Bases et acides dans l’environnement
Très présents dans environnement.
Exemple:
- Bases: produits ménagers, Javel, débouche-conduits, savon, nettoyant WC
- Acide: Durgol
- Intérieur du corps (HCl /acide chlorhydrique dans estomac, bile: base).
- Environnement: Pluies acides, CO2 acidifie les océans (pas acide lui-même).
Reconnaître un acide
- Goût acide -> aigre (vinaigre, citron)
- Changent de couleur en présence d’indicateurs acido-basiques
- Réaction de neutralisation avec les bases: HCl (acide) + NaOH (base) -> NaCl + H20 (solution neutre)
- Réaction violente avec les métaux (solutions d’acide, acides purs ne réagissent pas): Mg + 2 HCl -> MgCl2 + H2 (se transforme en sel)
- Électrolyte, Conduit le courant électrique
- PH entre 0 et 6 (0 étant très acide, 6 légèrement acide, 7 neutre)
Reconnaître une base
- PH d’une solution basique entre 8 et 14
- Goût de savon
- Changement de couleur avec un indicateurs acido-basiques
- Réagit avec les graisses 🧈 pour former des savons 🧴 (réaction de saponification)
- Réaction de neutralisation avec les acides: HCl + NaOH -> NaCl + H2O
- Électrolyte, Conduit le courant électrique (=acides), (batteries alcalines): NaOH -> Na+ + OH-
- Si OH dans le réactif, pas besoin de l’additionner à H2O
Indicateur acido-basique
Indicateur coloré (molécules) qui permet d’indiquer le taux d’acidité ou de basicité d’une solution en changeant de couleur.
Origine de l’acidité
La présence de l’ion H3O+ (hydronium)
Contiennent des ions hydrogène liés à molécule d’eau
H⁺ + H₂O → H₃O⁺
-> se forme lorsqu’une substance perd un H+, c’est-à-dire un proton.
-> pH (potentiel hydrogène)
Ion hydronium
H3O+
Ion hydroxyde
OH-
Définitions des acides-bases
1) Définition d’Arrhénius (uniquement en solution aqueuse):
○ acides: substances qui se dissocient (s’ionisent) en solution aqueuse pour produire ions hydronium (H3O+)
○ Bases: substances qui, en se dissolvant dans eau, s’ionise pour produire ions hydroxydes (OH-).
2) Définitions de Bronsted et Lowry:
○ acide: substance capable de céder un proton / donneur de protons
○ base : substance capable d’accepter un proton / accepteur de protons
Classification des acides et des bases
Via le nombre de protons qui peuvent être transférés.
Classification des acides
Acides monoprotiques: libèrent un seul proton. HA + H2O <-> H3O+ + A-. Ex: HCl, HBr, HF, NHO3, HNO2, CH3COOH, HCOOH
Acides polyprotiques: libèrent plusieurs protons en plusieurs étapes. HxA + xH2O <-> xH3O+ + Ax-
H2SO4 + 2H2O <-> 2H3O+ + SO42-
Ex: H2SO4, H2SO3, H2CO3, H3PO4
Acides inorganiques (minéraux):
éjectés par des gaz volcaniques. Présents également sur d’autres planètes.
exemples:
- Acide chlorhydrique (HCl): HCl + H2O <-> Cl- + H3O+
- Acide nitrique (HNO3): HNO3 + H2O <-> NO3- + H3O+
- Acide sulfurique (H2SO4): H2SO4 + 2H2O <-> SO42- + 2H3O+
- Acide carbonique (H2CO3, bulles des boissons gazeuses): H2CO3 + 2H2O <-> CO32- + 2H3O+
- Acide phosphorique (H3PO4, coca-cola): H3PO4 + 3H2O <-> PO43- + 3H3O+
Acides organiques / carboxyliques:
proviennent du bois .
Toujours même formule
R: groupement d’atomes avant le C (remplace ces atomes)
HCOOH + H2O <-> HCOO- + H3O+
- Acide formique (acide carbonique le + simple)
- Acide acétique
- Acide benzoïque
Bases catégories
Base monoprotique: B + H2O <-> BH+ + OH-
NH3 + H2O <-> NH4+ + OH-
Ex: NAOH, KOH, NH3
Base polyprotique: B + xH2O <-> BH2 + 2OH-
Ca(OH)2 + 2H3O <-> Ca2+ + 2H2O
Ex: Ca(OH)2, ZN(OH)2, Al(OH)3
Bases inorganiques / minérales:
- Hydroxyde de métaux (dissolution simple, pas besoin ajout H2O !: NAOH -> Na+ + OH-): NaOH, KOH, Mg(OH)2
- Oxyde de métaux: Na2O, K2O, CaO
- Carbonates de métaux: Na2CO3, K2CO3, CaCO,
- Hydrogénocarbonates de métaux: NaHCO3, KHCO3,
- Hydrure de métaux: NaH, KH, CaH2
Bases organiques 🌿:
Tous les dérivés de l’ammoniaque: NH3, R-NH2
R-NH2 + H2O -> R-NH3+ + OH-
Force d’un acide
Selon la tendance à céder ses protons
Dépend de
1) Constante d’acidité: Ka
2) Structure: si bcp Carbones, acide faible
Acide fort: pKa <= 0. Ionisation totale (substance se transforme complètement en ions)
Acide faible: pKa > 0. Ionisation partielle (substance ne se transforme qu’en partie en ions)
En dessous de barre grise (oxonium) FET 239
Force d’une base
Dépend de la capacité à accepter un proton
Base forte: Pka >= 14. Ex: NaOH + H2O -> NA+ + OH-.
Base faible: Pka < 14. En dessous de la 2e barre grise FET 239. Ex: NH3 + H2O -> NH4+ + OH-.
Couple acide-base conjuguée
Couple acide-base: l’ensemble d’un acide et d’une base susceptibles de s’échanger un protons H+ selon la demi-équation acido-basique.
Ne se différencient que par 1 proton, a donné/reçu un proton.
Acide + H2O -> Base + H3O+
Lorsqu’on utilise un acide, acide devient base.
Acide -> base conjuguée.
Base -> acide conjugué.
Toujours 2 couples acide/base conjuguée.
Ex: HA (acide) + H2O (base) <-> H3O+ (acide conjugué) + A- (base conjuguée)
Relations acide-base conjuguée
1)
- Acide faible aura une base conjuguée faible (si acide faible très faible, base conjuguée faible relativement forte)
- Base faible aura un acide conjugué faible
2)
- Acide fort aura une base conjuguée insignifiante
Base forte aura un
Ampholyte
Espèce chimique qui peut être à la fois acide et base
Exemple: eau, ammoniac (NH3), + beaucoup de molécules ioniques
Produit ionique de l’eau
Ampholyte
- Eau peut céder un proton: H2O + HCO3- -> OH- + H2CO3
- Eau peu accepter un proton: H2O + HCN -> H3O+ + CN-
= Multiplication des concentration des ions hydronium (H3O+) et hydroxyde (OH-)
L’eau pure contient donc de très faibles quantités de H3O+ (ion hydronium) et de OH- (ion hydroxyde). Les concentrations de ces deux ions valent chacune 10-7 M.
Ke = (H3O+) x (OH-) = 10-7M x 10-7 M = 10-14 M2
! Mais ces 2 tendances sont très faibles. L’échange de protons dans de l’eau pure a lieu en très faible quantité.
! Conditions: - eau pure
- Température de 25°C
Autoprotolyse de l’eau.
La constante Ke
constante
10-14 M2
Valable dans l’eau pure + dans toute solution aqueuse diluée.
Explication du rapport PH et produit ionique de l’eau
Le produit des concentrations des deux ions hydronium et hydroxyde
- Si ajout acide dans l’eau pure, acide cède son proton à la molécule d’eau -> fera augmenter la concentration des ions ↗️ H3O+ -> la concentration des ions HO- va diminuer ↘️ dans les mêmes proportions afin que le produit [H3O+] . [OH-] reste constant.
- Si ajout base à de l’eau (OH-) -> fixe un proton de la molécule d’eau -> fera augmenter la concentration des ions ↗️ OH- ->la concentration des ions H3O+ va diminuer ↘️ dans les mêmes proportions afin que le produit [H3O+] . [OH-] reste constant.
PH
- Chimiste Lauritz Soerensen
- Caractérise l’acidité d’une solution par un nombre simple
- Comparer des concentrations d’ions OH- et H3O+ ayant des valeurs excessivement petites
- Soerensen instaure des nombres entiers via les logarythmes de 10
P = -log10 et H= (H3O+) => pH = -log ([H3O+])
=> [H3O+]=10-pH
! Utiliser LOG et pas LN sur calculatrice
