Chapitre 4

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Chapitre 4

• Les acides, les bases et les équilibres acido -
  basiques

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Introduction

• Les acides et les bases font partie de notre vie
  quotidienne
• Mesure du pH de la piscine
• Utilisation de produits nettoyants (windex NH3)
• Produits tels Plombex, Drano, eau de Javel,
• Aliments vinaigre, Pepsi, lait, petite vache
• Selon théorie dArrhenius 
• un acide est une substance qui libère des ions H
  en solution aqueuse
• une base est une substance qui libère des ions
  OH- en solution aqueuse.
• Théorie qui a ses limites  comment expliquer que
  NH3 est une base?

3
4.1 Théorie des acides et des bases de
Brønsted-Lowry

• Propose que les réactions entre les acides et les
  bases se fondent sur le transfert dun proton
  (H) dune espèce à lautre.
• Ainsi, un acide est une espèce chimique qui
  réagit en cédant H cest un donneur de proton.
• Une base réagit en fixant un proton cest un
  accepteur de proton.
• Une réaction entre un acide est une base est une
  réaction acido-basique.
• ion hydronium  en solution, H nexiste pas
  réellement
• cest une molécule deau qui accepte le proton
  pour former lion hydronium, H3O
• Comment NH3 peut être une base?
• NH3 H2O ? NH4 OH-
  (structure Lewis)

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Les acides et les bases conjuguées

• On peut résumer le transfert dun proton entre un
  acide et une base par léquation équilibrée
  suivante 
• HA ? A- H
• acide base conj.
• Lorsque lacide perd un proton, lespèce formée a
  tendance à le regagner selon la réaction inverse
• Cette espèce (A-) est une base.
• Lacide et la base, dont les formules ne
  diffèrent que par un proton, forment un couple
  acidobasique et sont appelés acide et base
  conjugués.

5
Les acides et les bases conjuguées

• Exemple 
• CH3COO- est la base conjuguée de lacide
  acétique, CH3COOH.
• NH4 est lacide conjugué de NH3 (base)
• Certaines espèces peuvent se comporter comme un
  acide ou comme une base
• De telles substances sont des amphotères.
• Leau est un amphotère, comme certains ions
  provenant des acides polyprotiques (à voir plus
  loin).

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Les constantes dacidité et de basicité

• HA(aq) H2O(l) ? A-(aq) H3O(aq)
• À cet équilibre est associée une constante
  déquilibre 
• Pour une solution diluée, leau se trouve en
  grand excès par rapport aux autres espèces.
• Sa concentration demeure donc presque inchangée
  elle est donc considérée comme une constante.

7
Les constantes dacidité et de basicité

• Elle est donc intégrée à la constante
  déquilibre, qui se nomme constante dacidité
  (Ka). Donc, Ka KH2O.
• Plus la valeur de Ka est élevée, plus lacide est
  fort.

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Les constantes dacidité et de basicité

• On peut également appliquer le même raisonnement
  pour les bases faibles 
• Kb est la constante de basicité dune base faible
  B, associée à léquilibre 
• B(aq) H2O(l) ? BH(aq) OH-(aq)
• Kb KH2O.
• Plus la valeur de Kb est élevée, plus la base est
  forte.

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La force des couples acido-basiques

• Les acides et les bases nont pas tous la même
  force
• Il y a des acides et des bases fortes, et des
  acides et des bases faibles.
• Ex  HCl, acide fort.
• HCl H2O ? H3O
  Cl-
• acide base acide conjugué
  base conjuguée
• flèche simple car dissociation (ionisation)
  complète

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La force des couples acido-basiques

• Ex  CH3COOH, acide faible.
• CH3COOH H2O ? H3O
  CH3COO-
• acide base
  acide conj. base conj.
• flèche double car dissociation (ionisation)
  partielle
• Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée
  est faible
• Plus une base est forte, plus son acide conjugué
  est faible

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La force des couples acido-basiques

• La réaction acido-basique qui va vers la
  formation de lacide le plus faible.
• Ex
• CH3COOH Br- ? HBr
  CH3COO-
• Réaction inverse favorisée.

Acide faible
Base conj. très faible
Acide fort
Base conj. forte
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4.3 Lauto-ionisation de leau et léchelle de
pH

• Leau est un solvant qui a la capacité de réagit
  parfois comme un acide, parfois comme une base
  (solvant amphiprotique), selon les composés avec
  lesquels elle est en présence.
• On peut aussi considérer quelle réagit avec
  elle-même 
• H2O(l) H2O(l) ? OH-(aq) H3O(aq)
• Cette équation représente lauto-ionisation de
  leau.

13
La constante de dissociation de leau

• Si on écrit la constante déquilibre de la
  réaction précédente 
• On peut également écrire lexpression comme
  suit 
• La quantité deau dissociée est faible donc,
  H2O est pratiquement constante.
• Dans ces conditions, KH2O2 est une constante
  appelée constante de dissociation de leau.
• Son symbole est Keau.
• On utilisera Keau 1,00 x 10-14 (température
  implicite de 25C)

14
Le calcul des concentrations des ions H3O et
OH-

• Dans leau pure, les concentrations de H3O et
  OH- sont égales puisque les ions ne proviennent
  que de lautoprotolyse.
• Donc, Keau H3OOH- peut sécrire
  Keau H3O2 OH-2 1,00 x 10-14
• On déduit que H3O OH- 1,00 x 10-7
  mol/L
• La dissolution dun acide ou dune base dans
  leau détruit légalité des concentrations des
  ions hydronium (H3O) et des ions hydroxyde
  (OH-).
• Toutefois, les nouvelles valeurs de concentration
  doivent toujours satisfaire le produit ionique de
  leau.

15
Le calcul des concentrations des ions H3O et OH-

• Ex 
• HCl H2O ? H3O Cl-
• Solution 0,000 15 mol/L HCl
• Dissociation complète (acide fort)
• H3O 1,00 x 10-7 0,000 15 0,000 15
  mol/L
• Quelle est la OH- ?

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Le pH et le pOH

• Pour exprimer lacidité ou la basicité dune
  solution, les chimistes préfèrent utiliser la
  fonction pH, définie par la relation 
•  log  est labréviation du logarithme à base
  10.
• La fonction  p  indique  -log 

17
Le pH et le pOH

• Une solution est acide si la concentration des
  ions hydronium est supérieure a celle de leau
  pure (1,00 x 10-7 mol/L).
• Le pH dune solution acide est donc inférieur à
  7.
• Une solution est basique si la concentration des
  ions hydronium est inférieure à celle de leau
  pure.
• Le pH dune solution basique est donc supérieur à
  7.
• Le pOH est exactement la même chose, sauf pour
  OH-

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La relation entre pH et pOH

• La transformation en logarithme de Keau conduit
  à 
• En inversant les signes de chaque côté, on
  obtient 
• qui nest dautre que
• Si on connaît le pH dune solution, on peut donc
  obtenir rapidement le pOH, et vice-versa.
• Voir fig 4.4 page 178, et exemple 4,4 et 4.5.

19
4.4 Léquilibre en solution des acidesfaibles
et des bases faibles

• On a vu précédemment la définition de la
  constante dacidité (Ka) et de la constante de
  basicité (Kb).
• On peut appliquer la fonction  p  à ces
  constantes pour obtenir le pKa et le pKb.
• Plus pKa est faible, plus lacide est fort
• Plus pKb est faible, plus la base est forte.
• Voir tableau 4.3 (important!) pour valeurs de Ka,
  pKa, Kb et pKb de plusieurs acides et bases,
  ANNEXE C.2 pages A24 à A28.
• Acides forts  pKa lt 0 (HCl, HBr, HI, HNO3,
  H2SO4 (1ere ionisation), HClO4), donc ionisation
  complète lors de la mise en solution.
• Bases fortes  NaOH, KOH, LiOH, ionisation
  complète.

20
Quelques calculs déquilibres acido-basiques

• Cette méthode comporte 6 étapes 
• Écrire léquation chimique équilibrée
• Écrire la constante déquilibre
• Compléter le tableau des concentrations (tableau
  iCé)
• Vérifier la validité des approximations
• Substituer les valeurs dans lexpression de la
  constante déquilibre
• Résoudre léquation
• Exemples vus en classe, exemples 4.6 à 4.10.

21
4.5 Les acides polyprotiques

• Un acide polyprotique est un acide qui a plus
  dun proton (H) par molécule.
• Ex  H2SO4, H3PO4, polyacides organiques,
• Les polyacides possèdent donc plus dune
  constante dacidité lacide phosphorique en a
  trois, lacide carbonique en a deux, etc.
• Il est important de savoir que les constantes
  dacidité dun polyacide ne sont pas égales, donc
  que les différents protons ne se libèrent pas en
  même temps.

22
Les acides polyprotiques

• Ex  Pour lacide carbonique 
• H2CO3(aq) H2O(l) ? HCO3-(aq) H3O(aq)
  Ka1 4,3 x 10-7
• HCO3-(aq) H2O(l) ? CO32-(aq) H3O(aq)
  Ka2 5,6 x 10-11
• On remarque que la constante dacidité de la
  première ionisation est beaucoup plus grande que
  celle de la deuxième ionisation.
• Cette différence est attribuable aux attractions
  électrostatiques.
• En effet, la perte du premier proton conduit à
  lespèce HCO3- il est plus difficile darracher
  un proton à cet anion à cause de lattraction
  électrostatique entre le proton chargé
  positivement et lespèce CO32- qui est chargée
  négativement.
• Voir exemples 4.11 et 4.12, et lire le texte
  (page 192) pour subtilités de H2SO4

23
pH dune solution dions amphotères

• Le calcul réel du pH dune solution damphotères
  est complexe et dépasse le cadre de ce cours.
• On peut cependant déterminer sil est plus
  efficace de titrer un tel ion avec une base ou un
  acide.
• Pour ce faire, il faut comparer les constantes
  dacidité et de basicité de lion amphotère.
• Si Kb est plus grand que Ka, lion est plus
   efficace  comme base que comme acide.
• On considérera donc léquilibre  basique  de
  cet ion pour approximer le pH.
• Exemple  HCO3- est meilleur comme base que comme
  acide.
• À linverse, si Ka est plus grand que Kb, lion
  est plus  efficace  comme acide.
• On considérera donc léquilibre  acide  de cet
  ion pour approximer le pH.

24
La relation entre Ka, Kb et Keau

• Pour léquilibre
• HA(aq) H2O(l) ? A-(aq) H3O(aq)
• on sait que la constante dacidité est 
• Dans cette solution, la base conjuguée A- est en
  équilibre avec leau, les ions OH- et lacide
  conjugué HA selon léquilibre
• A-(aq) H2O(l) ? HA(aq) OH-(aq)
• La constante de basicité est

25
La relation entre Ka, Kb et Keau

• Si on multiplie ces deux constantes 
• Après avoir simplifié 

26
La relation entre Ka, Kb et Keau

• Donc, le produit de la constante dacidité dun
  acide par la constante de basicité de sa base
  conjuguée est égal au produit ionique de leau 
• Si on utilise la fonction  p , cette expression
  devient 
• Cette équation est valide pour tout couple
  acidobasique dans leau.

27
4.6 Les ions en tant quacides et bases

• Un sel qui se dissout dans leau, complètement ou
  partiellement, peut présenter des propriétés
  acidobasiques.
• Certains sels, tel NaCl, ne présentent aucune
  affinité pour les ions hydronium ou hydroxyde.
• Par exemple, les cations de métaux alcalins Li,
  Na, K, Rb et Cs sont des ions  passifs  qui
  nont pas daffinité pour OH-.
• La situation change lorsque les cations sont des
  acides faibles, ou les anions des bases faibles.

28
Les ions en tant quacides et bases

• Par exemple, le nitrite de sodium, NaNO2, se
  dissocie complètement dans leau.
• NaNO2(aq) ? Na(aq) NO2-(aq)
• Toutefois, lion nitrite est une base faible
• NO2-(aq) H2O(l) ? HNO2(aq) OH-(aq)
• Donc, la dissociation complète du sel conduit à
  la présence dune base faible en solution.
• Cette base faible modifiera la concentration en
  ions OH- de leau pure, donc conduira à un pH
  différent de 7.

29
Les ions en tant quacides et bases

• Si jamais le sel est composé de deux ions qui
  réagissent avec leau, il faut comparer le Ka de
  lion qui réagit comme un acide et le Kb de lion
  qui réagit comme une base pour déterminer si le
  pH sera acide ou basique.
• Si Kb gt Ka, la solution sera basique.
• Si Kb lt Ka, la solution sera acide.

30
Les ions en tant quacides et bases

• Ex  NH4CN dans leau  le pH (qualitativement)
  est-il acide ou basique ?
• NH4CN ? NH4 CN-
• NH4 H2O ? NH3 H3O Ka
  5,5 x 10-10
• CN- H2O ? HCN OH- Kb
  1,6 x 10-5
• Kb gt Ka, la solution résultante sera basique.
• Lire page 195, exemples 4.13, 4.14 et 4.15.

31
4.7 Leffet dion commun

• On peut mélanger des solutions qui contiennent
  des ions communs
• Ceci peut influencer le pH de la solution qui
  résulte de ce mélange.
• Ex  Comment peut-on calculer le pH de la
  solution résultant du mélange de 50,0 ml de
  CH3COOH (2,00 mol/L) et de 50,0 ml de CH3COONa
  (2,00 mol/L)? (vu en classe)
• Voir aussi exemples de calcul de pH de mélanges
  (vus en classe).

32
Le mélange dacides ou de bases

• Le calcul de pH dun mélange dacides ou de bases
  peut devenir complexe 
• Les calculs associés aux mélanges dacides et de
  bases faibles ne seront pas abordés.
• Toutefois, on peut calculer le pH dune solution
  résultant dun mélange de
• 2 acides forts ou 2 bases fortes
• 1 acide faible et 1 acide fort
• 1 base faible et 1 base forte
• Voir exemple 4.17 (important).

33
4.8 Les solutions tampon

• Beaucoup de réactions chimiques nécessitent un
  niveau dacidité (presque) constant pour se
  produire.
• Une solution tampon a pour caractéristique de
  résister aux variations de pH causées par un
  ajout dions H3O ou OH- dans le système.
• Une telle solution doit obligatoirement contenir
  une base qui réagira avec les ions hydronium
  ajoutés ou créés, et un acide qui réagira avec
  les ions hydroxyde ajoutés ou créés.
• Ce ne sont pas tous les mélanges dacide et de
  base qui forment une solution tampon lacide et
  la base ne doivent pas réagir ensemble.

34
Les solutions tampons

• Ex  Un mélange de HCl (acide) et de NaOH (base)
  ne forme pas une solution tampon car ces deux
  produits réagissent ensemble pour former de leau
  et du NaCl(aq).
• Une solution tampon est généralement constituée
  dun acide faible et de sa base conjuguée (ou
  dune base faible et de son acide conjugué).
• Les proportions des deux constituants sont à peu
  près égales dans la solution.

35
Le fonctionnement dune solutiontampon

• Examinons le fonctionnement dune solution tampon
  formé dun acide HA et de sa base conjuguée A- 
• Si on ajoute des ions H3O dans la solution,
  ceux-ci réagiront avec la base selon léquation
• A-(aq) H3O(aq) ? HA(aq) H2O(l)
• La constante déquilibre de cette réaction est
  très grande
• De fait, cette réaction est linverse de la
  dissociation de lacide dans leau.
• Donc, la constante de cet équilibre sera
  linverse de la constante dacidité de HA.

36
Le fonctionnement dune solutiontampon

• Ex  Si la constante de dissociation de lacide
  est denviron 10-6, la constante de la réaction
  inverse (ci-dessus) vaudra environ 106. Cette
  valeur est très élevée, et on peut considérer que
  la réaction ci-dessus sera complètement déplacée
  vers la droite.
• Donc, lajout dions H3O dans la solution naura
  que très peu deffet sur le pH car ils réagiront
  tous pour donner lacide faible et de leau.

37
Le fonctionnement dune solutiontampon

• De la même façon, si on ajoute des ions OH- dans
  la solution, ils réagiront avec lacide selon la
  réaction 
• HA(aq) OH-(aq) ? A-(aq) H2O(l)
• Les ions OH- réagiront fortement avec lacide non
  dissocié HA car cet équilibre est fortement
  déplacé vers la droite
• En effet, la constante déquilibre de cette
  réaction est égale à Ka/Keau, donc denviron 108
  si Ka est denviron 106.
• De cette façon, lajout dions hydroxyde
  influencera que très peu le pH de la solution.
• On peut appliquer le même raisonnement pour une
  base B et son acide conjugué BH.

38
Une équation pour les solutionstampons

• Pour une réaction acidobasique 
• HA(aq) H2O(l) ? A-(aq) H3O(aq)
• la constante déquilibre sécrit
• Si on prend le log de chaque côté, cette équation
  devient 

39
Léquation de Henderson-Hasselbach

• En réarrangeant, on obtient léquation de
  Henderson-Hasselbalch 
• Puisque HA BH na/V, et A- B
  nb/V, on peut également écrire 
• ou simplement

40
Léquation de Henderson-Hasselbach

• Cette équation fonctionne si 
• La valeur du rapport base conjuguée/acide
  faible, ou base faible/acide conjugué, se
  situe entre 0,10 et 10
• Les deux termes base conjuguée et acide
  faible, ou base faible et acide conjugué,
  sont au moins 100 fois supérieurs à Ka. (pour
  respecter la règle du 5)

41
La préparation des solutions tampons

• Pour préparer une solution tampon, il faut
  mélanger un acide faible et sa base conjuguée (ou
  une base faible et son acide conjugué).
• On peut calculer les quantités selon ce qui
  suit 
• Ex  Quelle masse dacétate de sodium faut-il
  ajouter à une solution dun litre dacide
  acétique de concentration 0,260 mol/L pour
  préparer un tampon de pH 4,60? (Ka de lacide
  acétique 1,8x10-5) (Suite vue en classe)
• Voir également exemple 4.18 page 208.

42
Le pouvoir tampon et la zone defficacité dun
tampon

• Une solution tampon est efficace si son pH varie
  peu lorsquon ajoute un acide ou une base.
• La capacité de la solution à  résister  à ces
  ajouts est appelée efficacité dune solution
  tampon, ou pouvoir tampon.
• On mesure cette capacité par la quantité dions
  H3O ou OH- que la solution peut absorber sans
  que la variation du pH soit excessive.
• La notion  dexcessivité  est tout à fait
  qualitative elle dépend de la précision des
  résultats que le manipulateur veut atteindre lors
  de son expérience.

43
Le pouvoir tampon et la zone defficacité dun
tampon

• La limite defficacité est atteinte lorsque lun
  des composants du tampon est complètement
  consommé par lajout dun acide ou dune base.
• Habituellement, la zone de pH efficace se situe à
  1 unité de pH par rapport au pKa de lacide
  faible qui constitue le tampon ceci permet de
  déterminer un couple acido-basique pour fabriquer
  un tampon.

44
4.10 Les réactions de neutralisationet les
courbes de titrage

• Une des méthodes les plus utilisées pour
  connaître la quantité dune substance dans un
  échantillon est le titrage (ou dosage).
• Celle-ci consiste à mesurer la quantité dune
  substance nécessaire (réactif ou titrant), en
  concentration connue, pour réagir complètement
  avec une quantité dune autre substance en
  concentration inconnue (titré).
• Le point où le nombre de moles des deux
  substances sont égaux, donc lorsque la réaction
  est complète, est appelé le point équivalent, ce
  qui équivaut à la fin du titrage.

45
Les titrages

• Pour détecter le point équivalent, on utilise
  souvent un indicateur coloré, qui est une
  substance qui change de couleur selon les
  conditions du milieu (acidité, degré doxydation,
  etc.).
• Le changement de couleur se situe dans la zone de
  virage de lindicateur.
• Il faut donc choisir le bon indicateur le choix
  est déterminé par la zone de virage, à
  lintérieur de laquelle doit se situer le point
  équivalent.

46
Les titrages

• La méthode de titrage comporte quelques
  manipulations 
• Prélever un volume précis de solution à doser
  (inconnu), et le placer dans un erlenmeyer
• Ajouter quelques gouttes du bon indicateur coloré
  
• À laide dune burette, ajouter graduellement la
  solution titrante (concentration connue
  précisément) jusquau changement de couleur de
  lindicateur
• Au changement de couleur, arrêter lajout et
  noter précisément le volume de solution titrante
  utilisé (volume équivalent).

47
Le calcul de la concentration de léchantillon

• Le calcul de la concentration dun échantillon
  dacide fort en effectuant un titrage par une
  base forte seffectue comme suit 
• Écrire léquation équilibrée de la réaction
• Utiliser les données du problème pour déterminer
  le nombre de moles de OH- utilisé
• Se servir des coefficients de léquation pour
  calculer le nombre de moles de H3O dans
  léchantillon dacide
• Calculer la concentration de lacide de
  léchantillon initial.
• La relation importante à retenir est  CAVA
  CBVB
• Cette équation implique que le dosage se fait
  entre un monoacide et une monobase.

48
Le calcul de la concentration de léchantillon

• Si les espèces impliquées ne sont pas des
  monoacides ou monobases, on utilise la relation
  suivante 
• Ici, A veut dire  acide  et B  base , et a et
  b sont les coefficients stœchiométriques de
  lacide et de la base dans léquation chimique
  équilibrée, respectivement.
• Voir exemples 4.22 et 4.23 pages 220 et 221
  (important).

49
Le titrage dun acide fort par une base forte

• On peut déterminer le point équivalent dun
  titrage en traçant la courbe de dosage
  acido-basique, qui représente lévolution du pH
  en fonction du volume de solution titrante
  ajouté.
• Voir la figure 4.15 page 225 (important).
• pH faible au début du titrage car on est en
  présence dun acide fort
• ajout dune base forte  le pH augmente
  graduellement
• juste avant le point déquivalence, pH sélève
  brusquement car il ne reste pratiquement plus
  dacide en solution
• au point équivalent (centre du  S ), pH 7 car
  tout lacide est neutralisé (il ne reste que du
  sel et de leau)
• juste après le point équivalent, pH augmente
  encore brusquement jusquà une valeur près de 14.

50
Le titrage dune base forte par un acide fort

• La courbe obtenue est linverse de celle dun
  titrage dun acide fort par une base forte.
• Ceci est normal, puisque le pH passe des valeurs
  élevées à des valeurs plus faibles, alors que
  cest le contraire dans le titrage dun acide par
  une base forte.
• Pour le titrage dun acide fort par une base
  forte, ou dune base forte par un acide fort, le
  pH au point équivalent est toujours égal à 7.

51
Le titrage dun acide faible par unebase forte

• Pour cette section, se référer à la figure 4.16
  page 226. Cette figure montre le dosage dun
  acide faible, lacide acétique (CH3COOH), par une
  base forte.
• Léquation qui représente le dosage est 
• CH3COOH(aq) OH-(aq) ? CH3COO-(aq)
  H2O(l)
• Avant dajouter la base forte, on est en présence
  dune solution aqueuse dacide faible.
• Après avoir ajouté une certaine quantité de base
  forte, on arrive à la portion  plate  de la
  courbe de titrage. Léquation montre que tous les
  ions OH- ajoutés sont consommés pour donner la
  base conjuguée et de leau.

52
Le titrage dun acide faible par unebase forte
(suite)

• Il ne faut pas oublier quà ce moment, il reste
  encore de lacide CH3COOH non dissocié dans la
  solution.
• La présence simultanée dacide faible et de sa
  base conjuguée en quantité non négligeable
  engendre la formation dun tampon, comme vu dans
  ce chapitre.
• On peut voir sur la courbe de titrage le point de
  demi-neutralisation (demi-équivalence), qui
  correspond au point où lacide faible et sa base
  conjuguée sont en quantités égales dans la
  solution.
• Au point de demi-équivalence, le pH est égal au
  pKa de lacide faible.
• Au point déquivalence, le nombre de moles dions
  OH- ajoutés est égal au nombre de moles dacide
  acétique présent initialement dans la solution.

53
Le titrage dun acide faible par unebase forte
(suite)

• La réaction est complète, et il ne reste que les
  ions acétate (base conjuguée) dans la solution.
• Ces ions sont les seuls qui influencent
  significativement le pH de la solution.
• Puisque les ions acétate sont une base faible, le
  pH de la solution au point équivalent est plus
  élevé que 7.
• Le pH au point équivalent du dosage dun acide
  faible par une base forte est toujours supérieur
  à 7.
• Le reste de la courbe de dosage est semblable à
  celle de lajout dune base forte dans leau,
  puisque que le pouvoir tampon de la solution est
  épuisé.

54
Le titrage dune base faible par unacide fort

• La courbe de dosage dune base faible par un
  acide fort présente les mêmes caractéristiques
  que celle du dosage dun acide faible par une
  base forte (section précédente).
• Le début de la courbe correspond à une solution
  de base faible. Le pH de cette solution se
  calcule selon la méthode vue dans ce chapitre.
• La partie  plate  représente une solution
  tampon la base faible non-dissociée et son acide
  conjugué sont présents dans des concentrations
  appréciables et comparables. Au point de
  demi-équivalence, le pH est égal au pKa de
  lacide conjugué (ou le pOH est égal au pKb de la
  base faible).

55
Le titrage dune base faible par unacide fort
(suite)

• Au point équivalent, le pH est légèrement acide
  car il ne reste en solution que lacide conjugué,
  un acide faible.
• Le pH au point équivalent du dosage dune base
  faible par un acide fort est toujours inférieur à
  7.
• À la fin du dosage, le pH devient acide car les
  ions H3O ajoutés demeurent sous cette forme en
  solution.

56
Le calcul du pH équivalent

• Pour les titrages dacides forts par des bases
  fortes (ou de bases fortes par des acides forts),
  le pH au point équivalent est toujours égal à 7.
• Par exemple, lors du titrage de HCl avec NaOH,
  lorsque la réaction est complète, il ne reste en
  solution que de leau et des ions passifs (Cl- et
  Na).
• Pour les titrages dacides faibles par une base
  forte (ou dune base faible par un acide fort),
  le pH au point équivalent est différent de 7.
• Pour calculer le pH au point équivalent, utiliser
  la méthode vue dans ce chapitre.
• Se référer aussi à lexemple vu en classe.

57
La comparaison des courbes de titrage

• Pour cette section, se référer à la figure 4.17,
  page 227.
• Le volume équivalent de base ou dacide ne dépend
  pas de la force de lacide ou de la base qui est
  titrée. En effet, la quantité de base nécessaire
  pour neutraliser 10,00 ml dun acide fort en
  concentration 0,100 mol/L est la même que pour
  neutraliser 10,00 ml dun acide faible possédant
  la même concentration.
• Le volume équivalent dépend de la stoechiométrie
  de la réaction (voir section sur la normalité).
  Le dosage de 10,00 ml dun diacide en
  concentration 0,100 mol/L demandera deux fois
  plus de base que le titrage du même volume dun
  monoacide possédant la même concentration.
• Au point de demi-équivalence, le pH de la
  solution correspond au pKa de lacide du couple
  acido-basique.
• Au point équivalent, le pH nest pas égal à 7,
  sauf dans le cas du titrage dun acide fort par
  une base forte, ou dune base forte par un acide
  fort.

58
Les indicateurs acido-basiques les propriétés

• Les indicateurs colorés sont généralement des
  molécules organiques qui changent de couleur
  selon lacidité du milieu. Elles sont donc
  utilisées pour déterminer la fin de la réaction
  lors dun titrage.
• Le changement de coloration dun indicateur doit
  se produire lorsque le point équivalent dun
  dosage est atteint.

59
Les indicateurs acido-basiques les propriétés

• Pour bien repérer la fin de la réaction,
  lindicateur doit posséder plusieurs qualités 
• La couleur de lindicateur acido-basique doit
  naturellement dépendre du pH de la solution. Le
  changement de couleur doit être brusque et la
  réaction qui cause ce changement doit se faire
  rapidement.
• Le changement de couleur doit être facilement
  détectable à lœil. Un passage du vert au rouge
  (sauf pour les daltoniens!) ou dincolore à vert
  est plus facile à voir que le passage du vert au
  bleu ou de lorangé au rouge.
• Lindicateur de doit pas influencer le pH de la
  solution. Ses deux colorations doivent être
  suffisamment intenses pour que sa concentration
  soit aussi petite que possible et quelle
  ninfluence pas le volume équivalent.

60
Le choix dun indicateur coloré

• Pour cette section, se référer à la figure 4.13
  page 214. Elle montre les points de virage de
  plusieurs indicateurs. On choisit en fonction du
  pH au point équivalent calculé.