions oxonium (hydronium) H3O + que d’ions hydroxyde HO -

· Une solution est dite acide si elle contient plus d’ions H3O + que d’ions HO -

· Une solution est dite basique si elle contient plus d’ions HO - que d’ions H3O +

· A 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7 :

 

5- MESURE DU pH. ETALONNAGE D’UN pH-METRE


· Un pH-mètre est constitué d’une sonde de mesure relié à un voltmètre comportant une graduation en unité de pH.

· Etalonnage : La sonde, constituée par deux électrodes combinées ( l’électrode de mesure et l’électrode de référence ), est introduite dans une première solution tampon de pH = 7. A l’aide d’un premier bouton de réglage (standardisation) on fait coïncider la valeur affichée avec 7.

Après avoir rincé la sonde à l’eau distillée on répète l’opération avec une deuxième solution tampon basique ( pH = 9 ) ou acide ( pH = 4 ) et, à l’aide d’un deuxième bouton de réglage ( pente ), on fait coïncider la valeur affichée avec 9 ou 4. Le bouton température a tout d’abord été réglé sur la température des solutions, déterminée avec un thermomètre.

· Le pH-mètre est alors étalonné et prêt à mesurer le pH d’une solution inconnue.


6- pH D’UN ACIDE FORT OU D’UNE BASE FORTE


·
Monoacide fort : pH = - log Ca à 25 °C (13)

Ceci n’est vrai que si le monoacide est fort et si 10 - 6 mol / L< Ca < 10 - 1 mol / L

· Monobase forte : pH = 14 + log Cb à 25 °C (14)

Ceci n’est vrai que si la monobase est forte et si 10 - 6 mol / L< Cb < 10 - 1 mol / L.


A VOIR :

Problème résolu n° 3 A : Concentrations - Dilution - pH des acides forts et bases fortes (Bac)

Problème n° 3 B (à résoudre) : Mélange d'acide chlorhydrique et de chlorure de sodium

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