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Étudier la réaction entre un acide ou une base forte ou faible avec l'eau

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Objectifs
  • Associer le caractère fort d’un acide (d’une base) à la transformation quasi-totale de cet acide (cette base) avec l’eau.
  • Prévoir la composition finale d’une solution aqueuse de concentration donnée en acide fort ou faible apporté.
  • Comparer la force de différents acides ou de différentes bases dans l’eau.
Points clés
  • Un acide fort AH est un acide qui réagit totalement avec l’eau :
    AH (aq) + H2O (l)  A (aq) + H3O+ (aq).
  • Un acide faible AH réagit avec l’eau selon une réaction limitée :
    AH (aq) + H2O (l)  A (aq) + H3O+ (aq).
  • Une base faible A réagit avec l’eau selon une réaction limitée :
    A (aq) + H2O (l)  AH (aq) + HO (aq).
Pour bien comprendre
  • Réaction acide-base, produit ionique de l’eau Ke, constante d’acidité KA
  • Formule qui relie le pH et la concentration en quantité de matière d’ions oxonium :
1. La force d'un acide
a. Acide fort

Soit un acide AH qui appartient au couple AH / A. On considère la réaction de cet acide AH avec l’eau H2O. L’eau joue donc le rôle de base et appartient au couple H3O+ / H2O.

Cet acide AH est considéré comme fort si sa réaction avec l’eau est totale :
AH (aq) + H2O (l)  A (aq) + H3O+ (aq).

On utilise la flèche simple pour préciser que la réaction est totale.

Cette propriété a une conséquence sur la composition finale de la solution : si on dissout n0 moles d’un acide fort AH dans l’eau, il va totalement être consommé par l’eau pour former n0 moles d’ions oxonium H3O+.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples d’acide fort
Acide chlorhydrique HCl, acide sulfurique H2SO4, acide nitrique HNO3.
b. Acide faible

Soit un acide AH qui appartient au couple AH / A.

Cet acide AH est considéré comme faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale :
AH (aq) + H2O (l)  A (aq) + H3O+ (aq).

On utilise la double flèche  pour préciser que la réaction n’est pas totale.

Si la réaction de l’acide faible AH avec l’eau n’est pas totale, cela veut dire que la réaction AH (aq) + H2O (l)  A (aq) + H3O+ (aq) a lieu dans les deux sens. Ainsi, la base A est susceptible de réagir avec l’ion oxonium H3O+ pour redonner l’acide AH selon la réaction inverse
A (aq) + H3O+ (aq)  AH (aq) + H2O (l).

Les deux réactions sont en compétition et vont progressivement mener à un état d’équilibre chimique. Si on dissout n0 moles d’un acide faible dans l’eau, il se formera xmax moles d’ions oxonium H3O+ et de base A.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples d’acides faibles
  • Les acides carboxyliques (molécules qui possèdent le groupe caractéristique carboxyle –COOH) : acide éthanoïque CH3–COOH
  • L’acide fluorhydrique HF
  • L’ion ammonium NH
c. Application

On fait réagir 1,5 × 102 mol d’acide propanoïque C2H5COOH avec l’eau. On mesure le pH de cette solution à l’équilibre, on trouve pH = 3,3. Le volume totale de la solution est de 250 mL.

Cet acide appartient au couple C2H5COOH / C2H5COO et possède le groupe caractéristique carboxylique COOH, il est donc faible.

L’équation de sa réaction avec l’eau s’écrit :

C2H5COOH (aq) + H2O (l)  C2H5COO (aq) + H3O+ (aq)

On réalise le tableau d’avancement pour prévoir la composition finale de cette solution.

On sait que = 10pH. Or, ici .
On a donc = 10pH soit xmax= V × 10pH.

Application numérique :
xmax V × 10pH = 0,250 × 103,3 = 1,3 × 104 mol.

On a donc :

 =  xmax
 = 1,3 × 104 mol

 = 1,5 × 102 – xmax= 1,5 × 102  1,3 × 104
 = 1,5 × 102 mol

2. La force d'une base
a. Base forte

Soit une base A qui appartient au couple AH / A. On considère la réaction de cette base A avec l’eau H2O. L’eau joue donc le rôle d’acide et appartient au couple H2O / HO.

Cette base A est considérée comme forte si sa réaction avec l’eau est totale :
A (aq) + H2O (l)  AH (aq) + HO (aq).

On utilise la flèche simple pour préciser que la réaction est totale.

Cette propriété a une conséquence sur la composition finale de la solution : si on dissout n0 moles d’une base forte dans l’eau, elle va totalement être consommée par l’eau pour former n0 moles d’ions hydroxyde HO.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples de base forte
Hydroxyde de sodium (soude) NaOH, hydroxyde de potassium (potasse) KOH.
b. Base faible

Soit une base A qui appartient au couple AH / A.

Cette base A est considérée comme faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale :
A (aq) + H2O (l)  AH (aq) + HO (aq).

On utilise la double flèche pour préciser que la réaction n’est pas totale.

Si la réaction de la base A avec l’eau n’est pas totale, cela veut dire que la réaction A (aq) + H2O (l)  AH (aq) + HO (aq) a lieu dans les deux sens. Ainsi, l’acide AH est susceptible de réagir avec l’ion hydroxyde HO pour redonner sa base conjuguée A selon la réaction inverse AH (aq) + HO (aq)  A (aq) + H2O (l).

Les deux réactions sont en compétition et vont progressivement mener à un état d’équilibre chimique. Si on dissout n0 moles d’une base faible dans l’eau, il se formera xmax moles d’ion hydroxyde HO et d’acide AH.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples de base faible
  • Les ions carboxylates (molécules qui possèdent le groupe) –COO : l’ion éthanoate CH3–COO
  • L’ammoniac NH3
c. Application

On fait réagir, à 25 °C, 2,00 × 103 mol d’ammoniac NH3 avec l’eau. On mesure le pH de cette solution à l’équilibre, on trouve pH = 12,2. Le volume totale de la solution est de 100 mL.

Cette base appartient au couple NH / NH3.

L’équation de sa réaction avec l’eau n’est pas totale car c’est une base faible :

NH3 (aq) + H2O (l)  NH (aq) + HO (aq).

On effectue le tableau d’avancement pour prévoir la composition finale de cette solution.

D’après ce tableau, on a . On utilise le produit ionique de l’eau Ke pour relier le pH et la concentration en ion hydroxyde.

À 25 °C, on a Ke = 1014

 = 10pH

soit .

En combinant ces deux formules, on obtient :
= 1014+pH soit xmax V × 1014+pH.

Application numérique :
x
max V × 1014+pH = 0,100 × 1014+12,2 = 1,6 × 103 mol

On a donc :

 =  = xmax 
 = 1,6 × 103 mol

 = 2,00 × 103 – xmax = 2,00 × 103  1,6 × 103
 = 4,0 × 104 mol

3. Comparer la force des acides ou des bases dans l'eau
a. Cas des acides

On considère deux acides AH1 et AH2 qui appartiennent aux couples A1H / A1 et A2H / A2.

Ces deux acides réagissent avec l’eau selon les équations suivantes.

  • A1H (aq) + H2O (l)  A1 (aq) + H3O+ (aq), constante d’acidité KA1
  • A2H (aq) + H2O (l)  A2 (aq) + H3O+ (aq), constante d’acidité KA2

L’acide A2H va être plus fort que l’acide A1H si KA2 > KA1.

Plus un acide est fort, plus sa constante d’acidité KA est élevée.
Remarques
Plus la constante d’acidité d’un couple AH / A est élevée et plus la réaction AH (aq) + H2O (l)  A (aq) + H3O+ (aq) va se dérouler dans le sens , c’est-à-dire dans le sens de la consommation total de l’acide.
Plus un acide est consommé par l’eau et plus cet acide va être fort.
Exemples
  • Constante d’acidité à 25 °C d’un couple contenant un acide faible, l’acide méthanoïque HCOOH : KA = 6,8 × 104.
  • Constante d’acidité à 25 °C d’un couple contenant un acide fort, l’acide chlorhydrique (H3O+ + Cl) : KA = 1,0 × 107.
b. Cas des bases

On considère deux bases A1 et A2 qui appartiennent aux couples A1H / A1 et A2H / A2.

La base A2 va être plus forte que la base A1 si KA2 < KA1.

Plus une base est forte, plus sa constante d’acidité KA est faible.

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