Acides et Bases 2e partie

1
Acides et Bases 2e partie
2
Calculs associés aux acides et aux bases faibles
(p.189)

• Acides et bases faibles
• Partiellement dissociés

3
Résolution de problèmes déquilibre (Acide ou
Base faible)

• 1. Dresser la liste des principales espèces en
  solution.
• 2. Écrire léquation équilibrée de la réaction.
• Écrire lexpression de la constante déquilibre
  pour
• la réaction.
• 4. Déterminer le rapport entre 0 et Ka ou Kb
• (gt100 approximation et lt100 formule
  quadratique)

4

• 5. Construire un tableau (Initial, Réaction,
  Équilibre)
• Valeurs des concentrations initiales ( 0)
• Variation des concentrations (x)
• Valeurs des concentrations à l'équilibre (
  )
• 6. Effectuer le calcul en utilisant l'expression
  de la constante d'acidité ou de basicité et en
  appliquant lapproximation ou la formule
  quadratique.
• 7. Calculer H3O et/ou le pH.

5
Exercice 5.15 Approximation (p.194)

• Calculer H3O et le pH dune solution de 2.5
  x10-3 mol/L en acide cyanhydrique (HCN), à 25ºC.
• 1. Dresser la liste des principales espèces en
  solution.
• HCN, H2O, H3O, CN-
• 2. Écrire léquation équilibrée de la réaction.
• HCN H2O ? H3O CN-

6

• Écrire lexpression de la constante déquilibre
  pour la réaction.
• Ka H3OCN-
• HCN
• 4. Détermination du rapport entre 0 et Ka ou
  Kb
• (gt100 approximation et lt100 formule
  quadratique)
• 0 / Ka 2.5 x10-3 / 6.2 x10-10 4.0 x106 gt
  100
• Approximation

7
5. Construire un tableau (Initial, Réaction,
Équilibre)
8
6. Effectuer le calcul en utilisant l'expression
de la constante d'acidité ou de basicité et en
appliquant lapproximation ou la formule
quadratique.

• Approximation ? HCN HCN0
• Ka H3OCN- x2 6.2
  x10-10
• HCN 2.5 x10-3
• X v (6.2 x10-10 2.5 x10-3) 1.25 x10-6
• 7. Calculer H3O et le pH.
• H3O 1.25 x10-6
• pH - log H3O - log (1.25 x10-6) 5.9

9
Exercice 5.17 Formule quadratique (p.194)

• Calculer la concentration de toutes les espèces
  chimiques dune solution de 2.5 x10-3 mol/L en
  acide dichloroacétique (CHCl2COOH), dont la
  constante dacidité les égale à 3.3 x10-2 à 25ºC.
  
• 1. Dresser la liste des principales espèces en
  solution.
• CHCl2COOH, H2O, H3O, CHCl2COO-
• 2. Écrire léquation équilibrée de la réaction.
• CHCl2COOH H2O ? H3O CHCl2COO-

10

• Écrire lexpression de la constante déquilibre
  pour la réaction.
• Ka H3OCHCl2COO-
• CHCl2COOH
• 4. Détermination du rapport entre 0 et Ka ou
  Kb
• (gt100 approximation et lt100 formule
  quadratique)
• 0 / Ka 2.5 x10-3 / 3.3 x10-2 7.57 x10-2 lt
  100
• Formule quadratique

11
5. Construire un tableau (Initial, Réaction,
Équilibre)
12
6. Effectuer le calcul en utilisant l'expression
de la constante d'acidité ou de basicité et en
appliquant lapproximation ou la formule
quadratique.

• Ka H3OCHCl2COO- x2
  6.2 x10-10
• CHCl2COOH (2.5 x10-3 X)
• X2 8.25 x10-5 - 3.3 x10-2 X
• X2 3.3 x10-2 X - 8.25 x10-5 0
• -b vb2 4ac Où a 1, b 3.3 x10-2
  et c -8.25 x10-5
• 2a
• x1 2.35 x10-3
• x2 - 3.54 x10-2

13

• 7. Calculer H3O et le pH.
• H3O CHCl2COO- 2.35 x10-3
• CHCl2COOH 2.5 x10-3 - 2.35 x10-3 1.5 x10-4

14
Degré de dissociation (p.194)

• Degré de dissociation (a)
• Quantité de molécules dissociées (mol/L)
• Quantité de molécules à létat initial (mol/L)
• Pourcentage de dissociation ? 100

15
Exercice 5.18 (p.195)

• Calculer le de dissociation dune solution 1.0
  x10-2 mol/L dacide acétique (CH3COOH)
• 1. Dresser la liste des principales espèces en
  solution.
• CH3COOH, H2O, H3O, CH3COO-
• 2. Écrire léquation équilibrée de la réaction.
• CH3COOH H2O ? H3O CH3COO-

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• 3. Écrire lexpression de la constante
  déquilibre pour la réaction.
• Ka H3OCH3COO-
• CH3COOH
• 4. Détermination du rapport entre 0 et Ka ou
  Kb
• (gt100 approximation et lt100 formule
  quadratique)
• 0 / Ka 1.0 x10-2 / 1.8 x10-5 555.56 gt 100
• ? Approximation

17
5. Construire un tableau (Initial, Réaction,
Équilibre)
18
6. Effectuer le calcul en utilisant l'expression
de la constante d'acidité ou de basicité et en
appliquant lapproximation ou la formule
quadratique.

• Approximation ? CH3COOH CH3COOH0
• Ka H3OCH3COO- x2
  1.8 x10-5
• CH3COOH 1.0 x10-2
• X v (1.8 x10-5 1.0 x10-2) 4.2 x10-4
• 7. Calculer H3O et le pH.
• H3O 4.2 x10-4

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• a molécules dissociées (mol/L) 4.2
  x10-4
• molécules à létat initial (mol/L)
  1.0 x10-2
• dissociation a 100 0.042100
• 4.2

20
Exercices Chapitre 5(p. 206)

• 34-35-37-39-41
• Exercice 5.16 (p. 194)

21
Propriétés acido-basiquesdes sels (p.210)

• Le terme sel est simplement une autre façon de
• désigner un composé ionique qui, lorsqu'il sera
• dissous produira un anion et un cation.
• Cet anion et ce cation sont alors libres de se
  déplacer
• indépendamment l'un de l'autre (solution diluée).
• Dans certaines conditions, ces ions se comportent
• soit comme des acides, soit comme des bases.

22
Sels qui produisent des solutions Neutres

• Anions provenant dacides forts Neutre
• Cations provenant de bases fortes Neutre
• Ne réagissent pas avec H2O
• Ex. NaCl, KCl, KNO3

23
Exemple 6.1 (p.211)

• KNO3
• HNO3 KOH ? KNO3 H2O
• Acide fort Base forte
• K H2O ? Aucune réaction
• NO3- H2O ? Aucune réaction
• Solution Neutre

24
Sels qui produisent des solutions Basiques

• Anions provenant dacides faibles
• Réaction avec H2O ? Formation de OH-
• Cations provenant de bases fortes Neutre
• Pas de réaction avec H2O
• Ex. KCN, NaF, CH3COONa

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Exemple 6.1 (p.211)

• b) CH3COONa
• CH3COOH NaOH ? CH3COONa H2O
• Acide faible Base forte
• Na H2O ? Aucune réaction
• CH3COO- H2O ? OH- CH3COOH
• Solution Basique

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Sels qui produisent des solutions Acides

• Anions provenant dacides forts Neutre
• Pas de réaction avec H2O
• Cations provenant de bases faibles
• Réaction avec H2O ? Formation de H3O
• Ex. NH4Br, NH4Cl

27
Exemple 6.1 (p.211)

• c) NH4Cl
• NH4OH HCl ? NH4Cl H2O
• Base faible Acide fort
• NH4 H2O ? H3O NH3
• Cl- H2O ? Aucune réaction
• Solution Acide

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Solution tampon(p.216)
29
Définition

• Acide faible sel de la base faible conjuguée
• Ex. HF/NaF
• ou
• Base faible sel de lacide faible conjugué
• Ex. NH3/NH4Cl

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Particularité

• Une solution tampon est capable
• de résister à laddition de faibles
• quantités dions H3O ou OH-
• sans que le pH soit
• considérablement modifié.
• Repose sur leffet de lion commun.

31
Acide et base conjuguée

• HA (aq) H2O (l) ? H3O (aq) A- (aq)
• Ajout de OH- ? neutralisation par H3O
• La réaction vers la droite (???) est favorisée
  pour retourner à léquilibre
• A- (aq) H2O (l) ? OH- (aq) HA (aq)
• Ajout de H ? neutralisation par OH-
• La réaction vers la droite (???) est favorisée
  pour retourner à léquilibre

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Base et acide conjugué

• BH (aq) H2O (l) ? H3O (aq) B (aq)
• Ajout de OH- ? neutralisation par H3O
• La réaction vers la droite (???) est favorisée
  pour retourner à léquilibre
• B (aq) H2O (l) ? OH- (aq) BH (aq)
• Ajout de H ? neutralisation par OH-
• La réaction vers la droite (???) est favorisée
  pour retourner à léquilibre

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• La solution conserve son
• pouvoir tampon si
• 0.1 lt A- lt 10 ou 0.1 lt BH lt 10
• HA
  B

34
Équation dHenderson-Hasselbalch (p.219)

• H3O Ka A- pH pKa log A-
• HA
  HA
• OH- Kb BH pOH pKb log BH
• B
  B

35
Exercice 6.8 (p.224)

• Une solution tampon est constituée de 0.45 mol/L
• de NH3 et de 0.60 mol/L de NH4Cl, calculez
• Le pH de la solution tampon

pOH pKb log NH4 pOH 4.75
log 0.60 4.87
NH3
0.45 pH pOH 14 ? pH 14
pOH 14 4.87 9.13
36
Exercice 6.8 (p.224) Suite

• B) Le pH après lajout de 0.05 mol de H3O à 1 L
  de solution

37
Exercice 6.8 (p.224) Suite
NH4 0.65 1.6 ? conservation du
pouvoir tampon NH3 0.40
pOH pKb log NH4 4.75
log 0.65 4.96
NH3
0.40 pH pOH 14 ? pH 14
pOH 14 4.96 9.04
38
Exercice 6.8 (p.224) Suite

• C) Le pH après lajout de 0.05 mol de OH- à 1 L
  de solution

39
Exercice 6.8 (p.224) Suite
NH4 0.55 1.1 ? conservation du
pouvoir tampon NH3 0.50
pOH pKb log NH4 4.75
log 0.55 4.79
NH3
0.50 pH pOH 14 ? pH 14 pOH
14 4.79 9.21
40
Exercices Chapitre 6(p. 250)

• Exercice 6.1 (p. 212)
• 19 et 20
• Retour sur les exercices faits en classe!