Chimie des solutions - Extrait by Les Éditions CEC

Caroline Cormier

Véronique Turcotte

Bruno Voisard

Parution septembre 2024

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Chimie

Caroline Cormier

Véronique Turcotte

Bruno Voisard

des

solutions

Avec la collaboration de :

Maxime Barabash, Université de Montréal, pour la rédaction des examens.

Annie Bilodeau, Cégep Garneau, pour la scénarisation et la narration des capsules vidéo ainsi que la rédaction du chapitre numérique destiné au BI.

Marie-Ève Cormier, Cégep Garneau, pour la scénarisation des capsules vidéo ainsi que la rédaction du chapitre numérique destiné au BI.

Christian Drouin, Collège de Maisonneuve, pour la rédaction des exercices interactifs.

Direction à l’édition

Nancy Berger

Direction du développement éditorial

Hugo Paquette

Direction de la production

Manon Boulais

Direction adjointe à la production

Dimitri Lesage

Charge de projet

Nancy Berger

Révision linguistique

Isabelle Renaud

Correction d’épreuve

Marie Théorêt

Conception de la couverture

Simon Fortin

Conception graphique

Réalisation graphique

Patricia Gagnon

Réalisation des molécules

Bruno Voisard

(Les modèles tridimensionnels de molécules ont été réalisés à l’aide d'Avogadro (https://avogadro.cc/), un logiciel libre de visualisation de structures chimiques en 3D. Les modèles 3D ont été rendus en haute définition à l'aide de POV-Ray (https://www.povray.org/), un logiciel libre de création de graphiques tridimensionnels.)

Illustrations

Audrey Desaulniers

Michel Rouleau

Elvire Thouvenot

La Loi sur le droit d’auteur interdit la reproduction d’œuvres sans l’autorisation des titulaires des droits. Or, la photocopie non autorisée – le photocopillage –a pris une ampleur telle que l’édition d’œuvres nouvelles est mise en péril. Nous rappelons donc que toute reproduction, partielle ou totale, du présent ouvrage est interdite sans l’autorisation écrite de l’Éditeur.

Les Éditions CEC inc. bénéficient du soutien de la Société de développement des entreprises culturelles (SODEC) pour l’édition de cet ouvrage.

Gouvernement du Québec – Programme de crédit d’impôt pour l’édition de livres – Gestion SODEC.

Chimie des solutions

Dépôt légal : 2024

Bibliothèque et Archives nationales du Québec

Bibliothèque et Archives Canada

ISBN 978-2-7662-1106-7 Papier

ISBN 978-2-7662-1222-4 Numérique

Imprimé au Canada

1 2 3 4 5 28 27 26 25 24

Révision scientifique

Alexandre Bachand, Collège Lionel-Groulx

Marie-Ève Cormier, Cégep Garneau

Nadine Gagnon, Cégep de Sainte-Foy

Frédéric Parrot, Cégep de Sainte-Foy

Catherine Pilon, Collège Lionel-Groulx

Alexandre Royer-Lavallée, Cégep de l’Abitibi-Témiscamingue

Nicolas Ward, Cégep de Lanaudière

Rédaction des compléments numériques

Maxime Barabash, Université de Montréal, pour la rédaction des examens.

Annie Bilodeau, Cégep Garneau, pour la scénarisation et la narration des capsules vidéo et la rédaction du chapitre numérique destiné au BI.

Marie-Ève Cormier, Cégep Garneau, pour la scénarisation des capsules vidéo et la rédaction du chapitre numérique destiné au BI.

Christian Drouin, Collège de Maisonneuve, pour la rédaction des exercices interactifs.

Remerciements

L’Éditeur tient à remercier les consultantes et les consultants pédagogiques dont les noms suivent pour leurs judicieuses suggestions, leur grande disponibilité et leur professionnalisme :

Alexandre Bachand, Collège Lionel-Groulx

Élaine Bélanger, Cégep Marie-Victorin

Annie Bilodeau, Cégep Garneau

Marie-Ève Cormier, Cégep Garneau

Nadine Gagnon, Cégep de Sainte-Foy

Virginie Laurin, Cégep de Trois-Rivières

Sophie Lévesque, Collège Lionel-Groulx

Alexandre Royer-Lavallée, Cégep de l’Abitibi-Témiscamingue

3.2

Table des matières

1.2.3

2.2.1

3.3

3.5

3.3.2

Chapitre 4

5.2.1

5.3

5.3.2

5.3.3

6.1 Substances ayant des propriétés acidobasiques

6.1.1 Reconnaître les acides et les bases

6.1.2 Substances amphotères

6.1.3 Acides forts, acides faibles; bases fortes, bases faibles

6.2 Équations de réaction des acides et des bases avec l’eau

6.2.1 Équations de dissociation des acides et des bases

6.2.2 Équations de dissociation des sels acides et basiques

6.2.3 Équations de dissociations des espèces amphotères ...................................................................................

6.2.4 Équations de dissociation des acides et des bases de Lewis

6.3 pH ...............................................................................................................................................................................

6.3.1 Notion de pH et échelle de pH

6.3.2 Auto-ionisation de l’eau

6.3.3 Calcul du pH à partir de la concentration des H3O+ et relation entre pH et pOH

6.3.4 Mesure du pH .................................................................................................................................................

6.4 Constantes d’acidité et de basicité

6.4.1 Interprétation de la valeur de la constante d’acidité ou de basicité

6.4.2 Explication de la force des acides et des bases

6.4.3 Choix de la bonne constante d’équilibre pour les sels acides et basiques

6.4.4 Polyacides et espèces amphotères ...............................................................................................................

6.5

6.5.1

6.5.2 Calcul du pH d’une solution d’un acide faible ou d’une base faible

6.5.3 Calcul du pH d’une solution de sel acide ou basique

6.5.4 Acides et bases : exemples récapitulatifs .....................................................................................................

7.2.1

7.2.2

7.2.3

7.3.1

7.3.2

7.3.3

8.1.1

8.1.2

8.2.3

Enrichissement

D. Solubilité dans l’eau de sels communs en pourcentage massique (% (m/m)) à différentes

Sur les propriétés colligatives

F. Données de cryoscopie et d’ébullioscopie de

G. Coefficients de Van ‘t Hoff théoriques et mesurés pour des solutions aqueuses de différentes

Sur

Sur l’oxydoréduction

K. Potentiel standard d’électrode de plusieurs réactions à 25°C, 101,325 kPa (1 atm), à 1,000 mol/L pour les espèces aqueuses

Les acides et les bases

Sommaire

6.1

6.2

Introduction

Les acides et les bases sont des substances qui sont connues depuis longtemps par les scientifiques. Avant même de savoir pourquoi ces substances avaient les propriétés qu’on leur connaît, les chimistes savaient par exemple que les acides ont un goût acidulé comme le citron et que les bases ont un goût amer comme le chocolat non sucré. L’acidité et l’amertume des aliments sont parfois recherchées, mais souvent plutôt évitées. C’est le cas en particulier de l’amertume présente naturellement dans les végétaux. Au fil des époques, des variétés modernes de laitue, de céleri et de chou moins amères que les variétés originales ont été développées. Certains légumes sont demeurés amers : les endives et le chou frisé, par exemple, sont appréciés − par celles et ceux qui les aiment ! − pour cette amertume. Elle est due à des bases faibles, présentes naturellement dans les aliments amers, comme le cacao ou le brocoli.

Théobromine (dans le cacao)

(dans le brocoli)

Le brocoli et la structure de la sinigrine.

L’acidité est un goût plus franchement agréable que l’amertume. Une façon millénaire d’assaisonner ses aliments est de leur ajouter du vinaigre, qui contient de l’acide acétique. Même Pline l’Ancien, il y a 2 000 ans, parlait du vinaigre en ces termes : « il n’est point d’assaisonnement plus agréable et plus piquant pour les aliments » (Histoire naturelle, livre XXIII). Aujourd’hui, les gens assaisonnent aussi les vinaigrettes, ceviches, desserts, etc., avec l’acide provenant des agrumes.

Acide citrique (dans les agrumes et les fraises immatures)

Il y a de l’acide citrique dans le citron et dans les fraises immatures.

Ces fruits contiennent de l’acide citrique. Récemment, des restaurateurs québécois ont cherché une source d’acidité autre que les agrumes, qui sont des fruits tropicaux qui doivent parcourir des milliers de kilomètres avant d’arriver sur nos tables. Une solution créative a été trouvée : tirer l’acidité des fraises immatures. Les fraises aussi contiennent de l’acide citrique, particulièrement quand elles sont immatures. Voici l’aube d’une petite révolution alimentaire qui « pique » la curiosité !

Les acides et les bases sont étudiés ensemble parce qu’ils réagissent entre eux, qu’ils s’ionisent dans l’eau et qu’ils sont liés par un concept fondamental en chimie : le pH. Ce chapitre sera l’occasion d’apprendre à reconnaître les acides et les bases et de comprendre leurs réactions avec l’eau. Il sera aussi question du pH, et en particulier de la façon de le mesurer en laboratoire ou de le calculer pour une solution donnée.

Le cacao et la structure de la théobromine.

Figure 6.1

Figure 6.3

Figure 6.2

Sinigrine

6.1 Substances ayant des propriétés acidobasiques

En laboratoire, une solution acide se distingue facilement d’une solution basique. Mais même en l’absence d’observations expérimentales, les chimistes peuvent reconnaître un acide ou une base simplement en analysant la formule chimique d’une substance. C’est ce qui est présenté dans cette section : comment savoir, en se basant sur une formule chimique, s’il s’agit d’un acide, d’une base, d’une substance neutre, ou parfois même d’une substance qui est en même temps un acide et une base, c’est-à-dire une substance amphotère. Cette section sera aussi l’occasion de distinguer les acides forts et les acides faibles, les bases fortes et les bases faibles, ainsi que de reconnaître quelles substances sont amphotères.

6.1.1 Reconnaître les acides et les bases

Il existe plusieurs définitions des acides et des bases. Selon une première définition, celle d’Arrhenius proposée dans des travaux entre 1884 et 1889, un acide est une substance qui donne des ions H+ en solution aqueuse, alors qu’une base donne plutôt des ions OH en solution aqueuse. Ces définitions suffisent à décrire le comportement d’acides et de bases communs en solution aqueuse, comme l’acide chlorhydrique (HCl) et l’hydroxyde de sodium (NaOH).

Selon Brønsted-Lowry

Acide : donne des H+

Base : accepte des H+

Selon Arrhenius

Acide : donne des H+

Base : donne des OH–

Une deuxième définition, celle de Brønsted-Lowry, proposée en 1923, caractérise les acides comme étant des donneurs de H +, et les bases comme étant des accepteurs de H +. Il est à noter qu’en pratique, la définition des acides d’Arrhenius et Brønsted-Lowry est essentiellement la même (un acide est un donneur de H+). Comme l’ion H+ est le noyau de l’atome d’hydrogène, sans électron, le terme proton est souvent utilisé comme synonyme d’ion H+ en chimie et en biologie : un acide est donc, selon les définitions d’Arrhenius et de Brønsted-Lowry, un donneur de protons.

Un résumé des définitions d’Arrhenius et de Brønsted-Lowry des acides et des bases.

Pour identifier les acides d’Arrhenius et de Brønsted-Lowry, il faut repérer les atomes d’hydrogène susceptibles d’être libérés, ou donnés, sous la forme d’un ion H+, donc d’un proton. Les substances qui peuvent donner un ion H+, c’est-à-dire les acides, peuvent être regroupées en deux catégories : les acides minéraux (ou inorganiques) et les acides carboxyliques (ou organiques). Les acides se reconnaissent à leur formule chimique, puisque celle-ci commence par un H pour les acides minéraux (par exemple, HCl), et comporte le groupement COOH (groupement carboxyle) pour les acides carboxyliques (comme le CH 3COOH). Il est important de préciser que le CH3COOH, mais aussi les autres molécules qui comportent le groupement COOH, peut libérer uniquement le H du groupement COOH et non les hydrogènes du groupement CH3 comme illustré à la figure 6.5. Les acides carboxyliques sont le type le plus commun d’acides organiques. Enfin, certains cations (ions positifs) sont acides parce qu’ils peuvent donner un ion H+, comme l’ion ammonium (NH4+) et ses dérivés (le CH3NH3+, par exemple) ; ceci fera l’objet de la section 6.2.2. D’autres cations sont aussi des acides selon une autre définition qui sera abordée plus en détail à la section 6.2.4, celle de Lewis.

Les bases d’Arrhenius, donneuses de OH , se reconnaissent quant à elles à leur ion hydroxyde (OH ) : ce sont des hydroxydes métalliques, des composés ioniques contenant l’ion hydroxyde. Le NaOH ou le Mg(OH)2, par exemple, sont des bases d’Arrhenius, étant donné que ce sont des composés qui répondent à cette définition.

6.5

Structure de Lewis de l’acide acétique (CH3COOH), un acide carboxylique. C’est l’hydrogène, en rouge, qui peut être libéré.

Figure 6.4

Figure

H3C

Atten tion à l’erreur !

Les alcools ne sont pas des bases !

Il faut toutefois faire attention : ce ne sont pas toutes les substances contenant des groupements OH qui sont des bases. Seuls les composés ioniques contenant des OH sont basiques. Lors de leur passage en solution, leurs ions se séparent en établissant des forces ion-dipôle avec l’eau. C’est de cette façon que les sels de l’ion hydroxyde, comme le NaOH, libèrent leurs ions OH .

Cependant, les composés moléculaires porteurs d’un groupement OH, comme le CH3OH ou le CH3CH2OH, des alcools, ne sont pas des bases : ces composés ne produisent pas d’ions OH . En effet, le groupement OH dans leur structure est lié par une liaison covalente au reste de la molécule et, lors de la dissolution des composés moléculaires, les liaisons covalentes restent intactes, comme il en a été question au chapitre 1. Les solutions composées d’eau et d’alcools ne sont pas des solutions électrolytiques. Bref, les composés moléculaires comme le CH3OH ne sont pas plus acides ou basiques que l’eau.

D’autres bases très communes sont l’ammoniac (NH3) et ses dérivés. Comme elles ne contiennent pas d’ions OH , ces bases sont des bases de Brønsted-Lowry, c’est-à-dire qu’elles acceptent des H+. Pour les reconnaître, il est possible de repérer le groupement organique azoté dérivé de l’ammoniac dans la formule d’un composé moléculaire, par exemple CH3NH2 ou CH3NHCH3

Enfin, certains anions (ions négatifs) sont basiques, parce qu’ils peuvent accepter un ion H+ grâce à leur charge négative. De façon générale, les anions qui sont basiques ont une densité de charge suffisante pour être assez attractifs pour la charge positive d’un H+, ce qui n’est pas le cas de tous les anions. Plusieurs anions n’ont donc pas de propriétés acidobasiques. Il en sera question dans la section 6.2.2. La définition de BrønstedLowry des bases, qui les décrit comme des accepteuses d’ions H+, englobe aussi les hydroxydes métalliques comme le NaOH, mais du point de vue de cette définition, les ions OH sont une des espèces chimiques qui peuvent accepter des ions H+

La figure ci-dessous fournit un résumé schématique qui permet de reconnaître facilement la plupart des acides et des bases.

H au début de la formule Contient COOH Certains cations

Certains anions Contient ion OH NH3 et dérivés

Un résumé schématique pour reconnaître facilement la plupart des acides et des bases d’Arrhenius et de Brønsted-Lowry.

Figure 6.6

Exemple 6.1

Parmi les substances suivantes, identifiez celles qui sont des acides en vous fondant sur leur formule chimique : H2SO4, CH3OCH3, H2S, CH3NH2, CCl3COOH et CH3CH2NH3+.

Raisonnement

Pour être un acide, la formule chimique de la substance doit montrer un H qui peut être donné. C’est le cas du H2SO4 et du H2S (dont la formule commence par H) de même que du CCl3COOH (qui contient le groupe COOH, dont le H peut être donné). C’est aussi le cas du cation CH3CH2NH3+, qui est un parent de l’ion ammonium (NH4+).

Réponse

H2SO4, H2S, CCl3COOH et CH3CH2NH3+ sont des acides.

Exercice 6.1

Identifiez les acides parmi les composés suivants.

A. CH4 B. HIO3 C. HI D. NH3 E. CH2CHCOOH F. CH3CH2OH

Exemple 6.2

Parmi les substances suivantes, identifiez celles qui sont des bases en vous fondant sur leur formule chimique : Ni(OH)2, CH3CH2CH2OH, CH3NH3+, SH et CH3CH2NH2.

Raisonnement

En appliquant le raisonnement schématisé à la figure 6.6, chaque base peut être identifiée. D’abord, certains anions peuvent être des bases ; c’est le cas de SH , dont la charge négative peut attirer un ion H+. Une étude plus détaillée du caractère basique des anions sera présentée plus loin. Ensuite, deux substances ont le groupement OH dans leur formule, ce sont Ni(OH)2 et CH3CH2CH2OH. Toutefois, seul Ni(OH)2 contient l’ion OH , puisque c’est le seul des deux qui est un composé ionique. Ainsi, Ni(OH)2 est une base, mais CH3CH2CH2OH n’en est pas une. Enfin, les composés porteurs de groupements dérivés de l’ammoniac (NH3) peuvent être des bases, donc CH3CH2NH2 est une base. À l’inverse, le CH3NH3+ étant plutôt dérivé de l’ion ammonium (NH4+), ce n’est pas une base (c’est plutôt un acide).

Réponse

SH , Ni(OH)2 et CH3CH2NH2 sont des bases.

Exercice 6.2

Identifiez les espèces basiques parmi les suivantes. A. OH B. NH4+ C. CH3CH2NHCH3 D. BrO E. CH3OH F. NaOH G. CH3COOH

Exercice 6.1 : Les espèces acides sont B., C. et E. Les espèces A. et F. ne sont ni acides ni basiques. L’espèce D. est basique.

Exercice 6.2 : Les espèces basiques sont A., C., D. et F. Les espèces B. et G. sont acides et l’espèce E. n’est ni acide ni basique (même si sa formule semble présenter un ion OH , ce n’est pas le cas : c’est un composé moléculaire et non un composé ionique).

Une espèce amphotère peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base.

6.1.2

Substances amphotères

Structure chimique de l’ion HSO3 qui peut agir comme un acide et comme une base.

Qu’arrive-t-il quand une même espèce chimique peut à la fois donner et accepter un ion H+ ? De nombreuses espèces chimiques ont ces deux caractéristiques en même temps : elles peuvent alors se comporter soit comme un acide, soit comme une base, en fonction du contexte. Une telle substance est dite amphotère. Plusieurs substances amphotères sont des anions dont la formule chimique débute par un H. C’est le cas, par exemple, de l’ion hydrogénosulfite (HSO3 ) (figure 6.7). Le fait qu’il est chargé négativement lui confère une attraction pour les cations H+ (accepteur de H+). En même temps, il comporte un atome d’hydrogène dans sa formule, qui peut être libéré (donneur de H+). Même l’eau (H2O) est une substance amphotère.

Des molécules amphotères sont au cœur des protéines : en effet, les acides aminés, les unités de base des protéines, sont tous amphotères (figure 6.8). Leur nom même l’indique déjà : acide, pour le groupement COOH (acide), et aminé, pour le groupement amine, généralement présent sous la forme d’un groupement NH 2 (basique) dans les acides aminés. Par ailleurs, plusieurs acides aminés ont aussi un autre groupement acide ou basique ailleurs dans leur structure. Les quatre exemples d’acides aminés suivants mettent en évidence les portions acides et basiques de chacun. H2N–CH–COOH

H2N–CH–COOH

Quatre acides aminés, qui sont des espèces chimiques amphotères. En bleu : portion basique. En rose : portion acide.

Exercice

Pour chaque espèce, déterminez si elle est acide, basique ou amphotère.

Dans une solution d’acide fort , la dissociation est complète. Dans une solution d’acide faible, la dissociation est partielle

6.1.3 Acides forts, acides faibles ; bases fortes, bases faibles

Au chapitre 1, il a été vu que le passage en solution pouvait, dans certains cas, être suivi par une réaction chimique entre le soluté et le solvant. C’est le cas des acides et des bases : au contact de l’eau, ces substances s’ionisent pour générer des ions H+ ou OH . Pour certains acides et certaines bases, l’ionisation est complète : ce sont les acides forts et les bases fortes. Pour les acides faibles et les bases faibles, l’ionisation est partielle

À la figure 6.9, la différence entre un acide fort et un acide faible est illustrée. Dans un bécher contenant un acide fort (l’exemple présenté est HCl) en solution aqueuse (à gauche), il y a des protons (H+) dissociés du reste de l’acide (qui se présente sous forme d’ions Cl ). Toutes les molécules d’acide sont dissociées ; il n’y a aucune molécule de HCl intacte.

Exercice 6.3 : A. Espèce basique ; B. Espèce amphotère ; C. Espèce basique ; D. Espèce acide ; E. Espèce amphotère

Figure 6.8

Figure 6.7

Inversement, dans le bécher contenant un acide faible (l’exemple présenté est HF) en solution aqueuse (à droite), quelques protons sont dissociés du reste de la molécule d’acide, mais la plupart des molécules de l’acide sont encore intactes, sous forme de HF non dissocié. C’est la différence entre un acide fort et un acide faible : dans une solution d’acide faible, la dissociation est partielle

Acide fort Acide faible

Toutes les molécules de HCl sont dissociées en H+ (sous forme de H3O+) et Cl–

La plupart des molécules de HF sont encore sous forme de HF

La représentation des espèces en solution dans une solution aqueuse d’acide fort (à gauche) et d’acide faible (à droite).

Acides forts

HCl, acide chlorhydrique

HBr, acide bromhydrique

HI, acide iodhydrique

HNO3, acide nitrique

HClO4, acide perchlorique

H2SO4, acide sulfurique

Bases fortes

NaOH, hydroxyde de sodium KOH, hydroxyde de potassium LiOH, hydroxyde de lithium Sr(OH)2, hydroxyde de strontium

Autres hydroxydes d’alcalins et d’alcalinoterreux

D’autres acides forts et bases fortes existent, qui ne sont pas listés ci-dessus. Au terme d’une première évaluation rapide, il est important de noter que les acides carboxyliques − ceux qui contiennent un groupement carboxyle (COOH) − sont toujours des acides faibles. De plus, le NH3 et ses dérivés organiques, qu’on nomme les amines − des molécules qui contiennent un groupement dérivé du NH3 sont toujours des bases faibles

Au-delà de ces deux cas précis, pour savoir expliquer pourquoi un acide, ou une base, est fort ou faible, il faut s’appuyer sur sa réactivité, ce qui sera expliqué à la section 6.4.2.

Les acides carboxyliques, comme CH3COOH, sont toujours des acides faibles

Les amines , comme CH3NH2, sont toujours des bases faibles.

Tableau 6.1 QUELQUES ACIDES FORTS ET BASES FORTES

Figure 6.9

HCl(aq) + H2O(l) → Cl (aq) + H3O+(aq)

HF(aq) + H2O(l) ⇌ F (aq) + H3O+(aq)

Une fois dissous, les acides et les bases réagissent avec l’eau pour générer des ions H3O + ou OH . Ce processus se nomme dissociation ou ionisation

6.2 Équations de réaction des acides et des bases avec l’eau

Pour comprendre comment réagissent les acides et les bases, il ne faut pas uniquement comprendre leur mise en solution dans l’eau : il faut aussi comprendre le processus de dissociation qui se produit au moment de cette mise en solution. Le processus qui se produit lors de la dissolution d’un acide ou d’une base dans l’eau est aussi appelé ionisation, puisqu’il implique la formation d’ions, peu importe le type d’acide ou de base. Les réactions qui surviennent lors de la dissociation peuvent toutefois varier selon le type d’acide ou de base. Dans les pages qui suivent, les particularités de l’écriture des équations de dissociation des différents types d’acides et de bases sont présentées.

6.2.1 Équations de dissociation des acides et des bases

L’équation de l’ionisation est différente pour les acides et pour les bases, et elle est aussi différente selon le type d’acide ou de base : fort ou faible, d’Arrhenius ou de Brønsted-Lowry. Voici comment procéder pour écrire l’équation du processus dans chacune de ces situations.

Dissociation des acides d’Arrhenius ou de Brønsted-Lowry

Les acides (qu’ils entrent dans la définition d’Arrhenius ou celle de Brønsted-Lowry) libèrent un H + en solution dans l’eau. Cependant, les ions H+ libérés par les acides en solution aqueuse ne sont pas libres : ils se lient à une molécule d’eau. Ainsi, c’est l’usage d’affirmer que les acides forment des ions H3O+ lorsqu’ils réagissent avec l’eau1. C’est pourquoi l’ion H3O+ se trouve dans les produits de l’équation de dissociation des acides d’Arrhenius ou de Brønsted-Lowry. Par exemple, lorsque l’acide fluorhydrique (HF) réagit avec l’eau et libère un H +, il devient l’ion fluorure (F ), alors que l’eau gagne ce même H + pour devenir l’ion hydronium (H3O+). Voici l’équation chimique qui représente ce phénomène, accompagnée d’une représentation boules-bâtonnets de cette même équation :

HF(aq) + H2O(l) ⇌ F (aq) + H3O+(aq)

La dissociation complète des acides forts est représentée par une flèche de réaction directe (→).

La dissociation partielle des acides faibles est représentée par une flèche d’équilibre (⇌).

La dissociation du HF représentée avec le modèle boules-bâtonnets.

L’acide fluorhydrique est un acide faible ; ainsi, il est partiellement ionisé lorsqu’il est en solution dans l’eau. C’est pourquoi la flèche d’équilibre est utilisée dans son équation de dissociation. Dans le cas d’un acide fort, c’est plutôt une flèche de réaction directe qui serait utilisée pour indiquer que son ionisation est complète. Voici un exemple d’équation de dissociation d’un acide fort dans l’eau :

HCl (aq) + H2O(l) → Cl (aq) + H3O+(aq)

Dans la réaction entre un acide et l’eau, l’eau peut être considérée comme une base, puisqu’elle accepte un ion H+ de l’acide, ce qui correspond à la définition de Brønsted-Lowry des bases. Il y a donc un transfert de H+ de l’acide à la base.

1 C’est l’usage de signaler que l’ion H+ en solution aqueuse est lié à des molécules d’eau en écrivant sa formule sous la forme H3O+, et c’est ce qui est fait dans ce manuel, mais cette représentation est une simplification. En effet, il est plus juste de dire que l’ion H+ en solution aqueuse forme une structure qui implique plusieurs molécules d’eau.

Figure 6.10

La dissociation du HF dans l’eau est une réaction réversible, ce qui signifie que les produits, les ions fluorure (F ) et les ions hydronium (H3O+), peuvent réagir ensemble pour redonner des réactifs. Dans cette réaction inverse, l’ion hydronium peut donner un ion H+ à l’ion fluorure, ce qui fait que l’ion H3O+ agit comme un acide, et l’ion F , comme une base.

HF(aq)

Acide

Donne un H+ + H2O(l)

Accepte un H+ ⇌ F (aq)

Base

Base conjuguée

Peut accepter un H+ + H3O+(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+

Note : Le rouge est utilisé pour mettre en évidence les acides, et le bleu, les bases

Cela met en évidence que les produits des réactions entre un acide et une base sont eux-mêmes une base et un acide. C’est pourquoi les produits d’une réaction de dissociation d’un acide ou d’une base sont souvent qualifiés d’acide conjugué et de base conjuguée

Exemple 6.3

Écrivez l’équation de la réaction entre le CH3COOH et l’eau, et identifiez l’acide, la base, l’acide conjugué et la base conjuguée.

Raisonnement

Le CH3COOH possède un groupement COOH, ce qui indique que c’est un acide. Ce sera donc le donneur de H+, et l’eau sera la base (elle acceptera l’ion H+), dans cette réaction. Après la réaction, l’acide, qui a perdu le H du groupement carboxyle, devient la base conjuguée, et la base, qui a accepté l’ion H+, devient l’acide conjugué. Comme l’acide acétique est un acide faible (c’est un acide carboxylique, porteur du groupement COOH), sa réaction avec l’eau est réversible, donc il faut utiliser la flèche d’équilibre.

Réponse

Couple conjugué

CH3COOH(aq) Acide + H2O(l) Base ⇌ CH3COO (aq) Base conjuguée + H3O+(aq) Acide conjugué

Couple conjugué

Exercice

6.4

Écrivez l’équation de la réaction de ces acides avec l’eau.

Exercice 6.5

Identifiez l’acide, la base, l’acide conjugué et la base conjuguée dans l’équation de réaction de dissociation suivante. H3PO4(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4 (aq) + H3O+(aq)

Exercice 6.4 : A. HNO2(aq) + H2O(l) ⇌ NO2 (aq) + H3O+(aq) ; B. NH4+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq) ; C. HCN(aq) + H2O(l) ⇌ CN (aq) + H3O+(aq) ; D. HNO3(aq) + H2O(l) → NO3 (aq) + H3O+(aq). Attention : Les trois premiers acides sont faibles (flèches d’équilibre), alors que le dernier est fort (flèche de réaction directe). En effet, HNO3 est présenté dans le tableau 6.1 comme un acide fort.

Exercice 6.5 : Acide : H3PO4, base : H2O, base conjuguée : H2PO4 , acide conjugué : H3O+

Acide conjugué : Base à laquelle un ion H+ a été ajouté − elle devient alors un acide.

Base conjuguée : Acide auquel un ion H+ a été enlevé − il devient alors une base.

Dissociation des bases de Brønsted-Lowry

Les bases de Brønsted-Lowry gagnent un H+ en solution dans l’eau. Ce H+ est libéré par une molécule d’eau qui agit alors comme un acide. À titre de rappel, l’eau est une substance amphotère. Dans ce cas-ci, c’est son caractère acide qui l’emporte puisqu’elle est en contact avec une base plus forte qu’elle. Lorsque l’ammoniac (NH3) réagit avec l’eau et gagne un H+, il devient l’ion ammonium (NH4+), alors que l’eau libère ce même H+ pour devenir l’ion hydroxyde (OH ). Voici l’équation chimique qui représente ce phénomène :

NH3(aq)

Base

Accepte un H+ + H2O(l)

⇌

Acide

Donne un H+

NH4+(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+ + OH (aq)

Base conjuguée

Peut accepter un H+

Il est à noter que, dans cette réaction, l’ammoniac est une base selon la définition d’Arrhenius, parce qu’il produit des ions hydroxyde en solution dans l’eau, et aussi selon la définition de Brønsted-Lowry, en acceptant un H+

Squelette sucrephosphate

L’acide désoxyribonucléique est une macromolécule qui possède des propriétés acidobasiques. L’ADN est composé de sucres, de groupements phosphate et de bases azotées. Les bases azotées, comme leur nom l’indique, sont des bases. Ces dernières sont identifiées en bleu dans la figure ci-contre. Ce sont les atomes d’azote dans leur structure chimique qui leur permettent d’accepter des H+ et qui leur confèrent leur basicité. Cependant, bien que l’ADN soit composé de bases, il est appelé acide désoxyribonucléique en raison des groupements phosphate, en rouge dans la figure ci-contre. Ce groupement est en fait un dérivé de l’acide phosphorique, qui peut perdre un H + , ce qui confère des propriétés acides. Les sucres, quant à eux, identifiés en gris, n’ont pas de propriétés acidobasiques. Ce sont surtout les groupements phosphate qui donnent ses propriétés acidobasiques à l’ADN. Cela s’explique par sa structure sous forme de double hélice illustrée dans le panneau de droite de la figure 6.11. Comme les bases azotées se retrouvent à l’intérieur de l’hélice, elles ne sont pas accessibles à la solution aqueuse environnante. Seul le squelette de sucre et de phosphate peut interagir avec l’eau de la manière suivante :

Paire de bases

azotée

La structure de l’ADN. Le panneau de gauche montre la structure chimique d’un brin d’ADN, alors que le panneau de droite montre une représentation simplifiée d’une double hélice d’ADN.

Groupement phosphate (forme acide)

Groupement phosphate (forme basique)

Les formes du groupement phosphate.

Malgré son nom, l’ADN est plutôt sous forme basique en milieu biologique étant donné qu’au pH physiologique, il se retrouve sous la forme de la base conjuguée, où le groupement phosphate est un anion, donc un capteur de H+.

L’ADN

Figure 6.11

Figure 6.12

Dissociation des hydroxydes métalliques, des bases d’Arrhenius

Puisque les hydroxydes métalliques sont des composés ioniques, l’équation de leur dissociation dans l’eau s’écrit comme celle de n’importe quel autre composé ionique. Il a été question des équations de dissolution des sels solubles et peu solubles au chapitre précédent. Les hydroxydes d’alcalins, comme le NaOH, sont des sels très solubles. Pour écrire l’équation de leur dissolution (ou de leur ionisation) dans l’eau, la flèche de réaction directe sera donc utilisée :

NaOH(s) → Na+(aq) + OH (aq)

Puisque tout le NaOH en solution dans l’eau est sous forme d’ions, NaOH(aq) signifie la même chose que Na+(aq) et OH (aq). D’un autre côté, un sel peu soluble comme l’hydroxyde de calcium (Ca(OH)2) ne se solubilise généralement qu’en faible proportion dans l’eau, ce qui fait que la flèche d’équilibre est préférée pour représenter sa dissolution. Un équilibre de dissolution s’établit en effet entre le sel solide et les ions en solution :

Ca(OH)2(s) ⇌

Ca2+(aq) + 2OH (aq)

Cependant, le Ca(OH)2(aq) est complètement ionisé en solution (figure 6.13) : Ca(OH)2(aq) signifie « ions Ca2+(aq) et OH (aq) en solution ». La symbolique Ca(OH)2(aq) indique qu’on parle uniquement de la portion qui est effectivement passée en solution − elle exclut tout ce qui pourrait rester de solide non dissous. Par exemple, avec 0,010 mol/L de Ca(OH)2 en solution aqueuse, il y a 0,020 mol/L d’ions OH dans l’eau (il ne faut pas oublier le coefficient 2 pour les ions OH dans la formule chimique).

En résumé, l’hydroxyde de calcium et les autres hydroxydes métalliques peu solubles sont considérés comme des bases fortes parce que tout ce qui est réellement passé en solution est entièrement dissocié.

Atten

tion à l’erreur !

En solution, le Ca(OH)2 est complètement dissocié en ions Ca2+ et OH , c’est pourquoi le Ca(OH)2 est considéré comme une base forte. La portion solide au fond du bécher ne fait pas partie de la solution. Solution saturée de Ca(OH)2

Les hydroxydes métalliques ne réagissent pas avec l’eau

Contrairement aux bases de Brønsted-Lowry, les bases d’Arrhenius classiques qui sont des hydroxydes métalliques n’ont pas besoin de réagir avec l’eau pour générer des ions OH en solution : elles en contiennent déjà ! En effet, la dissociation ionique des hydroxydes métalliques qui survient lors de la mise en solution libère les ions hydroxyde du sel en solution. L’équation de dissociation pour ces bases est donc en somme la même que l’équation de dissociation ionique déjà vue au chapitre 1. Cette équation correcte est présentée à gauche ci-dessous.

Exemple : Dissociation du NaOH dans l’eau

Équation correcte

NaOH(s) → Na+(aq) + OH (aq)

Équation incorrecte

NaOH(s) + H2O(l) → NaOH2+(aq) + OH (aq)

Dans l’équation correcte, le NaOH produit des ions OH et l’eau ne fait pas partie de l’équation de la réaction. Dans l’équation incorrecte, on essaie de générer des produits en faisant réagir NaOH et H2O, ce qui ne correspond pas à une dissociation ionique

Figure 6.13

Exemple 6.4

Écrivez l’équation de la réaction entre l’éthanamine (CH3CH2NH2) et l’eau, et identifiez l’acide, la base, l’acide conjugué et la base conjuguée.

Raisonnement

CH3CH2NH2 contient un groupement amine (NH2) qui peut capter un H+ grâce au doublet libre du N, ce qui indique que c’est une base. Ce sera donc l’accepteur de H+, et l’eau sera l’acide (elle donnera l’ion H+), dans cette réaction. Après la réaction, l’acide, qui a perdu son ion H+, devient la base conjuguée, et la base, qui a accepté l’ion H+, devient l’acide conjugué. Comme CH3CH2NH2 est une base faible − c’est une amine, c’est-à-dire un dérivé de l’ammoniac (NH3) −, sa réaction avec l’eau est réversible, donc il faut utiliser la flèche d’équilibre.

Réponse

CH3CH2NH2(aq) Base + H2O(l) Acide ⇌

Exercice

6.6

CH3CH2NH3+(aq) Acide conjugué + OH (aq) Base conjuguée

Écrivez l’équation de la réaction de ces bases avec l’eau.

A (CH3)3N B KOH C F

Exercice 6.7

Écrivez l’équation de la réaction de ces acides ou de ces bases avec l’eau.

A . HBr B . CH3NH2 C . CN

Dissociation des polyacides

Une sous-catégorie particulière d’acides s’appelle les polyacides, aussi nommés acides polyprotiques, parce qu’ils peuvent donner plusieurs ions H+. La dissociation de ces acides dans l’eau se fait en plusieurs étapes, puisqu’ils donnent un H+ à la fois. Il existe donc une équation de dissociation pour chaque proton donné.

L’équation qui représente le transfert du premier H+ s’appelle la première dissociation, celle qui représente le transfert du deuxième H+ s’appelle la deuxième dissociation, et ainsi de suite.

La figure 6.14 présente les trois équations de dissociation dans l’eau pour l’acide arsénique (H3AsO4), un acide qui peut donner jusqu’à trois ions H+. Chaque équation de dissociation représente la perte d’un seul H+

Une solution d’acide arsénique contient donc toutes les espèces suivantes en solution : H3AsO4, H2AsO4 , HAsO42−, AsO43−, H3O+ et H2O. Il est intéressant de remarquer que les produits de dissociation des polyacides forment souvent des espèces amphotères. Par exemple, l’ion hydrogénoarsénate (HAsO42−) peut agir comme un acide et perdre un H+ tel qu’illustré dans la troisième équation de dissociation, mais il peut aussi agir comme une base et gagner un H+ pour revenir sous forme de H2AsO4 .

Exercice 6.6 : A. (CH3)3N(aq) + H2O(l) ⇌ (CH3)3NH+(aq) + OH (aq) ; B. KOH(s) → K+(aq) + OH (aq) ; C. F (aq) + H2O(l) ⇌ HF(aq) + OH (aq)

Exercice 6.7 : A. HBr(aq) + H2O(l) → Br (aq) + H3O+(aq) ; B. CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇌ CH3NH3+(aq) + OH (aq) ; C. CN (aq) + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH (aq)

Couple conjugué

6.14

Première dissociation

Deuxième dissociation

Troisième dissociation

H3AsO4(aq) + H2O(l) ⇌

H2AsO4 (aq) + H2O(l) ⇌

HAsO42−(aq) + H2O(l) ⇌

H2AsO4 (aq) + H3O+(aq)

HAsO42−(aq) + H3O+(aq)

AsO43−(aq) + H3O+(aq)

Les équations de dissociation de l’acide arsénique (H3AsO4), un polyacide.

Bien que toutes ces réactions de dissociation se déroulent simultanément en solution, elles n’ont pas toutes la même importance. L’une d’entre elles est prépondérante, et c’est elle qui devra être considérée pour traiter une situation impliquant un polyacide, comme le calcul de pH d’une solution contenant un polyacide. L’identification de la réaction la plus importante sera abordée à la section 6.4.4.

Exercice 6.8

Écrivez les équations des réactions successives de ces polyacides avec l’eau de façon à montrer la dissociation de chacun de leurs protons.

H2CO3 B H2CrO4

6.2.2 Équations de dissociation des sels acides et basiques

De nombreux sels ont des propriétés acidobasiques. Les hydroxydes métalliques comme le NaOH et le KOH (des bases d’Arrhenius) en sont des exemples, mais ce sont loin d’être les seuls. Comme il en a été question plus tôt, les cations qui peuvent libérer un ion hydrogène, comme l’ion ammonium (NH4+), sont des acides. À l’inverse, certains anions, comme le CH3COO (la base conjuguée de l’acide acétique), peuvent accepter un ion H+, et sont ainsi des bases. Les composés ioniques peuvent donc posséder des propriétés acidobasiques conférées par les ions qui les constituent, comme le résume le tableau ci-dessous.

Tableau 6.2 EXPLICATION DES PROPRIÉTÉS ACIDOBASIQUES DES SELS

Cause des propriétés acidobasiques Exemples de sels

Ion hydroxyde (OH )

Ion donneur de H+

Ion accepteur d’ion H+

Exercice 6.8 : A. 1re dissociation : H2CO3(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3 (aq) + H3O+(aq)

2e dissociation : HCO3 (aq) + H2O(l) ⇌ CO32−(aq) + H3O+(aq)

B. 1re dissociation : H2CrO4(aq) + H2O(l) ⇌ HCrO4 (aq) + H3O+(aq)

2e dissociation : HCrO4 (aq) + H2O(l) ⇌ CrO42 (aq) + H3O+(aq)

OH, Ba(OH)2

HSO4, NH4NO3

CO3, CH3COOK

Figure

Les bases ou les acides conjugués d’un acide ou d’une base faible possèdent des propriétés acidobasiques

Les ions provenant d’une espèce forte sont des ions spectateurs

Seuls les ions qui sont des espèces conjuguées d’acides faibles ou de bases faibles sont des ions qui possèdent des propriétés acidobasiques. La raison en est bien simple : les espèces faibles réagissent dans l’eau selon une réaction réversible, et l’espèce conjuguée est un produit de cette réaction. Puisque la réaction est réversible, les produits peuvent former à nouveau des réactifs.

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH (aq)

La réaction inverse est possible.

L’ion NH4+ peut perdre un H+ pour revenir sous forme de NH3, une base faible

L’ion NH4+ est donc un acide faible

De même, la base conjuguée d’un acide faible est un ion qui a des propriétés acidobasiques. C’est pour cette raison que le CH3COO est un ion basique : il est la base conjuguée d’un acide faible

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO (aq) + H3O+(aq)

La réaction inverse est possible.

L’ion CH3COO peut gagner un H+ pour revenir sous forme de CH3COOH, un acide faible

L’ion CH3COO est donc une base faible.

Inversement, si l’espèce de provenance de l’ion est un acide fort ou une base forte, sa réaction avec l’eau est irréversible. Les ions produits par cette réaction n’ont pas tendance à former à nouveau des réactifs. Ils sont qualifiés d’ions spectateurs, puisqu’ils ne réagissent pas avec l’eau.

HCl(aq) + H2O(l) → Cl (aq) + H3O+(aq)

La réaction inverse est négligeable.

L’ion Cl n’a pas tendance à accepter un ion H+ pour revenir sous forme de HCl, un acide fort L’ion Cl est donc un ion spectateur, c’est-à-dire qu’il n’a pas de propriétés acidobasiques

Pour identifier la nature acide ou basique des sels, il est utile d’identifier préalablement chacun des ions qui les composent, puis de se questionner sur la nature acidobasique de chacun. Est-ce qu’un des ions contient un hydrogène acide ou, à l’inverse, un groupement qui peut accepter un ion hydrogène ? En répondant à ces questions, il sera possible de distinguer les ions acides et basiques qui composent les sels.

En résumé, pour identifier la nature acidobasique d’un sel, il faut répondre aux questions suivantes :

De quels ions le sel est-il formé ?

L’anion est-il OH ou est-ce la base conjuguée d’un acide faible ? Si oui, l’anion est basique

Un des ions est-il l’acide conjugué d’une base faible ? Si oui, l’ion est acide

Le résumé du raisonnement pour identifier les propriétés acidobasiques des sels.

Figure 6.15

Exemple 6.5

Écrivez l’équation de dissociation du chlorure d'ammonium (NH4Cl), puis évaluez sa nature acidobasique.

Raisonnement

1) Équation de dissociation du du sel

NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl (aq) Note : La réaction est complète, car c’est un sel très soluble.

2) Évaluation de la nature acidobasique

Il convient de suivre l’organigramme présenté à la page précédente de la façon suivante :

L’anion est-il OH ou est-ce la base conjuguée d’un acide faible ?

De quels ions le sel est-il formé ?

NH4+ et Cl

Réponse

Non, Cl provient d’un acide fort (HCl).

L’ion Cl est un ion spectateur.

Un des ions est-il l’acide conjugué d’une base faible ?

Oui, NH4+ provient de NH3 (une base faible)

L’ion NH4+ est acide

Le seul ion de NH4Cl qui a des propriétés acidobasiques est le NH4+, un ion acide. Donc, le NH4Cl est un sel acide.

Exercice 6.9

Écrivez l’équation de dissociation de chacun des sels suivants, puis évaluez sa nature acidobasique.

L’évaluation de la nature acidobasique d’un sel rend possible l’écriture de l’équation des réactions qui expliquent l’effet de ce sel sur le pH d’une solution aqueuse. Pour une base d’Arrhenius, comme le NaOH, il suffit d’écrire l’équation de dissociation du sel, mais pour les autres sels acides ou basiques, cela demande d’écrire ensuite l’équation de la réaction avec l’eau de l’ion ayant des propriétés acidobasiques. Le raisonnement est semblable à celui utilisé à la section 6.2.1 : un ion acide qui réagit avec l’eau perdra un H+ pour former des ions H3O+, alors qu’un ion basique qui réagit avec l’eau gagnera un H+ pour former des ions OH . Par exemple, la réaction de l’ion acide NH4+ avec l’eau serait la suivante :

NH4+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq)

Exercice 6.9 : A. NaNO2(s) → Na+(aq) + NO2 (aq), sel basique ; B. KBr(s) → K+(aq) + Br (aq), ce sel n’a pas de propriétés acidobasiques ; C. CH3NH3I(s) → CH3NH3+(aq) + I (aq), sel acide ; D. CH3COOK(s) → CH3COO (aq) + K+(aq), sel basique

Exemple 6.6

Écrivez les équations des différents processus qui se produisent lorsque du NaF est mélangé à de l’eau.

Raisonnement

1) Le premier processus qui se produit lorsque le NaF est mélangé à de l’eau est sa dissolution. L’équation associée à ce processus est la suivante : NaF(s) → Na+(aq) + F (aq) Note : La réaction est complète, car c’est un sel très soluble.

2) Le deuxième processus possible est la réaction d’un de ces ions avec l’eau. Pour savoir si ce processus a lieu, il faut d’abord évaluer la nature acidobasique du NaF avec l’organigramme présenté précédemment :

L’anion est-il OH ou est-ce la base conjuguée d’un acide faible ?

De quels ions le sel est-il formé ?

Na+ et F

Oui, F est la base conjuguée de HF, qui est un acide faible.

Le sel est basique.

Réponse

C’est l’ion F qui réagit avec l’eau.

Un des ions est-il l’acide conjugué d’une base faible ?

Non, Na+ n’est pas l’acide conjugué d’une base faible.

L’ion Na+ est un ion spectateur.

Comme F est une base faible, l’équation de la réaction entre l’eau et l’ion fluorure est la suivante : F (aq) + H2O(l) ⇌ HF(aq) + OH (aq)

Les processus qui se produisent lorsque le NaF est mélangé à de l’eau sont représentés par ces deux équations :

Dissolution du NaF : NaF(s) → Na+(aq) + F (aq) Réaction de l’ion fluorure avec l’eau : F (aq) + H2O(l) ⇌ HF(aq) + OH (aq)

Exercice 6.10

Écrivez l’équation de la dissolution dans l’eau des sels suivants et, le cas échéant, l’équation de la réaction de leurs ions avec l’eau.

A . NaClO B . KOH C. CH3NH3Br D . BaCl2

6.2.3 Équations de dissociation des espèces amphotères

Lors de l’identification de la nature acidobasique d’un sel, il est possible que le raisonnement mène à la conclusion que le sel est à la fois un acide et une base. Cela n’est pas une erreur : ces sels sont alors qualifiés de sels amphotères. Cela peut se produire soit parce que le sel contient un ion amphotère, comme le NaHCO3, soit parce que le sel contient un ion acide et un ion basique, le CH3COONH4 par exemple. Il existe donc deux

Exercice 6.10 : A. NaClO(s) → Na+(aq) + ClO (aq), ClO (aq) + H2O(l) ⇌ HClO(aq) + OH (aq) ; B. KOH(s) → K+(aq) + OH (aq) ; C. CH3NH3Br(s) → CH3NH3+(aq) + Br (aq), CH3NH3+(aq) + H2O(l) ⇌ CH3NH2(aq) + H3O+(aq) ; D. BaCl2(s) → Ba2+(aq) + 2Cl (aq)

équations de dissociation avec l’eau pour les sels amphotères : une pour le comportement acide et l’autre pour le comportement basique.

Le bicarbonate de sodium, ou hydrogénocarbonate de sodium (NaHCO3), est un exemple de sel qui contient un ion amphotère. Lorsque mis en solution, le NaHCO3 se dissocie en ions selon l’équation suivante :

NaHCO3(s) → Na+(aq) + HCO3 (aq)

En solution, le sel forme donc des ions Na+, qui sont spectateurs, ainsi que l’ion bicarbonate (HCO3 ). L’ion bicarbonate possède un proton acide, et il peut en même temps accepter un ion H+, ainsi il se comporte aussi comme une base. L’ion HCO3 est donc amphotère. Voici les deux équations qui montrent ce comportement :

HCO3 (aq)

Acide

Donne un H+ + H2O(l) Base

Accepte un H+ ⇌

HCO3 (aq)

Base

CO32−(aq)

Base conjuguée

Peut accepter un H+ + H3O+(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+

Accepte un H+ + H2O(l)

Donne un H+ ⇌

Acide

H2CO3(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+ + OH (aq)

Base conjuguée

Peut accepter un H+

L’acétate d’ammonium (CH3COONH4) est un exemple de sel qui contient un ion acide et un ion basique Lorsque mis en solution, le CH3COONH4 se dissocie en ions selon l’équation suivante :

CH3COONH4(s) → CH3COO (aq) + NH4+(aq)

En solution, le sel forme donc l’ion acétate (CH3COO ) qui est basique, ainsi que l’ion ammonium (NH4+) qui est acide. Les deux ions du sel peuvent donc réagir avec l’eau selon les deux équations qui suivent.

CH3COO (aq)

Base

Accepte un H+ + H2O(l) Acide Donne un H+

NH4+(aq)

Acide

Donne un H+ + H2O(l)

Base Accepte un H+ ⇌

CH3COOH(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+ + OH (aq)

Base conjuguée

Peut accepter un H+

NH3(aq)

Base conjuguée

Peut accepter un H+ + H3O+(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+

Mais les espèces amphotères ne sont pas nécessairement des sels ! Les deux équations ci-dessus le montrent bien, puisque l’eau, un composé moléculaire, se comporte comme une base dans un cas et comme un acide dans l’autre. L’eau est la substance amphotère la plus commune. En fait, l’eau étant à la fois un acide, une base et un solvant, les molécules d’eau réagissent continuellement entre elles par réaction acidobasique. C’est ce qu’on appelle l’auto-ionisation de l’eau, un phénomène représenté par l’équation ci-dessous.

H2O(l)

Acide

Donne un H+ + H2O(l)

⇌ OH (aq)

Base

Accepte un H+

Base conjuguée

Peut accepter un H+ + H3O+(aq)

Ce phénomène est au cœur de la notion de pH, qui sera abordée à la section 6.3.

Acide conjugué

Peut donner un H+

Exercice 6.11

Écrivez les équations des réactions avec l’eau des ions qui composent le fluorure d’ammonium (NH4F), afin de montrer le caractère amphotère de ce sel.

6.2.4 Équations de dissociation des acides et des bases de Lewis

Au début de la section 6.1, il était question de trois systèmes de définitions pour caractériser les acides et les bases. Jusqu’à maintenant, il n’a été question que des définitions d’Arrhenius et de BrønstedLowry, qui sont résumées dans le schéma ci-contre.

Les définitions de Lewis sont quant à elles basées sur la formation d’une liaison entre deux espèces chimiques : une qui fournit une paire d’électrons libres pour former la liaison, et l’autre qui accepte la paire d’électrons. Selon ces définitions, un acide accepte une paire d’électrons, alors qu’une base fournit une paire d’électrons. Une liaison est donc établie entre l’acide et la base de Lewis. Le produit de cette liaison porte le nom d’adduit de Lewis.

Selon Lewis

Acide : accepte une paire d'électrons

Base : donne une paire d'électrons

Selon Brønsted-Lowry

Acide : donne des H+

Base : accepte des H+

Selon Arrhenius

Acide : donne des H+

Base : donne des OH–

Le résumé des trois définitions des acides et des bases.

Une base de Lewis doit ainsi posséder un doublet d’électrons libres pour pouvoir fournir cette paire d’électrons, alors que l’acide doit avoir un déficit électronique pour accepter une paire d’électrons. Voici la réaction entre l’ammoniac et un ion H+ abordée du point de vue de la définition de Lewis des acides et des bases :

Base de Lewis

Partage un doublet libre

Acide de Lewis

Accepte un doublet libre

Adduit de Lewis

(espèce formée par la combinaison de l’acide et de la base de Lewis)

Les bases de Brønsted-Lowry sont aussi considérées comme des bases de Lewis, puisque c’est justement le doublet d’électrons libres qui leur permet d’accepter un H+. Toutefois, les acides de Brønsted-Lowry ne sont pas, eux, considérés comme des acides de Lewis ; c’est plutôt le proton (H+) qu’ils produisent qui en est un. La particularité de la définition que donne Lewis d’un acide est qu’elle permet d’inclure une plus grande variété d’acides. En effet, les acides de Lewis sont des espèces ayant un déficit électronique leur permettant d’accepter une paire d’électrons. Du point de vue de Lewis, le proton n’est qu’un exemple d’espèce parmi d’autres qui peut accepter des électrons.

Exercice 6.11 : L’ion ammonium est acide : NH4+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq). L’ion fluorure est basique : F (aq) + H2O(l) ⇌ HF(aq) + OH (aq).

Figure 6.16

L’expression acide de Lewis est donc utilisée expressément pour identifier des acides qui ne sont pas donneurs de H+, mais qui peuvent accepter une paire d’électrons. Les cations (ions positifs) sont souvent des acides de Lewis. C’est le cas, par exemple, de l’ion fer(II) (Fe2+). Voici une représentation de ce qui se produit lorsqu’un cation métallique accepte une paire d’électrons de molécules d’eau :

Fe2+

Acide de Lewis

Accepte des doublets libres + 6H2O

Base de Lewis

Partage un doublet libre →

[Fe(H2O)6]2+

Adduit de Lewis (espèce formée par la combinaison de l’acide et de la base de Lewis)

Chacune des molécules d’eau (bases de Lewis) fournit un doublet électronique de l’atome d’oxygène pour former une liaison covalente avec l’ion Fe2+ (l’acide de Lewis), ce qui produit un adduit constitué d’un ion Fe2+ entouré de six molécules d’eau. La charge globale de cette espèce demeure 2+.

Une molécule qui contient un atome avec un octet incomplet se comportera aussi souvent comme un acide de Lewis. Ces molécules peuvent accepter une paire d’électrons étant donné qu’elles ont au moins une orbitale vide. C’est pourquoi les composés dont l’atome central ne possède que trois électrons de valence, comme le bore ou l’aluminium (deux éléments de la famille 13), sont souvent des acides de Lewis. En faisant trois liaisons, ces atomes ont un octet incomplet, ce qui leur permet d’accepter une paire d’électrons. C’est le cas du borane (BH3) (figure 6.17) ou du chlorure d’aluminium (AlCl3).

Acide de Lewis

Accepte un doublet libre

Base de Lewis

Partage un doublet libre

Base de Lewis

Orbitale 2p vide

Le BH3 est l’un des nombreux composés du bore qui sont des acides de Lewis, en raison de son orbitale libre qui lui permet d’accepter une paire d’électrons.

Voici une représentation de ce qui se produit lorsqu’une molécule avec un octet incomplet, le borane (BH3), accepte une paire d’électrons d’une molécule d’ammoniac (NH3), qui joue le rôle de base de Lewis. Cette équation est aussi représentée à la figure 6.18 en modèles boules-bâtonnets.

Adduit de Lewis (espèce formée par la combinaison de l’acide et de la base de Lewis)

Acide de Lewis

Adduit de Lewis

La réaction entre l’ammoniac et le BH3 mène à la formation d’un adduit de Lewis.

Figure 6.17

Figure 6.18

Bref, les cations et les espèces avec un octet incomplet sont des acides de Lewis, des accepteurs d’électrons. Les bases de Lewis fournissent une paire d’électrons, qui existe sous forme de doublet électronique libre dans la structure. Le tableau ci-dessous contraste les trois définitions des acides et des bases.

Tableau 6.3 RÉSUMÉ DES DÉFINITIONS D’UN ACIDE ET D’UNE BASE Acide

Arrhenius

Brønsted-Lowry

Lewis

Donne des ions H+ Exemples : HCl, CH3COOH

Accepte une paire d’électrons Exemples : H+, Fe2+, BF3

Base

Donne des ions OH Exemple : NaOH

Accepte des ions H+ Exemples : OH , NH3, CN

Partage une paire d’électrons

Exemples : OH , NH, CN

Bien que les définitions de Lewis soient les plus inclusives, elles ne sont pas les plus utilisées. Les définitions des acides et des bases de Brønsted-Lowry sont généralement préférées, étant donné qu’elles sont plus circonscrites tout en couvrant la majorité des réactions acidobasiques. C’est pourquoi, dans cet ouvrage, les définitions de Brønsted-Lowry seront privilégiées.

6.3 pH

Le pH est un concept incontournable pour l’analyse des propriétés des solutions acides et basiques. Le pH et d’autres concepts qui y sont liés − tels que la constante d’auto-ionisation de l’eau, une constante d’équilibre importante pour les solutions aqueuses −, le calcul du pH à partir de la concentration d’ions ainsi que la mesure du pH à l’aide d’un pH-mètre et d’indicateurs feront l’objet des pages qui suivent.

6.3.1 Notion de pH et échelle de pH

Les valeurs de l’échelle de pH, à 24 °C.

Le pH est une mesure du degré d’acidité d’une solution (figure 6.19). Plus le pH est faible, plus la solution est acide. À l’opposé, plus le pH est élevé, plus la solution est basique. Il s’exprime sur une échelle dont les valeurs se trouvent le plus souvent entre 1 et 14, même si des valeurs de pH supérieures à 14 ou inférieures à 1 sont possibles − un pH très acide peut même être négatif ! Pour une solution à une température près de la température ambiante, soit 24 °C, la valeur de 7 correspond à un pH neutre. L’échelle de pH est logarithmique, ce qui signifie qu’un bond d’une unité de pH, par exemple de pH 7 à pH 6, correspond à une augmentation décuplée de l’acidité (c’est-à-dire multipliée par 10), et un bond de pH 7 à pH 5, à une augmentation centuplée (multipliée par 100). La tomate (pH 4) est ainsi 1 000 fois plus acide qu’un verre d’eau dont le pH est de 7.

Figure 6.19

Neutre

L’échelle de pH

Acide

Basique

La valeur du pH est une façon d’exprimer la concentration des ions H3O+ et des ions OH en solution. La figure 6.20 présente le pH de divers produits de la vie courante, de même que la concentration des ions H3O+ et des ions OH pour chacune des valeurs de pH, à une température de 24 °C.

Figure 6.20

Lait de

Eau de Javel concentrée

Ammoniaque

Produit de débouchage

Exercice 6.12

En consultant la figure 6.20, répondez aux questions suivantes.

Des aliments comme le citron sont acides (pH inférieur à 7), tandis que plusieurs produits de nettoyage ou d’entretien, comme le savon, sont basiques (pH supérieur à 7). Dans la même figure sont indiquées les concentrations des ions H3O+ et des ions OH pour chaque valeur de pH. Pour le citron, par exemple, son pH à 24 °C est d’environ 2, ce qui correspond à une concentration d’ions H3O+ de 1,0 × 10−2 mol/L et d’ions OH de 1,0 × 10−12 mol/L. La figure 6.20 montre que plus une solution est acide, plus elle contient d’ions H3O+, au détriment des ions OH . À l’inverse, dans une solution basique, il y a une plus grande concentration d’ions OH et une plus petite concentration d’ions H3O+. La relation entre les concentrations des ions H3O+ et OH est bien particulière, et elle sera expliquée à la section suivante, lorsqu’il sera question de l’auto-ionisation de l’eau.

A . Les ions H3O+ sont-ils en plus grande concentration dans les solutions acides ou dans les solutions basiques ?

B . Quels ions sont plus concentrés dans une solution basique : les ions H3O+ ou les ions OH− ?

C . Qu’est-ce qui contient la plus grande concentration en ions H3O+ : le café ou le savon ?

Exercice 6.12 : A. Les ions H3O+ sont plus concentrés dans les solutions acides ; B. Dans une solution basique, les OH sont plus concentrés que les H3O+ ; C. Le café

L’échelle de pH et les concentrations des ions H3O+ et des ions OH en mol/L pour chaque valeur de pH, à 24 °C.

Acide

Neutre

Acide gastrique Citron Coca Tomate Café

Lait Eau pure Sang Blanc d’œuf

magnésie Savon alcalin

6.3.2 Auto-ionisation de l’eau

Avant d’aborder le calcul du pH, il est important de s’attarder à la réaction chimique qui se produit naturellement entre les molécules d’eau dans l’eau et dans toutes les solutions aqueuses : l’auto-ionisation de l’eau. Comme mentionné plus tôt, l’eau est une substance amphotère qui a la capacité de réagir avec elle-même pour produire des ions H3O+ et OH . Ce processus est représenté par l’équation suivante :

2H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH (aq)

Cela implique qu’à tout moment, n’importe quelle eau contient du H 2O, des H 3O + et des OH , dont les concentrations ne changent pas, puisque le système est à l’équilibre. L’eau pure est dite neutre parce que la concentration des ions H3O+ est égale à celle des ions OH .

L’auto-ionisation de l’eau est une réaction réversible, ce qui signifie qu’elle est associée à une constante d’équilibre. Cette constante, appelée constante d’auto-ionisation de l’eau et symbolisée par Ke, a l’expression mathématique suivante :

e = [H3O+][OH ] = 1,00 × 10−14 à 24 °C

La constante d’auto-ionisation de l’eau est importante pour les calculs de pH parce qu’elle fournit une relation mathématique entre la concentration des ions H3O+ et celle des ions OH dans une solution aqueuse. Pour toute valeur de pH, lorsque la concentration des ions H3O+ est multipliée par celle des ions OH , le produit est constant

Le tableau qui suit présente la concentration des ions H3O+ et OH dans des solutions aqueuses de pH variés. Il montre bien la relation entre ces concentrations : sur chaque ligne, le produit est toujours le même, soit la valeur de Ke

Tableau 6.4 CONCENTRATION DES IONS H3O+ ET OH DANS DES SOLUTIONS DE pH VARIÉS, ET LE PRODUIT DE CES DEUX CONCENTRATIONS, SOIT LE Ke (à 24 °C)

La constante d’auto-ionisation de l’eau permet aussi d’expliquer pourquoi une solution acide contient très peu d’ions OH , alors qu’une solution basique contient très peu d’ions H3O+. Comme la constante d’auto-ionisation de l’eau est toujours la même à une température donnée, cela signifie que, si la concentration en H3O+ augmente, la concentration en ions OH doit diminuer pour que la valeur de Ke reste la même.

Atten tion à l’erreur !

L’eau distillée n’a pas un pH neutre

Plusieurs croient que l’eau distillée utilisée dans les laboratoires de chimie est de l’eau pure et devrait avoir un pH neutre, mais ce n’est pas le cas. Il est vrai qu’immédiatement après sa distillation, le pH de l’eau distillée est très près de 7, puisque le processus de distillation permet d’éliminer la plupart des contaminants présents dans l’eau potable et que de l’eau presque pure est récupérée. Cependant, dès que l’eau distillée entre en contact avec l’air, du dioxyde de carbone s’y dissout et forme de l’acide carbonique selon l’équation suivante :

L’acide carbonique forme ensuite des ions H3O+ :

À moins d’être produite et conservée sous atmosphère inerte, l’eau distillée utilisée en laboratoire est ainsi une solution très diluée d’acide carbonique. Plus elle est exposée à l’air, plus il y a de dioxyde de carbone qui se dissout dans l’eau et plus la concentration en acide carbonique augmente jusqu’à ce que la saturation soit atteinte. En fonction de son exposition à l’air, le pH de l’eau distillée peut donc varier entre 5,5 et 6,9. Chose certaine, il n’est jamais égal à 7 une fois dans le flacon-laveur. La prochaine fois que vous serez au laboratoire, vérifiez-le !

Les pluies acides

Les voitures à essence fonctionnent grâce à un moteur à combustion. Les gaz d’échappement de ce type de voitures contribuent aux pluies acides, particulièrement quand l’essence contient du soufre et de l’azote, qui, une fois brûlés, produisent des oxydes de soufre ou d’azote. L’azote de l’air peut aussi former des oxydes d’azote lors de la combustion de l’essence. Une fois relâchés dans l’atmosphère, ces oxydes d’azote et de soufre réagissent avec l’eau des nuages pour former des acides qui peuvent ensuite perdre un H+ pour former des ions H3O+ :

pour un oxyde de

SO2(g) + H2O(l) ⇌ H2SO3(aq) H2SO3(aq) + H2O(l) ⇌ HSO3 (aq) + H3O+(aq)

La présence de ces acides diminue significativement le pH de l’eau contenue dans les nuages, ce qui cause les pluies acides. Ces dernières peuvent avoir des effets négatifs sur l’environnement, en causant des dommages directs à la végétation en raison de l’acidification du sol. Un sol trop acide affecte la croissance et la reproduction des plantes. Dans les années 1980 au Québec, les pluies acides ont contribué au dépérissement des érables à sucre, puisque ces arbres ont une préférence pour des sols dont le pH est compris entre 5,0 et 7,3. Pour éviter ces effets négatifs, les acériculteurs plantent d’autres variétés d’arbres, nommées espèces compagnes, dans les érablières. Ces espèces, comme le tilleul d’Amérique ou le peuplier deltoïde, permettent d’éviter que le pH du sol ne chute trop, puisque la décomposition de leurs feuilles et d’autres débris végétaux de ces espèces produit de l’humus dont le pH est supérieur à 5.

L’érable à sucre est une espèce d’arbre particulièrement touchée par les pluies acides au Québec.

Figure 6.21

Un flacon-laveur d’eau distillée.

Exemple

soufre

Exemple pour un oxyde d’azote

2NO2(g) + H2O(l) ⇌ HNO3(aq) + HNO2(aq) HNO3(g) + H2O(l) → NO3 (aq) + H3O+(aq)

Figure 6.22

Effet de la température sur la constante d’auto-ionisation de l’eau, Ke Il en a été question au chapitre 4, la valeur des constantes d’équilibre dépend de la température. La valeur de Ke ne fait pas exception : elle est égale à 1,00 × 10−14 à 24 °C, mais elle change lorsque la température est différente. Le tableau ci-dessous montre cette variabilité.

Tableau 6.5 VALEURS DE LA CONSTANTE D’AUTO-IONISATION DE L’EAU À DIFFÉRENTES TEMPÉRATURES2

Ainsi, si à 24 °C, la concentration en H3O+ dans l’eau pure est de 1,00 × 10−7 mol/L, ce n’est pas le cas aux autres températures. En effet, près du point de congélation, l’eau neutre ne contient pas 1,00 × 10−7 mol/L d’ions H3O+, mais plutôt 3,36 × 10−8 mol/L, comme on peut le voir en effectuant le calcul suivant :

À une température de 0 °C : Ke = 1,13 × 10−15 = [H3O+][OH ]

Dans l’eau pure, [OH ] = [H3O+] = √1,13 × 10−15 = 3,36 × 10−8 mol/L

On observe donc un pH différent de 7.

Il demeure que l’eau pure est quand même neutre à toute température, car la concentration des ions H3O+ est égale à celle des ions OH dans toute eau pure, peu importe sa température. Le fait que la concentration en ions H3O+ d’une eau pure à une température différente de 24 °C n’est pas 1,00 × 10−7 mol/L a une incidence sur son pH, puisque ce dernier est calculé avec cette concentration. Les fabricants de pH-mètres recommandent d’ailleurs de calibrer les pH-mètres et de mesurer le pH des solutions à une même température, et de considérer la valeur de pH mesurée comme étant valide à la température de mesure.

La variation de la valeur de la constante en fonction de la température s’explique par la réaction qui se déroule lors de l’auto-ionisation de l’eau et par l’expression de la constante d’équilibre de cette réaction. Étant donné que la valeur de la constante d’équilibre Ke dépend de la concentration des produits, les ions H3O+ et OH , plus les concentrations en ions H3O+ et OH sont élevées, plus la constante est grande. C’est ce qui se produit à haute température : les molécules d’eau réagissent davantage entre elles et forment une plus grande concentration de produits. Il est à noter que la pression aussi influence la valeur de la constante Ke, mais cette variation est notable seulement à des pressions très différentes de la pression normale. À des fins de simplification, dans ce manuel, l’approximation suivante est faite : les solutions sont à 24 °C, donc la valeur de Ke est de 1,00 × 10−14.

6.3.3 Calcul du pH à partir de la concentration des ions H 3 O + et relation entre pH et pOH

Dans une solution qui ne contient pas uniquement de l’eau, mais aussi une base ou un acide, l’égalité entre les ions H3O+ et les ions OH est rompue. Le pH de la solution est alors différent de 7. En solution aqueuse, le pH est calculé en faisant l’opposé du logarithme (−log) de la concentration des ions H3O+ en solution. En utilisant les propriétés des logarithmes, il est aussi possible de calculer une concentration d’ions H3O+ à partir du pH :

Il existe une autre valeur qui sert à représenter la même réalité : le pOH, qui représente la concentration des ions OH . Il se calcule de façon similaire au pH, avec la concentration des ions OH :

2 Source : CRC Handbook of Chemistry and Physics, 105e édition.

Dans toute solution, qu’elle soit acide, basique ou neutre, à 24 °C :

pH + pOH = 14,000

Cette relation entre pH et pOH est due à la constante d’auto-ionisation de l’eau (Ke = [H3O+][OH ]), qui est égale à 1,00 × 10−14 à 24 °C, comme expliqué plus haut. Comme pour le pH et le pOH, l’opposé du logarithme (−log) de la constante d’auto-ionisation de l’eau peut être symbolisé par pK e, et la valeur de pKe est égale à 14,000 à 24 °C.

L’organigramme suivant présente un résumé des relations entre le pH et le pOH et les concentrations des ions H3O+ et OH (à 24 °C) :

pH + pOH = 14,000

pH = − log[H3O+ ]

[H3O+] = 10−pH

pOH = − log[OH ]

[OH ] = 10−pOH

[H3O+][OH ] = 1,00 × 10−14

Le résumé des relations entre pH, pOH, [H3O+] et [OH ], à 24 °C, dans toute solution aqueuse.

Exemple 6.7

Calculez la concentration en ions OH d’une solution dont le pH est de 2,00.

Raisonnement

En s’appuyant sur l’organigramme présenté plus haut, on peut établir un « chemin » de raisonnement dont l’origine est la valeur de pH et la fin, la concentration en ions OH

pH = 2,00

pOH = 14,000 − pH

Ainsi : pOH = 12,00

Le chemin inverse, soit calculer [H3O+] d’abord, mène au même résultat :

[H3O+] = 10−pH

pH = 2,00

Réponse

Ainsi : [H3O+] = 10−2,00

[OH ] = 10−pOH

Ainsi : [OH ] = 1,0 × 10−12 mol/L

[H3O+][OH ] = 1,0 × 10−14

Ainsi : [OH ] = 1,0 × 10−12 mol/L

Dans une solution dont le pH est de 2,00, le pOH est 12,00, donc la concentration en ions OH est 1,0 × 10−12 mol/L.

Exercice 6.13

Calculez la concentration en ions H3O+ ainsi que la concentration en ions OH d’une solution dont le pH est de 2,25.

Exercice 6.13 : [H3O+] = 5,6 × 10−3 mol/L. Pour la [OH ], il suffit de calculer le pOH, qui est 14,000 − 2,25 = 11,75, puis [OH ] = 1,8 × 10−12 mol/L.

Figure 6.23

Exercice 6.14

Calculez le pH d’une solution dont la concentration en ions hydroxyde (OH ) prend les valeurs suivantes. A . 2,0 × 10−3 mol/L B . 0,020 mol/L C . 1,0 × 10−9 mol/L D . 1,0 × 10−12 mol/L

6.3.4 Mesure du pH

Le pH d’une solution peut être mesuré de différentes façons en laboratoire : avec un pH-mètre, un indicateur acidobasique, un papier tournesol ou un papier pH. La méthode est choisie en tenant compte du degré de précision nécessaire. Par exemple, le papier pH peut être utilisé si une approximation du pH est suffisante, alors qu’il est préférable d’utiliser un pH-mètre pour obtenir une valeur précise de pH.

Le pH-mètre

Le pH-mètre est un instrument qui permet de mesurer précisément le pH d’une solution (figure 6.24). Il fonctionne grâce à deux électrodes spécialement conçues pour que la différence de potentiel dépende du pH. Ainsi, l’appareil convertit la différence de potentiel (une valeur en volts) en valeur de pH et l’affiche directement.

Ces deux électrodes sont une électrode de référence et une électrode de mesure en verre. L’électrode de référence contient une solution de pH connu. Par exemple, il s’agit d’une solution de KCl de pH 7 dans la sonde schématisée à la figure 6.25. Le fonctionnement du pH-mètre repose sur le fait qu’il y a une différence de potentiel électrique produite par les ions H3O+ dans l’électrode de référence et dans la solution analysée qui est à l’extérieur de la membrane de verre. La différence de potentiel est proportionnelle à la concentration des ions H3O+, et donc au pH de la solution. Le pH-mètre peut utiliser une relation linéaire, obtenue lors de sa calibration avec des solutions de pH connus, pour convertir la différence de potentiel mesurée en valeur numérique de pH. Dans la plupart des pH-mètres, les deux électrodes sont combinées en une seule, pour faciliter l’utilisation de cet instrument.

6.24

Un pH-mètre.

Figure 6.25

Or i ce de remplissage

Fil d’argent (Ag)

Chlorure d’argent (AgCl)

Solution de KCl

Membrane de verre très ne (partie active)

Le schéma d’une électrode de pH.

Exercice 6.14 : A. pH = 11,30, car [H3O+] = 5,0 × 10−12 mol/L ; B. pH = 12,30, car [H3O+] = 5,0 × 10−13 mol/L ; C. pH = 5,00, car [H3O+] = 1,0 × 10−5 mol/L ; D. pH = 2,00, car [H3O+] = 1,0 × 10−2 mol/L

Figure

Atten tion à

Le pH, c’est juste pour une solution !

l’erreur

!

Même si un acide peut être dans un autre état qu’en solution aqueuse, le concept de pH, lui, s’applique uniquement à une solution. L’acide chlorhydrique, par exemple, de formule HCl, est gazeux lorsqu’il n’est pas en solution. Ce gaz n’a pas de pH : le pH est une caractéristique d’une solution et dépend de la concentration des ions H3O+ en solution.

Sur les emballages ou dans les publicités de certaines marques de savon, il est parfois question du pH du savon pour faire valoir que tel produit a un pH neutre. C’est toutefois un abus de langage que de parler du pH du savon. Ce n’est pas le savon qui a un pH ; ce qui a un pH, c’est la solution aqueuse qui sera formée lorsque ce savon sera dissous dans l’eau.

Les indicateurs acidobasiques

Les indicateurs acidobasiques sont des substances qui changent de couleur en fonction du pH de la solution dans laquelle elles se trouvent. Ces substances permettent ainsi de visualiser rapidement et facilement les changements de pH d’une solution. Cette propriété est due à la nature acidobasique des indicateurs : ce sont des acides, des bases ou des substances amphotères, et ils peuvent réagir en solution en gagnant ou en perdant un H+. Cette idée peut être modélisée par l’équation chimique suivante, où l’indicateur est représenté par les lettres In :

La forme acide de l’indicateur (HIn) a une couleur donnée, différente de celle de sa forme basique (In ). C’est le changement de proportion de concentration entre ces deux formes qui est responsable du changement de couleur de la solution. Plus l’une des formes de l’indicateur prédomine, plus sa couleur est perceptible à l’œil.

Or, cette proportion dépend du pH, puisque la concentration en ions H+ dans la solution déplace la position de l’équilibre de cette réaction. En milieu acide, il y a beaucoup d’ions H+ dans la solution, ce qui favorise la réaction inverse (vers les réactifs). Ainsi, à un pH acide, les indicateurs sont majoritairement sous leur forme acide (HIn). En milieu basique, il y a peu d’ions H+ dans la solution, ce qui favorise la réaction directe (vers les produits). Ainsi, à un pH basique, les indicateurs sont majoritairement sous leur forme basique (In )

La phénolphtaléine, par exemple, est un indicateur dont la forme acide est incolore et la forme basique est fuchsia, comme représenté à la figure 6.26.

Les couleurs des formes acide et basique de la phénolphtaléine.

Chaque indicateur possède une ou plusieurs zones de virage, en fonction du nombre d’ions H+ qu’il peut donner ou capter. Par exemple, la phénolphtaléine a une seule zone de virage parce que la molécule peut perdre un seul H. En revanche, le bleu de thymol est un polyacide et la molécule peut perdre deux H, ce qui explique la présence de deux zones de virage pour cet indicateur. Une zone de virage est l’intervalle de pH dans lequel l’indicateur change de couleur. La zone de virage varie d’un indicateur à un autre. L’annexe H Zone de virage des indicateurs acidobasiques montre les zones de virage et les couleurs de différents indicateurs acidobasiques. La phénolphtaléine a une zone de virage dans l’intervalle de pH allant de 8,0 à 10,0.

Un indicateur acidobasique est une substance qui change de couleur en fonction du pH

La zone de virage d’un indicateur représente l’intervalle de pH dans lequel l’indicateur change de couleur

Forme acide (HIn)

Forme basique (In )

Figure 6.26

Le bleu de thymol, lui, possède deux zones de virage. La première, entraînant le passage du rouge au jaune, est dans l’intervalle de pH allant de 1,2 à 2,8 ; la seconde, entraînant le passage du jaune au bleu, est dans l’intervalle de pH allant de 8,0 à 9,6. Ces deux zones de virage sont présentées à la figure 6.27.

Figure 6.27

Rouge pH < 1,2

Virage : pH entre 1,2 et 2,8

Jaune pH entre 2,8 et 8,0

Virage : pH entre 8,0 et 9,6

Bleu pH > 9,6

Les zones de virage du bleu de thymol. Il s’agit d’un polyacide qui peut perdre deux H+ et qui a donc deux zones de virage distinctes.

Les indicateurs et leurs zones de virage sont particulièrement utiles pour percevoir les changements de pH lors des titrages acidobasiques, dont il sera question dans le prochain chapitre.

Exemple 6.8

Quelle couleur prendra le bleu de thymol s’il est ajouté à une solution dont la concentration en ions H3O+ est de à 2,32 × 10 11 mol/L ?

Raisonnement

Calculer le pH de la solution

Comparer le pH avec les zones de virage de l’indicateur

1) La couleur de l’indicateur dépend du pH de la solution. Il faut donc d’abord calculer ce pH à partir de la concentration en ions H3O+

pH = −log[H30+] = −log(2,32 × 10−11) = 10,635

2) Le bleu de thymol a deux zones de virage :

Comme le pH est plus grand que 9,6, la solution sera de couleur bleue.

Réponse

La solution dont le pH est de 10,635 sera bleue.

pH de la solution 10,635

Exercice 6.15

À l’aide des données fournies à l’annexe H, prédisez la couleur que prendra le vert de bromocrésol s’il est ajouté à une solution dont la concentration en ions OH est de 2,3 × 10−12 mol/L.

concrè

tement

La couleur des petits fruits, le pH et les anthocyanines

Les molécules utilisées comme indicateurs en laboratoire sont généralement synthétiques, mais il existe plusieurs pigments végétaux qui ont de telles propriétés. Les petits fruits comme les framboises et les fraises contiennent des pigments de la classe des anthocyanines, qui ont la caractéristique de changer de couleur selon le pH de la solution dans laquelle ils se trouvent.

Figure 6.28

La structure d’un pigment de type anthocyanine, à différents pH.3

Ces pigments végétaux sont constitués d’un noyau quinonoïde qui peut gagner ou perdre un H+ selon le pH et entraîner un changement de couleur de la solution. Pour donner un autre exemple relevant du domaine alimentaire, après avoir mangé de la salade de chou rouge, le fond de l’assiette sera probablement mauve. Lorsqu’on rince l’assiette à l’eau du robinet, la couleur vire au bleu. Le changement de couleur est explicable par le changement de pH. En effet, puisque l’eau du robinet est légèrement basique (ce pH est dû au processus de traitement des eaux), le noyau quinonoïde perd un H+ et se trouve majoritairement sous forme anionique, ce qui explique la couleur bleue de la solution obtenue.

Figure 6.29

a. Une délicieuse salade de chou rouge. b. Les anthocyanines sont mauves dans le chou, comme le démontre la couleur de l’assiette sale. c. La couleur des anthocyanines vire au bleu sous l’eau du robinet, puisque cette dernière est légèrement basique.

Exercice 6.15 : La solution dont le pH est de 2,36 sera jaune.

3 Houghton, A., Appelhagen, I., & Martin, C. (2021). Natural Blues: Structure Meets Function in Anthocyanins. Plants, 10(4), 726. https://doi.org/10.3390/plants10040726

Plus la constante d’équilibre est faible, moins l’acide se dissocie dans l’eau. Ainsi, plus la constante Ka est faible, plus l’acide est faible.

6.4 Constantes d’acidité et de basicité

Comme plusieurs réactions acidobasiques avec l’eau sont des réactions réversibles, elles sont associées à une constante d’équilibre, appelée constante de dissociation ou constante d’acidité (symbolisée par Ka) ou de basicité (Kb). L’expression de cette constante est semblable à ce qui a déjà été présenté au chapitre 4. Voici deux exemples d’expression de constantes d’équilibre : l’un pour un acide et l’autre pour une base.

HNO2(aq) + H2O(l) ⇌ NO2 (aq) + H3O+(aq) Ka = [NO2 ][H3O+] [HNO2]

CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇌ CH3NH3+(aq) + OH (aq) Kb = [CH3NH3+][OH ] [CH3NH2]

Dans plusieurs ouvrages de référence, tout comme aux annexes I et J, ces constantes sont plutôt présentées sous forme de pKa ou de pKb. Pour passer du pKa au Ka (ou du pKb au Kb) ou inversement, les équations sont similaires à celles utilisées lors du calcul du pH et du pKe :

pKa = − log Ka pKb = − log Kb Ka = 10−pKa Kb = 10−pKb

Étant donné que les acides forts en solution aqueuse peuvent être considérés comme totalement dissociés, les valeurs de leur pKa sont souvent omises dans les tableaux de données. En consultant l’annexe I, il est d’ailleurs possible de remarquer que les six acides forts présentés à la section 6.1.3 (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 et H2SO4) n’y figurent pas. Cela n’a rien d’étonnant, puisque le titre de l’annexe I indique clairement qu’elle fournit les valeurs de pKa pour des acides faibles. Ainsi, cette annexe permet de déterminer rapidement si un acide est faible : s’il y est répertorié, c’est que c’est bien le cas.

Attention toutefois à ne pas prendre de raccourci : si un acide donné est absent de l’annexe I, ce n’est pas nécessairement parce qu’il est fort. En effet, cette annexe n’est pas exhaustive (elle ne contient pas tous les acides faibles existants).

Au sujet du pKa des acides forts, il est possible d’en mesurer la valeur dans d’autres solvants que l’eau, ce qui permet de comparer la force des acides forts. Cette mesure démontre, par exemple, que le HI est un acide plus fort que le HBr et que le HCl (son pKa dans d’autres solvants que l’eau est plus faible que celui des deux autres). Les valeurs de pKa des acides forts ne sont cependant pas utiles pour les calculs de concentration d’ions H+ en solution aqueuse et ne sont donc pas présentées en annexe.

6.4.1 Interprétation de la valeur de la constante d’acidité ou de basicité

Les constantes d’acidité et de basicité sont utiles lors de calculs de pH, mais elles permettent aussi d’évaluer la force relative des acides et des bases.

Comme la constante d’acidité est souvent présentée sous forme de pKa, il est important d’apprendre à utiliser directement cette valeur pour évaluer la force relative des acides, sachant que pour un Ka élevé, le pKa est faible. Cela est causé par le signe moins dans la relation mathématique entre le Ka et le pKa. Par exemple, le Ka de l’acide 3-bromopropanoïque (CH2BrCH2COOH) est de 1,0 × 10−4, alors son pKa est de 4,00. Le Ka de l’acide diméthylpropanoïque ((CH3)3CCOOH), lui, est d’environ 1 × 10−5, donc son pKa est d’environ 5,0. Le plus fort des deux, l’acide 3-bromopropanoïque, a le Ka le plus élevé, mais le pKa le plus faible.

Ce raisonnement est résumé dans le tableau à la page suivante.

Tableau 6.6

COMPARAISON DE LA FORCE DE DEUX ACIDES FAIBLES

Acide Ka pKa

Force relative CH2BrCH2COOH

Plus fort

Moins fort

Le raisonnement peut être généralisé de la façon suivante :

6.30

pKa plus élevé Ka plus faible

Acide moins dissocié dans l’eau

Acide plus faible

La relation entre le pKa, le Ka et la force d’un acide.

Le même raisonnement pourrait être appliqué aux bases en utilisant plutôt les constantes de basicité, Kb, ainsi que le pKb.

Comparer la force d’acides à l’aide des Ka et des pKa

Exemple 6.9

Classez ces acides suivants du moins fort au plus fort : l’acide nitreux (HNO2, Ka = 5,62 × 10−4), l’acide propanoïque (CH3CH2COOH, pKa = 4,87) et l’acide nitrique (HNO3).

Raisonnement

Les deux premiers acides sont des acides faibles, alors que le troisième, l’acide nitrique, est un acide fort. L’acide nitrique est donc le dernier du classement en ordre croissant, car c’est le plus fort. Pour comparer les deux autres acides, il faut convertir le Ka fourni en pKa ou le pKa en Ka. Les deux possibilités sont présentées ici.

• Pour transformer le Ka du HNO2 en pKa : pKa = −logKa = −log(5,62 × 10 4) = 3,250

• Pour transformer le pKa du CH3CH2COOH en Ka : Ka = 10−pKa = 10−4,87 = 1,3 × 10−5

On voit que la comparaison des pKa mène à la même conclusion que la comparaison des Ka, et que l’acide nitreux est le plus fort des deux : son pKa est plus faible, ou son Ka est plus élevé.

Réponse

Le classement commence par l’acide propanoïque (pKa = 4,87), suivi de l’acide nitreux (pKa = 3,250), suivi de l’acide nitrique (pKa très faible, car acide fort).

Exercice 6.16

À l’aide des données fournies aux annexes I et J, identifiez l’espèce la plus forte dans chacun des couples suivants.

A Acide le plus fort entre l’acide chloreux et l’acide cyanique

B Acide le plus fort entre l’acide acétique et l’acide lactique

C . Base la plus forte entre l’éthanamine et l’éthanolamine

D . Base la plus forte entre la méthanamine et la triméthylamine

Exercice 6.16 : A. Acide chloreux, le pKa de l’acide chloreux (1,94) est plus faible que celui de l’acide cyanique (3,46) ; B. Acide lactique, le pKa de l’acide lactique (3,86) est plus faible que celui de l’acide acétique (4,756) ; C. Éthanamine, le pKb de l’éthanamine (3,35) est plus faible que celui de l’éthanolamine (4,50) ; D. Méthanamine, le pKb de la méthanamine (3,34) est plus faible que celui de la triméthylamine (4,20).

Figure

Plus l’atome négatif d’un anion est petit, plus l’ion est basique

6.4.2 Explication de la force des acides et des bases

Pour résumer ce qui précède, rappelons, d’une part, que la force des acides et des bases s’exprime par une valeur numérique (la constante K ou le pK) et, d’autre part, que cette force des acides dépend de leur capacité à donner un ion H+, alors que celle des bases dépend de leur capacité à en accepter un. C’est ce que cette valeur numérique exprime. Mais qu’est-ce qui explique cette tendance variable à donner ou à accepter les ions H+ ? Par exemple, pourquoi le HF est-il un acide faible, alors que le HCl, le HBr et le HI, trois autres acides apparentés, sont des acides forts ? C’est à ce type de question que cette section s’attaquera.

Le HCl, le HF et la densité de charge

Le HF étant un acide faible, son ionisation dans l’eau atteint un état d’équilibre, ce qui n’est pas le cas de la dissociation du HCl. Les équations de ces deux réactions s’écrivent donc de la façon suivante :

HF(aq) + H2O(l) ⇌ F (aq) + H3O+(aq)

HCl(aq) + H2O(l) → Cl (aq) + H3O+(aq)

Ces équations signifient que les produits, dans le cas du HF, ont tendance à réagir ensemble pour former à nouveau les réactifs, ce qui n’est pas le cas pour le HCl. Le Cl est plus stable que le F− : il a moins tendance à réagir. Ce qui explique cette différence est la densité de charge, un concept qui aide à prédire et à expliquer de nombreuses propriétés chimiques.

L’ion fluorure (F ) est plus petit que l’ion chlorure (Cl ) parce qu’il possède moins de couches électroniques que le chlore (le fluor est plus haut dans le tableau périodique que le chlore). Ainsi, la charge négative de l’ion fluorure est concentrée dans un espace plus petit. Cette zone de l’espace plus densément chargée a donc davantage tendance à attirer les ions de charge opposée, comme les ions H+ Autrement dit, l’ion F est basique, alors que l’ion Cl− ne l’est pas, parce que l’ion F est plus petit, tout en portant la même charge.

Le F exerce une plus grande attraction que le Cl sur l’ion H+ parce que plus la distance entre les points centraux des particules de charges opposées est petite, plus les particules s’attirent.

Selon la loi de Coulomb, l’attraction entre l’ion F et l’ion H+ est supérieure à celle entre l’ion Cl et l’ion H+ parce que l’ion F peut s’approcher davantage de l’ion H+, vu sa plus petite taille. Plus la distance entre les particules chargées diminue, plus l’attraction entre elles augmente. C’est ce qui fait que l’ion F a davantage tendance à accepter un ion H+

Le HBr et le HI, lorsqu’ils se dissocient dans l’eau, forment des ions (Br et I ) encore plus gros que ceux formés par le HCl, donc encore moins densément chargés. Si le HCl se dissocie complètement, les acides formés d’un halogène encore plus gros se dissocient complètement eux aussi.

Le HCl, le H2S et l’électronégativité

Plus l’atome portant la charge négative dans un anion est électronégatif, moins l’anion est basique

La taille des atomes et des ions varie moins dans une période que dans une famille, étant donné que le nombre de couches électroniques ne varie pas. Pour comparer deux anions de taille comparable, donc de densité de charge comparable, l’électronégativité est un concept plus utile. L’électronégativité est la tendance d’un atome à attirer les électrons. Dans une période, elle augmente vers la droite du tableau périodique. Les atomes plus électronégatifs ont ainsi davantage tendance à attirer les électrons et à moins les partager. En résumé, plus l’atome qui porte la charge négative dans un anion est électronégatif, moins cet anion est basique. Par exemple, le chlore est plus électronégatif que le soufre (3,16 contre 2,58), ce qui fait que l’ion Cl est moins basique que l’ion HS . Cela explique pourquoi le HCl est un acide fort, alors que le H2S est un acide faible, l’ion HS ayant davantage tendance à partager un doublet électronique pour former une liaison avec un ion H+. Autrement dit, la dissociation du H2S est une réaction réversible en raison de la tendance de l’ion HS à partager ses électrons avec un ion H+. Le H2S est un acide faible.

Figure 6.31

Exemple 6.10

Classez le HF, le HI et le CH3OH en ordre croissant d’acidité uniquement à l’aide de leur structure et expliquez ce classement.

Raisonnement

L’acidité des trois substances peut être évaluée en considérant leur base conjuguée. Les bases conjuguées des trois substances sont F , I et CH3O− :

Acide

L’iode, un atome de la 5e période, est le plus gros des atomes négatifs de ces trois anions, et la densité de charge du I est plus faible que celle des deux autres atomes. Cet ion a donc moins tendance à attirer un ion H+, ce qui fait que la réaction inverse n’est pas favorisée. Dans les deux autres bases conjuguées, c’est un atome de la deuxième période qui est négatif. Ils doivent être comparés sur la base de leur électronégativité. L’oxygène est moins électronégatif que le fluor. L’oxygène du CH3O a donc plus tendance à partager ses électrons pour former une liaison avec un ion H+ que l’ion F . Le tableau ci-dessous résume ce raisonnement.

Tableau 6.7 RÉSUMÉ DE LA RELATION ENTRE LA FORCE DE L’ACIDE ET LA BASICITÉ DE SA BASE CONJUGUÉE

Acide

Réponse

Base conjuguée

Acide fort HI ⟶ I Pas basique

Acide faible HF ⇌ F

Base faible Pas acide CH3OH ↛ CH3O

Base forte

Ordre croissant d’acidité : CH3OH < HF < HI, parce que le I est la base conjuguée la moins densément chargée, alors que dans le F , la charge négative est portée par un atome plus électronégatif que dans le CH3O .

Résonance et acidité

L’acide acétique (CH3COOH) est la substance qui donne son acidité au vinaigre. Pourquoi cette substance est-elle acide, alors que, par exemple, l’éthanol (CH3CH2OH), communément appelé alcool, ne l’est pas ? Pour répondre à cette question, il faut faire appel au concept de résonance

Il faut le rappeler, le mot résonance, en chimie, désigne les structures où des électrons sont délocalisés, c’est-à-dire qu’ils sont partagés entre plusieurs atomes et qu’une seule structure de Lewis ne permet pas de les représenter adéquatement. Dans le cas de l’acide acétique, c’est la résonance dans sa base conjuguée qui est responsable de son acidité. Voici l’équation de dissociation de cet acide :

Acide acétique

La résonance diminue la basicité des anions, car elle diminue la densité de charge.

La base conjuguée de l’acide acétique, l’ion acétate, possède en fait deux structures de résonance équivalentes :

La charge négative, plutôt que d’être localisée sur un seul atome d’oxygène, est partagée entre les deux atomes d’oxygène de l’ion. Pour cette raison, l’ion est parfois représenté par son hybride de résonance, de cette façon :

Ainsi, la délocalisation des électrons diminue la densité de charge, et donc la basicité des anions qui font de la résonance. C’est ce qui fait de l’ion acétate une base moins forte que d’autres bases qui portent une charge négative sur un atome d’oxygène, comme l’ion OH ou l’ion CH3CH2O (la base conjuguée de l’éthanol). C’est pourquoi l’eau ou l’éthanol ne sont pas des acides (leur base conjuguée est très forte), contrairement à l’acide acétique (sa base conjuguée est une base faible à cause de la résonance). Ce phénomène explique l’acidité des acides carboxyliques en général.

La résonance explique aussi la différence d’acidité des oxoacides, les acides inorganiques contenant de l’oxygène. Pour donner l’exemple de deux extrêmes, le HClO est un acide très faible (pKa = 7,40), alors que le HClO4 est un acide très fort, complètement dissocié dans l’eau. C’est que la charge négative, dans l’ion ClO , la base conjuguée du HClO, est localisée sur un seul atome d’oxygène, alors que dans l’ion ClO4 , elle est délocalisée entre les quatre atomes d’oxygène, ce qui rend l’ion ClO4 plus stable :

Cl O

Charge localisée sur un seul O : densité de charge plus élevée, donc plus basique.

Exercice 6.17

Cl O O O O

Charge délocalisée sur quatre O : densité de charge moins élevée, donc moins basique.

Quel énoncé parmi les suivants est vrai par rapport à l’effet de la résonance sur l’acidité ?

A. La résonance diminue l’acidité d’un acide en stabilisant la charge négative de sa base conjuguée.

B. La résonance augmente l’acidité d’un acide en stabilisant la charge négative de sa base conjuguée.

C. La résonance diminue l’acidité d’un acide en déstabilisant la charge négative de sa base conjuguée.

D. La résonance augmente l’acidité d’un acide en déstabilisant la charge négative de sa base conjuguée.

E. La résonance n’a pas d’effet sur l’acidité.

Exercice 6.17 : L’énoncé B. est vrai.

6.4.3 Choix de la bonne constante d’équilibre pour les sels acides et basiques

Comme vu précédemment, de nombreux sels ont des propriétés acidobasiques en raison des ions qu’ils contiennent. Il existe des constantes d’acidité et de basicité pour ces ions, mais elles ne sont pas présentées directement dans les annexes I et J : elles devront être déduites. Sachant que les ions basiques sont des bases conjuguées d’acides faibles et que les ions acides sont des acides conjugués de bases faibles, c’est avec les pKa et les pKb des espèces de départ que cette déduction sera réalisée. Les constantes d’un couple acide et base conjuguée (ou base et acide conjugué) sont interreliées de la manière suivante :

Grâce à ces équations, il est possible de trouver le pKb de la base conjuguée lorsque le pKa de l’acide est connu, ou l’inverse, c’est-à-dire de trouver le pKa de l’acide conjugué lorsque le pKb de la base est connu. Il faut donc convertir les constantes fournies dans les annexes I et J pour trouver celles des ions. Cette équation présente de façon mathématique ce qui a été expliqué plus tôt : plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible, et vice-versa.

Identifier la constante appropriée pour un sel non neutre

Exemple 6.11

Identifiez la constante d’acidité ou de basicité appropriée pour une solution de CH3COONa.

Raisonnement

Identifier la constante nécessitera d’aller chercher dans les annexes I ou J, mais pour quelle espèce ? Pour le savoir, il faut procéder en trois étapes, consistant d’abord à déterminer ce qui se trouve en solution, et quel équilibre est en question.

1. Nature acidobasique de l’espèce

2. Réaction avec l’eau

1) Nature acidobasique de l’espèce : Le CH3COONa est un sel basique.

L’anion est-il OH ou est-ce la base conjuguée d’un acide faible ?

De quels ions le sel est-il formé ?

CH3COO et Na+

Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible.

3. Calcul de la constante appropriée

Oui, CH3COO est la base conjuguée de CH3COOH, qui est un acide faible.

Le sel est basique. C’est l’ion CH3COO qui réagit avec l’eau.

Un des ions est-il l’acide conjugué d’une base faible ?

Non, Na+ n’est pas l’acide conjugué d’une base faible.

Na+ est un ion spectateur

2) Réactions chimiques impliquées :

Dissociation du sel dans l’eau

CH3COONa(s) → CH3COO (aq) + Na+(aq) Ion basique

Réaction avec l’eau

CH3COO (aq) + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH (aq)

3) Calcul de la constante appropriée : C’est l’ion CH3COO qui réagit avec l’eau, il faut donc trouver le Kb de cet ion. Le pKb du CH3COO n’est pas répertorié dans les annexes I et J, mais il est possible de le calculer avec le pKa du CH3COOH qui s’y trouve :

Finalement, Kb est calculée :

pKb = 14,000 – pKa = 14,000 – 4,756 = 9,244

Kb = 10–pKb = 10–9,244 = 5,70 × 10−10

Réponse

La constante appropriée est la constante de basicité de l’ion CH3COO , soit Kb = 5,70 × 10−10

Exercice 6.18

Identifiez la constante appropriée pour chacune des solutions suivantes. Pour ce faire, consultez les annexes I et J.

A Solution de NaClO2

B Solution de CH3CH2NH3Cl

C. Solution de chlorure d’ammonium

D . Solution de cyanure de sodium

6.4.4 Polyacides et espèces amphotères

Les polyacides et les espèces amphotères sont des cas particuliers puisqu’ils impliquent généralement plusieurs équations acidobasiques différentes. Ces espèces n’ont donc pas une, mais bien plusieurs constantes d’équilibre. Une question se pose alors : comment choisir la constante appropriée lorsqu’il y en a plusieurs ? La réponse à cette question se trouve dans les lignes qui suivent.

Polyacides

Il y a plusieurs équations de dissociation pour les polyacides, étant donné qu’ils donnent un H + à la fois. Chaque perte de H + s’accompagne d’une équation et, par conséquent, d’une constante. Par exemple, il y a trois valeurs distinctes de pK a pour l’acide phosphorique dans l’annexe I, puisque cet acide peut donner jusqu’à trois ions H+. Le pKa 1 est associé à la première réaction de dissociation, le pKa 2 à la deuxième, et ainsi de suite.

Tableau 6.8

EXTRAIT DE L’ANNEXE I

Nom

Formule pKa

Acide phosphorique H3PO4 1 2,16

2 7,21

3 12,32

Exercice 6.18 : A. Kb ClO2 = 8,7 × 10 13 ; B. Ka CH3CH2NH3+ = 2,2 × 10 11 ; C. Ka NH4+ = 5,6 × 10 10 ; D. Kb CN = 1,6 × 10 5

H3PO4(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4 (aq) + H3O+(aq) pKa = 2,16

H2PO4 (aq) + H2O(l) ⇌ HPO42−(aq) + H3O+(aq) pKa = 7,21

HPO42−(aq) + H2O(l) ⇌ PO43−(aq) + H3O+(aq) pKa = 12,32

Les équations ci-dessus montrent que la valeur du pKa augmente à chaque dissociation, ce qui signifie que la force de l’acide diminue au fil des dissociations. Cette constatation ne s’applique pas uniquement à l’acide phosphorique, mais bien à tous les polyacides. Bien que les trois réactions se déroulent continuellement dans la solution, la première dissociation est la réaction prépondérante, étant donné la force de l’acide.

En effet, lorsque plus d’une réaction se produit en solution, celle qui implique l’espèce la plus forte est la plus importante. C’est pourquoi, en général, le pH d’un polyacide ne dépend que de la première dissociation. Une exception notable est l’acide sulfurique (H2SO4) : pour cet acide, le pKa de la deuxième dissociation est assez bas et le pH dépend alors des deux dissociations.

La diminution de la force de l’acide à la suite de chaque dissociation (donc l’augmentation du pKa au fur et à mesure des ionisations successives) s’explique par la densité de charge de l’ion négatif formé. Plus cet ion négatif est densément chargé, plus il attire les charges positives. Donc, au fur et à mesure des dissociations successives, le produit de la réaction a de plus en plus tendance à faire la réaction inverse. Le dernier ion négatif formé, PO43−, est beaucoup plus densément chargé que le premier ion négatif formé, H2PO4 : il est un peu plus petit, mais surtout, il est trois fois plus chargé. Ainsi, PO43− a fortement tendance à attirer les ions H+, pour redonner du HPO42−. Comme l’équilibre de la troisième réaction de dissociation favorise les réactifs, la constante est très faible. C’est pourquoi le pKa de cette réaction est le plus élevé, à 12,32.

Espèces amphotères

Les espèces amphotères ont la capacité d’agir autant comme un acide que comme une base. Ce sont les seules espèces qui possèdent à la fois un pKa et un pKb Une de ces constantes est généralement retrouvée telle quelle dans les annexes I et J, alors que l’autre doit être calculée, puisqu’il s’agit d’une espèce conjuguée. Prenons l’exemple de l’ion bicarbonate (HCO3 ), qui est amphotère et qui peut donner les équations suivantes en solution :

Acide HCO3 (aq) + H2O(l) ⇌ CO32−(aq) + H3O+(aq) pKa = 10,33

Base HCO3 (aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) + OH (aq) pKb = 14,000 − 6,35 = 7,65

La dissociation acide du HCO3 correspond à la deuxième dissociation de l’acide carbonique. C’est pourquoi il faut utiliser le deuxième p K a de l’acide carbonique dans l’annexe I pour cette réaction (pKa = 10,33). La dissociation basique du HCO 3 , quant à elle, permet de reformer le H 2CO 3. Le p K b de cette réaction ne se trouvera pas directement dans l’annexe J et devra être calculé à partir du premier pKa de l’acide carbonique (pKa = 6,35).

UN EXTRAIT DE L’ANNEXE

Nom

Formule pKa

Acide carbonique H2CO3 1 6,35 2 10,33

Une substance amphotère ne donnera pas nécessairement une solution neutre. Pour déterminer si la solution formée sera acide, basique ou neutre, il faut déterminer laquelle des deux réactions est la plus importante en solution. Comme la réaction la plus importante est celle qui implique l’espèce la plus forte, il suffit de comparer le pKa et le pKb d’une espèce amphotère pour déterminer si cette espèce est un meilleur acide ou une meilleure base. Par exemple, l’ion bicarbonate est une meilleure base, puisque son pKb (14,000 − 6,35 = 7,65) est plus petit que son pKa (10,33). Cela indique que la réaction basique est la plus importante et qu’une solution de bicarbonate est basique. C’est uniquement dans le cas où la valeur du pKa est égale à celle de son pKb qu’une substance amphotère donnera une solution neutre.

La force des polyacides diminue à chaque dissociation. La première dissociation est donc la réaction prédominante en solution.

Tableau 6.9

La nature

acidobasique d’une solution d’espèce amphotère est déterminée en comparant les valeurs de p Ka et de p Kb.

Si p Ka > p Kb, la solution est basique.

Si p Ka < p Kb, la solution est acide.

Si p Ka = p Kb, la solution est neutre.

Identifier la nature acidobasique d’une solution d’espèce amphotère

Exemple 6.12

Déterminez si une solution de Na2HPO4 sera acide, basique ou neutre.

Raisonnement

Dans cet exemple, il faut reconnaître, dès la première étape, que ce sel contient un ion amphotère. Les réactions possibles de cet ion dans l’eau − l’une acide, l’autre basique − permettront ensuite d’identifier les constantes d’équilibre pertinentes, comme dans l’exemple 6.11 (p. 275). Une fois ces constantes connues, il reste à les comparer. La constante prépondérante déterminera si la solution est acide ou basique.

1. Nature acidobasique de l’espèce

2. Réaction avec l’eau

3. Calcul des constantes appropriées

4. Comparaison des constantes

1) Nature acidobasique de l’espèce : Le Na2HPO4 est un sel contenant une espèce amphotère (HPO42−). Le Na+ n’a pas de propriétés acidobasiques.

2) Réactions chimiques impliquées :

Dissociation du sel dans l’eau

Na2HPO4(s) → 2Na+(aq) + HPO42−(aq) Espèce amphotère

Réaction avec l’eau

Comportement acide : HPO42−(aq) + H2O(l) ⇌ PO43−(aq) + H3O+(aq)

Comportement basique : HPO42−(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4 (aq) + OH (aq)

3) Calcul des constantes appropriées :

Le pKa de l’ion correspond à celui de la 3e dissociation du H3PO4, donc pKa = 12,32.

Le pKb de l’ion doit être calculé à partir du pKa de H2PO4− : pKb = 14,000 − pKa = 14,000 − 7,21 = 6,79.

4) Comparaison des constantes :

pKb < pKa : la base est plus forte que l’acide, donc la solution est basique.

Réponse

La solution de Na2HPO4 est basique.

Exercice 6.19

Identifiez la nature acidobasique pour chacune des solutions suivantes. A . Solution de NaHCrO4 B . Solution de LiHTeO3

Exercice 6.19 : A. Acide, pKa < pKb (6,49 < 13,26) ; B. Basique, pKa > pKb (8,43 > 7,73)

Exercice 6.20

Identifiez la constante appropriée pour chacune des solutions suivantes.

A . Solution de K2HAsO4

B . Solution de H3AsO4

C Solution de RbHSO3

D Solution de H2SO3

6.5 Calculs de pH

Pour calculer le pH d’une solution, il est nécessaire de connaître la concentration des ions H3O+ en solution (ou [OH ] pour calculer un pOH). Les pages qui suivent abordent différents cas de calculs de pH : solution d’un acide fort ou d’une base forte, solution d’un acide faible ou d’une base faible, et solution d’un sel acide ou basique. Malgré la nature différente des substances en solution, c’est la procédure ci-dessous qui sera utilisée dans chaque cas.

1. Nature acidobasique de l’espèce et réaction avec l’eau

2. Calcul de la concentration de H3O+

3. Calcul du pH

Le résumé du raisonnement général pour calculer un pH.

Il est essentiel d’identifier d’abord la nature acidobasique de l’espèce en solution ainsi que sa réaction chimique avec l’eau. Cette étape est très importante parce que la façon de calculer la concentration en ions H3O+ (ou OH ) n’est pas la même pour toutes les espèces.

6.5.1 Calcul du pH d’une solution d’un acide fort ou d’une base forte

Dans le cas d’un acide fort ou d’une base forte, la réaction avec l’eau est une réaction irréversible, donc la situation est simple : il n’y a pas de calcul d’équilibre à faire. Pour connaître la concentration des ions H3O+, il faut seulement savoir combien chaque mole d’un acide fort produit d’ions H3O+, ou combien chaque mole d’une base forte produit d’ions OH Exercice 6.20 : A. Kb HAsO42− = 5,8 × 10−8 ; B. Ka H3AsO4 = 5,5 × 10−3 ; C. Ka HSO3 = 6,3 × 10−8 ; D.

Figure 6.32

Calcul du pH d’une solution d’acide fort

Exemple 6.13

Calculez le pH d’une solution d’acide nitrique (HNO3) à 0,031 7 mol/L.

Raisonnement

1. HNO3 est un acide fort, réaction irréversible

2. Calcul de la [H3O+] avec un tableau IRF

3. Calcul du pH

1) Nature acidobasique de l’espèce : L’acide nitrique est un acide fort. Réaction de l’espèce avec l’eau et constante : La réaction avec l’eau est irréversible, il n’y a pas de constante d’équilibre.

HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3 (aq)

2) Calcul de la concentration en ions H3O+ : Puisque la réaction entre un acide fort et l’eau est irréversible, un tableau IRF (plutôt qu’un tableau IRÉ) doit être réalisé pour calculer la concentration finale des ions H3O+ 4

HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3 (aq)

I (mol/L) 0,031 7 0 0

R (mol/L) − 0,031 7 + 0,031 7 + 0,031 7

F (mol/L) 0 0,031 7 0,031 7

3) Il ne reste qu’à calculer le pH avec la concentration des ions H3O+ en solution : pH = − log[H3O+] = − log(0,031 7) = 1,498 940…

Réponse

Le pH de cette solution est de 1,499. (Au besoin, l’annexe A sur les chiffres significatifs présente une explication au sujet du traitement des chiffres significatifs des valeurs logarithmiques.)

Exercice 6.21

Soit une solution d’hydroxyde de lithium (LiOH) dont la concentration est de 2,5 × 10−4 mol/L. Répondez aux questions suivantes à propos de cette solution.

A Quelle est la concentration molaire des ions OH dans cette solution ?

B . Quel est le pOH de cette solution ?

C Quel est le pH de cette solution ?

Exercice 6.21 : A. [OH ] = 2,5 × 10 4 mol/L ; B. 3,60 ; C. 10,40

4 Dans la plupart des cas, la concentration initiale en H3O+ qui vient de l’auto-ionisation de l’eau, de 1,00 × 10−7 mol/L à 24 °C, peut être négligée parce qu’elle est trop faible pour avoir un effet significatif sur le pH. Cependant, lorsque le pH calculé de la solution d’un acide ou d’une base est très près de 7, cette approximation ne peut pas être faite. Il faut alors tenir compte de la concentration initiale de H3O+

6.5.2 Calcul du pH d’une solution d’un acide faible ou d’une base faible

Pour une solution d’un acide faible ou d’une base faible, la concentration des ions H3O+ qui détermine le pH est la concentration de ces ions à l’équilibre, puisque la réaction avec l’eau est réversible pour les acides faibles et les bases faibles. Cette concentration à l’équilibre doit être calculée grâce à la constante d’équilibre indiquée dans l’annexe I ou J.

Calcul du pH d’une solution d’acide faible

Exemple 6.14

Calculez le pH d’une solution aqueuse d’acide acétique (CH3COOH) dont la concentration est de 0,250 mol/L.

Raisonnement

1. CH3COOH est un acide faible, réaction réversible

2. Calcul de la [H3O+] à l’équilibre avec un tableau IRÉ

3. Calcul du pH

1) Nature acidobasique de l’espèce : L’acide acétique est un acide faible, car c’est un acide carboxylique. Réaction de l’espèce avec l’eau et constante : La réaction avec l’eau est réversible, et le pKa se trouve dans l’annexe I.

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + CH3COO (aq) pKa = 4,756, donc Ka = 10−4,756 = 1,753 9... × 10−5

2) Calcul d’équilibre pour trouver la concentration à l’équilibre des ions H3O+ : Comme la réaction est à l’équilibre, il faut faire un tableau IRÉ pour calculer [H3O+] à l’équilibre.

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + CH3COO (aq)

I (mol/L) 0,250

R (mol/L)

É (mol/L) 0,250 −

La valeur de − x peut être négligée si elle est très faible par rapport à la concentration initiale. Cette approximation est valide si la concentration initiale est plus de 100 fois supérieure à la constante Ka. En effet, dans un tel cas, la concentration à l’équilibre de l’acide ou de la base est presque égale à la concentration initiale, et la diminution de sa concentration n’a pas d’effet significatif sur la valeur de x calculée.

Peut-on négliger le x dans « 0,250 − x » ?

[CH3COOH]initiale

Ka > 100

0,250 mol/L 1,753 8... × 10−5 = 14 254 > 100

L’approximation est donc valide : dans 0,250 − x, le x est négligeable.

Le calcul d’équilibre est ensuite effectué : Ka = [H3O+] [CH3COO ] [CH3COOH] 1,753 8… × 10−5 = x2 0,250 x = 2,093 96… × 10−3 mol/L

3) Calcul du pH : pH = log[H3O+] = − log(2,093 96… × 10−3) = 2,679 029 9…

Réponse

Le pH de cette solution est 2,679.

Calcul du pH d’une solution d’acide faible lorsque la valeur de x n’est pas négligeable

Exemple 6.15

Calculez le pH d’une solution aqueuse d’acide acétylsalicylique (C8H7O2COOH) dont la concentration est de 0,020 mol/L.

Raisonnement

1. C8H7O2COOH est un acide faible, réaction réversible

2. Calcul de la [H3O+] à l’équilibre avec un tableau IRÉ

3. Calcul du pH

1) Nature acidobasique de l’espèce : L’acide acétylsalicylique est un acide faible, car c’est un acide carboxylique. Réaction de l’espèce avec l’eau et constante : La réaction avec l’eau est réversible, et le pKa se trouve dans l’annexe I.

C8H7O2COOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + C8H7O2COO (aq) pKa = 3,48, donc Ka = 10 3,48 = 3,311 31... × 10 4

C8H7O2COOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + C8H7O2COO (aq)

I (mol/L) 0,020 0 0

R (mol/L) − x + x + x

É (mol/L) 0,020 − x x x

Peut-on négliger le x dans « 0,020 − x » ?

[C8H7O2COOH]initiale Ka > 100

0,020 mol/L 3,311 31 × 10−4 = 60 < 100

L’approximation n’est pas valide : dans 0,250 − x, le x n’est pas négligeable. Il doit donc être conservé dans le calcul d’équilibre et une équation quadratique devra être résolue pour trouver la valeur de x : Ka = [H3O+] [C8H7O2COO–] [C8H7O2COOH] 3,311 31… × 10−4 = x2 0,020 − x x2 + 3,311 31… × 10−4x − 6,622… × 10−6 = 0

x1 = 2,413… × 10−3 mol L , x2 = − 2,744… × 10−3 mol L (à rejeter puisque la valeur est négative)

3) Calcul du pH : pH = − log[H3O+] = − log(2,413… × 10−3) = 2,617 406 594…

Réponse

Le pH de cette solution est 2,62.

Calcul du pH d’une solution de base faible

Exemple 6.16

Calculez le pH d’une solution aqueuse d’éthanolamine (CH2OHCH2NH2) dont la concentration est de 0,175 mol/L.

Raisonnement

1. CH2OHCH2NH2 est une base faible

2. Calcul de la [OH ] à l’équilibre avec un tableau IRÉ

1) Nature acidobasique de l’espèce : L’éthanolamine est une base faible.

3. Calcul du pH à partir du pOH

Réaction chimique avec l’eau et constante : La réaction avec l’eau est réversible, et le pKb se trouve dans l’annexe J.

CH2OHCH2NH2(aq) + H2O(l) ⇌ OH (aq) + CH2OHCH2NH3+(aq) pKb = 4,50 donc Kb = 10−4,50 = 3,162 2... × 10−5

2) Calcul d’équilibre pour trouver la concentration à l’équilibre des ions H3O+ : La concentration de la base étant déjà donnée en mol/L, il est possible de faire directement le tableau IRÉ.

CH2OHCH2NH2(aq) + H2O(l) ⇌ CH2OHCH2NH3+(aq) + OH (aq)

I (mol/L) 0,175 0 0

R (mol/L) − x + x + x

É (mol/L) 0,175 − x x x

Rappel

Pour résoudre une équation quadratique de type ax2 + bx + c, il faut utiliser l’équation mathématique suivante : x = b ± √b2 4 ac 2a

Le degré de dissociation (�� ) représente le ratio d’acide ou de base qui réagit avec l’eau.

L’approximation sera valide, puisque le rapport est plus grand que 100. Le calcul d’équilibre est ensuite effectué :

Kb = [CH2OHCH2NH3+] [OH ] [CH2OHCH2NH2]

3,162 2… × 10−5 = x2 0,175 x = 2,352 4… × 10−3 mol/L

3) Calcul du pH :

pOH = − log[OH ] = − log (2,352 4… × 10−3) = 2,628 4…

pH + pOH = 14,000, donc pH = 11,371 5...

Réponse

Le pH de cette solution est 11,37.

Exercice 6.22

Calculez le pH des solutions suivantes.

A . Solution de CH3NH2 à 0,60 mol/L

B . Solution de HCN à 0,25 mol/L

Degré de dissociation

Lorsque l’acide ou la base sont forts, l’espèce est entièrement dissociée en solution et son degré de dissociation est de 1. Ceci s’explique par le fait que les espèces fortes réagissent complètement avec l’eau et qu’il ne reste plus de l’acide ou de la base de départ (voir figure 6.9, p 247). Ce n’est pas le cas pour une espèce faible étant donné qu’il s’agit plutôt d’une réaction réversible. Il y a donc une proportion plus ou moins variable de réactifs qui réagissent avec l’eau et donc le degré de dissociation sera systématiquement inférieur à 1.

Le degré de dissociation (�� ) est un nombre entre 0 et 1 qui représente le ratio d’acide ou de base ayant réagi avec l’eau. Il est calculé à l’aide de l’équation suivante :

[H30+]équilibre

Pour un acide : �� =

[HA]initiale

Pour une base : �� =

[OH ]équilibre

[B]initiale

Le degré de dissociation d’une espèce faible dépend de la force de l’acide ou de la base faible ainsi que de sa concentration. Plus l’espèce est forte, plus elle réagit avec l’eau et plus le degré de dissociation est élevé. Par exemple, une solution d’acide nitreux (HNO2) de même concentration qu’une solution d’acide acétique (CH3COOH) aura un degré de dissociation plus élevé étant donné que le HNO2 (pKa = 3,25) est un acide plus fort que le CH3COOH (pKa = 4,756).

À l’inverse, une espèce faible concentrée est moins dissociée qu’une espèce faible diluée puisque sa dissociation n’est pas complète, mais bien partielle. Par exemple, une solution de HNO 2 à 1,0 mol/L aura un degré de dissociation plus faible qu’une solution de HNO2 à 0,10 mol/L.

Exercice 6.22 : A. 12,22 ; B. 4,91

Calcul du degré de dissociation d’un acide faible

Exemple 6.17

Calculez le degré de dissociation et le pourcentage de dissociation pour une solution aqueuse d’acide acétique (CH3COOH) dont la concentration est de 0,250 mol/L sachant que son pH est de 2,68.

Raisonnement

Pour calculer le degré de dissociation, il faut connaître la concentration initiale de l’acide (0,250 mol/L) ainsi que la quantité d’acide qui a réagi. Cette dernière pourra être évaluée à l’aide du pH, qui permet de retrouver la concentration en H3O+.

[H3O+]équilibre = 10−pH = 10−2,68 = 0,002 089 296 mol L

�� =

[H30+]équilibre

[HA]initiale = 0,002 089 2… mol/L 0,250 mol/L = 0,008 4

Pour obtenir le pourcentage de dissociation, il suffit de multiplier par 100. % = �� × 100 = 0,008 4 × 100 = 0,84 %

Réponse

Le degré de dissociation est de 0,008 4, ce qui signifie que la réaction de dissociation de l’acide acétique est complète à 0,84 %.

Atten tion

à l’erreur !

Le pH d’un acide fort n’est pas nécessairement plus bas que celui d’un acide faible

Les acides forts en solution n’ont pas systématiquement un pH plus bas que celui des acides faibles. Il est vrai que, si les deux acides ont la même concentration, l’acide fort aura un pH plus bas puisqu’il est complètement dissocié. C’est ce qui est illustré dans la partie gauche de la figure ci-dessous. Pour une même concentration, on remarque qu’il y a plus d’ions H+ dans le bécher de l’acide fort, et donc son pH est plus bas. Dans la partie droite, un acide fort et un acide faible sont encore représentés, mais cette fois, l’acide fort est dilué, alors que l’acide faible est concentré. Malgré le faible degré de dissociation de l’acide faible, c’est dans son bécher que la concentration en H+ est la plus élevée, ce qui indique que c’est dans cette solution que le pH est le plus bas. Bref, pour évaluer le pH d’une solution d’acide, il ne suffit pas de considérer la force de l’acide dissous, il faut aussi tenir compte de sa concentration !

Les deux acides ont la même concentration.

Les deux acides ont des concentrations différentes.

Une comparaison d’acides selon la concentration.

Figure 6.33

6.5.3 Calcul du pH d’une solution de sel acide ou basique

En sachant identifier si un sel est acide ou basique, il est possible de déterminer la concentration des ions H3O+ que ce sel produit à l’équilibre. La première réaction à considérer est la réaction de dissociation du sel dans l’eau, qui est une réaction complète5. La seconde réaction à considérer est la réaction des ions avec l’eau. Comme les ions acides ou basiques sont des espèces faibles (acides faibles et bases faibles), leur réaction avec l’eau est à l’équilibre. Voici un exemple de ces deux réactions successives, pour deux sels : l’un qui contient des ions acides et l’autre qui contient des ions basiques.

1) Dissociation du sel dans l’eau, exemple d’un sel acide

NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl (aq)

Ion acide Spectateur

2) Réaction de l’ion acide avec l’eau

NH4+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq)

1) Dissociation du sel dans l’eau, exemple d’un sel basique

HCOOK(s) → HCOO (aq) + K+(aq)

Ion basique Spectateur

2) Réaction de l’ion basique avec l’eau

HCOO (aq) + H2O(l) ⇌ HCOOH(aq) + OH (aq)

C’est l’équation 2) qui est la plus importante pour chacun des deux sels. C’est cette équation qui correspond à la réaction de l’ion ayant des propriétés acidobasiques avec l’eau pour produire des ions H3O+ ou OH . C’est donc à cette équation que correspond la constante qui permet de faire le calcul de la concentration des ions H3O+ ou OH et c’est la concentration de ces ions qui servira à calculer le pH.

Dans le cas des sels dont aucun des deux ions n’a de propriétés acidobasiques (par exemple, un sel neutre comme le NaCl), le sel n’a pas d’effet sur le pH. Finalement, dans le cas des sels dont les deux ions ont des propriétés acidobasiques, il faut identifier lequel des deux ions est l’espèce la plus forte, à l’aide des constantes d’équilibre. La procédure à appliquer pour y arriver a été présentée à la section intitulée Identifier la nature acidobasique d’une solution d’espèce amphotère, à la page 278.

Le raisonnement pour résoudre un problème de calcul du pH d’un sel acide ou basique est résumé à la figure suivante, puis illustré par l’exemple qui la suit.

Figure 6.34

Nature acidobasique du sel

Réaction de dissolution du sel dans l’eau

Réaction réversible de l’ion acide ou basique avec l’eau

Calcul du pH d’une solution de sel basique

Exemple 6.18

Calcul de la [H3O+] ou [OH–] à l’équilibre (tableau IRÉ)

Calculez le pH d’une solution aqueuse de CH3COONa dont la concentration est de 0,685 mol/L.

Raisonnement

1. CH3COONa est un sel basique

2. Réaction de dissolution du sel

3. Réaction réversible de l’ion CH3COO avec l’eau

4. Calcul de la [OH ] à l’équilibre avec un tableau IRÉ

Calcul du pH

5 Il ne sera question, dans cette section, que de sels très solubles. Le résumé du raisonnement pour calculer le pH d’une solution d’un sel.

5. Calcul du pH à partir du pOH

1) Nature acidobasique de l’espèce : Le CH3COONa est un sel basique.

L’anion est-il OH ou est-ce la base conjuguée d’un acide faible ?

De quels ions le sel est-il formé ?

CH3COO et Na+

Le sel est basique

Oui, CH3COO est la base conjuguée de CH3COOH.

C’est l’ion CH3COO qui réagit avec l’eau.

Un des ions est-il l’acide conjugué d’une base faible ?

Non, Na+ n’est pas l’acide conjugué d’une base faible.

Na+ est un ion spectateur

2) Réaction de dissolution du sel et calcul de la concentration de l’ion d’intérêt :

CH3COONa(aq) → CH3COO (aq) + Na+(aq)

I (mol/L) 0,685 0 0

R (mol/L) − 0,685 + 0,685 + 0,685

F (mol/L) 0 0,685 0,685

3) Réaction avec l’eau et constante : La réaction entre l’ion CH3COO et l’eau est réversible. Comme il s’agit d’un ion, il faut calculer la constante à partir de celle de l’acide acétique.

CH3COO (aq) + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH (aq)

Selon l’annexe I, le pKa du CH3COOH, un acide faible, est de 4,756.

14,000 − pKa = 14,000 − 4,756 = 9,244

Le pKb de l’ion CH3COO est donc pKb = 9,244, et la constante Kb = 10−9,244 = 5,701 64... × 10−10

4) Calcul d’équilibre pour trouver la concentration à l’équilibre des ions OH : La concentration de la base étant déjà donnée en mol/L, il est possible de faire directement le tableau IRÉ.

CH3COO (aq) + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH (aq)

I (mol/L) 0,685 0 0

R (mol/L) − x + x + x

É (mol/L) 0,685 − x x x

L’approximation sera valide, puisque le rapport (0,685 mol/L/5,70 x 10−10) est plus grand que 100. Le calcul d’équilibre est ensuite effectué : Kb = [CH2COOH] [OH ] [CH3COO ] 5,701 64… × 10−10 = x2 0,685 x = 1,976 26… × 10−5 mol/L

5) Calcul du pH : pOH = − log[OH ] = − log (1,976 2… × 10−5) = 4,704 15… pH + pOH = 14,000 pH = 14,000 pOH = 14,000 4,704 15... = 9,295 85..., donc pH = 9,295 8…

Réponse

Le pH de cette solution est 9,296.

Exercice 6.23

Calculez le pH des solutions suivantes.

A . Solution de NH4Br à 0,75 mol/L

B . Solution de NaCN à 0,25 mol/L

C Solution de KNO3 à 1,00 mol/L

6.5.4 Acides et bases : exemples récapitulatifs

Dans la plupart des situations où des calculs de pH doivent être réalisés, avant de calculer le pH selon les méthodes présentées précédemment, il faudra souvent réaliser d’autres calculs, comme des calculs de dilution, convertir des unités de concentration, ou encore appliquer d’autres concepts, telle l’évaluation des propriétés acidobasiques des substances en présence. Voici deux exemples résolus de ce type de problèmes plus complexes.

Exemple 6.19

Une solution est préparée en diluant 10,00 mL de HCl à 37,0 % (m/m) jusqu’à un volume de 250,0 mL. Comparez le pH de la solution mère avec celui de la solution diluée. La masse volumique de la solution mère est de 1,183 7 g/mL, tandis que celle de la solution diluée est de 1,005 7 g/mL.

Raisonnement

Ce problème parle de deux solutions, l’une dont la concentration est donnée (37,0 % (m/m)) et l’autre qui est issue d’une dilution de la première. Pour calculer un pH, il est nécessaire de connaître les concentrations en mol/L, donc il faudra convertir ces unités. Aussi, c’est la concentration des ions H3O+ qui sert au calcul d’un pH, donc il faudra aussi la calculer, pour chacune des solutions. Comme le HCl est un acide fort, c’est simplement un tableau IRF qui sera utilisé ; il n’est pas question de calcul d’équilibre ici − ce qui simplifiera le calcul. En bref, ce problème se résout de la façon suivante :

1. Convertir le pourcentage en mol/L

2. Calculer la concentration de la solution diluée

3. Calculer la [H3O+] de chaque solution

4. Calculer le pH de chaque solution et les comparer

1) La concentration de la solution à 37,0 % (m/m) se convertit de la façon suivante en mol/L : 37,0 % (m/m) = 37,0 g HCl 100 g solution × 1 mol HCl

En étapes distinctes, ce calcul s’effectue ainsi : Pour une masse de HCl de 37,0 g (dans 100 g de solution) : nHCl dans 100 g de solution = mHCl MHCl = 37,0 g

= 1,014 86… mol de HCl dans 100 g de solution

Vsolution sachant que sa masse est 100 g = msolution ��

g 1,183 7 g mL = 84,408… mL, soit 0,084 408… L cHCl en solution = nHCl Vsolution = 1,014 86… mol 0,084 408… L = 12,012 9… mol/L

Exercice 6.23 : A. 4,69 ; B. 11,30 ; C. 7,00

2) Pour calculer la concentration de la solution diluée, on pose que c1 et V1 sont relatifs à la solution concentrée et c2 et V2, à la solution diluée, puis on procède au calcul :

c1 V1= c2 V2

12,012 9... mol L × 10,00 mL = c2 × 250,0 mL

c2 = 0,480 51... mol L

3) Comme l’acide chlorhydrique (HCl) est un acide fort, il se dissocie complètement.

HCl(aq) + H2O(aq) → Cl–(aq) + H3O+(aq)

Ainsi, la concentration des ions H3O+ est égale à celle du HCl lui-même, qui s’est entièrement ionisé dans les deux solutions :

[H3O+]solution concentrée = 12,012 9… mol L et [H3O+]solution diluée = 0,480 51… mol L

4) Finalement, il suffit de calculer les deux pH et de les comparer :

pHsolution concentrée = − log(12,012 9) = –1,080

pHsolution diluée = − log(0,480 51) = 0,318

Ces pH sont tous les deux acides, mais (comme on pouvait s’y attendre) la solution concentrée a un pH plus bas (plus acide) que celui de la solution diluée ; en fait, elle est tellement acide que son pH est négatif.

Réponse

Le pH de la solution à 37,0 % (m/m) est −1,080 et celui de la solution diluée, 0,318.

Exemple 6.20

Parmi les trois solutions suivantes, calculez le pH de la solution basique. (Note : Considérez la masse volumique de l’eau à 1,00 g/mL.)

Raisonnement

D’abord et avant tout, il faut choisir la bonne substance, celle qui est basique. Pour parvenir à un pH, on aura besoin d’un pOH (puisque c’est une solution basique), qui se trouve avec la concentration des ions OH à l’équilibre − cela laisse supposer qu’il faudra faire un calcul d’équilibre (avec tableau IRÉ), puisqu’aucune des substances n’est une base forte. Il faudra aussi convertir les unités en mol/L. Bref, ce problème se résout ainsi, en quatre étapes :

1. Identifier quelle substance est basique

2. Convertir les unités en mol/L

3. Calculer la [OH ] avec tableau IRÉ

4. Calculer le pOH et le pH

1) La seule substance basique est la deuxième, la diméthylamine ((CH3)2NH) : c’est un composé organique de la catégorie des amines, qui sont des bases faibles. La première substance de la liste est quant à elle un alcool (ni acide ni basique) et la troisième est un sel acide : en effet, le cation CH3NH3+ est acide (et l’ion Br est spectateur).

2) C’est donc la concentration de diméthylamine qu’il convient de convertir en mol/L. La concentration étant donnée en pourcentage volumique, elle se convertit en mol/L comme suit :

52,3 % = 52,3 mL (CH3)2NH 100 mL solution × 0,680 4 g (CH3)2NH 1 mL (CH3)2NH × 1 mol (CH3)2NH 45,085 g (CH3)2NH × 1000 mL 1 L = 7,892 85… mol/L

En étapes distinctes, ce calcul s’effectue ainsi : Pour un volume de diméthylamine de 52,3 mL (dans 100 mL de solution) :

m(CH3)2NH dans 100 mL de solution = V(CH3)2NH × ��(CH3)2NH = 52,3 mL × 0,680 4 g mL = 35,584 92 g

n(CH3)2NH dans 100 mL de solution = m(CH3)2NH M(CH3)2NH = 35,584 92 g 45,085 g mol = 0,789 285 13 mol

c(CH3)2NH = n(CH3)2NH Vsolution = 0,789 285 13 mol 0,100 L = 7,892 85… mol/L

3) La diméthylamine étant une base faible, on repère son pKb dans l’annexe J (pKb = 3,27) et on procède au calcul d’équilibre :

(CH3)2NH(aq) + H2O(l) ⇌ (CH3)2NH2+ (aq) + OH− (aq)

I (mol/L) 7,89… 0 0

R (mol/L) − x + x + x

É (mol/L) 7,89… − x x x

pKb = 3,27

Kb = 5,370 317… × 10−4

Peut-on négliger le x dans « 7,89 − x » ?

[(CH3)2NH]initiale

Kb > 100

7,89 mol/L

5,370 317… × 10−4 = 1,5 × 104 > 100

L’approximation est donc valide : dans 7,89 − x, le x est négligeable.

Kb = x2

7,892 85… = 5,370 317… × 10−4

x = [OH ] = 6,510 539… × 10−2 mol/L

4) Il ne reste qu’à calculer le pOH, puis le pH :

pOH = − log[OH ] = − log (6,510 539… × 10−2 ) = 1,186 38…

pH = 14,000 pOH = 14,000 – 1,186 38 = 12,813 616 96…

Réponse

Le pH de la solution basique est 12,81, ce qui est bel et bien un pH basique. C’est aussi une valeur raisonnable parce que, même s’il s’agit d’une solution de base faible, c’est une solution fortement concentrée (plus de 50 %), ce qui explique que son pH est aussi élevé.

Synthèse du chapitre 6

Les acides sont donneurs de H+, alors que les bases sont donneuses de OH ou accepteuses de H+. Plusieurs d’entre eux peuvent être identifiés à partir de leur formule de la façon suivante :

Espèce amphotère : Espèce qui peut se comporter comme un acide et comme une base.

Acide fort, acide faible ; base forte, base faible

Espèces fortes

Dissociation complète en solution aqueuse

Quelques acides forts : HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4

Quelques bases fortes : NaOH, KOH, LiOH, Sr(OH) 2 , autres hydroxydes d’alcalins et d’alcalinoterreux (peu soluble dans l’eau)

Équations de dissociation

Espèces faibles

Dissociation partielle en solution aqueuse

Les acides carboxyliques (ceux qui contiennent un groupement COOH) sont toujours des acides faibles

Les amines (NH3 et ses dérivés) sont toujours des bases faibles

Une fois dissous, les acides et les bases réagissent avec l’eau pour générer des ions H3O+ ou OH .

HF(aq)

Acide

Donne un H+ + H2O(l)

Base Accepte un H+ ⇌ F (aq)

Base conjuguée Peut accepter un H+ + H3O+(aq)

Acide conjugué

Peut donner un H+

• La dissociation complète des acides forts est représentée par une flèche de réaction directe ( → ) La dissociation partielle des acides faibles est représentée par une flèche d’équilibre (⇌)

• Les polyacides peuvent donner plusieurs H+. La dissociation de ces acides dans l’eau se fait en plusieurs étapes, puisqu’ils donnent un H+ à la fois.

• Les espèces amphotères ont deux équations de dissociation : l’une pour leur comportement acide et l’autre pour leur comportement basique.

Nature acidobasique des ions

Les bases ou les acides conjugués d’un acide ou d’une base faible possèdent des propriétés acidobasiques

Les ions provenant d’une espèce forte sont des ions spectateurs.

De quels ions le sel est-il formé ?

L’anion est-il OH ou est-ce la base conjuguée d’un acide faible ? Si oui, l’anion est basique.

Un des ions est-il l’acide conjugué d’une base faible ?

Si oui, l’ion est acide.

pH

• pH : Mesure d’acidité d’une solution. Plus le pH est faible, plus la solution est acide. Plus le pH est élevé, plus la solution est basique.

• Auto-ionisation de l’eau : L’eau réagit avec elle-même selon l’équation 2H2O(l) ⇌ H2O+(aq) + OH–(aq).

C’est de cette réaction que découlent les équations mathématiques ci-contre, qui montrent la relation entre le pH, le pOH, [H3O+] et [OH ] dans toute solution aqueuse à 24 °C.

pH + pOH = 14,000

pH = − log[H3O+ ] pOH = − log[OH ]

[H3O+] = 10−pH [OH ] = 10−pOH

[H3O+][OH ] = 1,00 × 10−14

Indicateurs acidobasiques

• Les indicateurs acidobasiques sont des substances qui changent de couleur en fonction du pH de la solution dans laquelle elles se trouvent. Chaque indicateur possède une zone de virage. Cette zone de virage représente l’intervalle de pH dans lequel l’indicateur change de couleur

Constante d’acidité et de basicité

• Les équations de dissociation des espèces faibles sont associées à une constante d’équilibre : la constante d’acidité (Ka) ou de basicité (Kb).

HNO2(aq) + H2O(l) ⇌ NO2 (aq) + H3O+(aq) Ka = [NO2 ][H3O+] [HNO2]

• Cette dernière est souvent présentée sous forme de pKa ou de pKb dans les ouvrages de référence. Cette valeur est utile aux calculs de pH et pour évaluer la force relative de l’acide ou de la base.

• Plus le pKa est élevé, plus le Ka est faible ; moins l’acide est dissocié dans l’eau, plus l’acide est faible.

• Les constantes d’un couple acide et base conjuguée (ou base et acide conjugué) sont interreliées ainsi : pKa + pKb = pKe Ka × Kb = Ke

Calculs de pH

pH d’une solution d’acide fort, d’acide faible, de base forte ou de base faible

1. Nature acidobasique de l’espèce et réaction avec l’eau

2. Calcul de la concentration de H3O+ ou de OH–

3. Calcul du pH

• Pour les espèces fortes, il faut faire un tableau IRF à l’étape 2. Pour les espèces faibles, il faut faire un tableau IRÉ à l’étape 2.

pH d’une solution de sel acide ou basique

1. Nature acidobasique du sel

2. Réaction de dissolution du sel

3. Réaction réversible de l’ion acide ou basique avec l’eau

4. Calcul de la [H3O+] ou [OH–] à l’équilibre (tableau IRÉ)

5. Calcul du pH

Exercices du chapitre 6

Acides et bases

1. Parmi les espèces chimiques suivantes, identifiez celles qui sont des acides en vous fondant sur leur formule chimique : HClO3, CH3CH2CH3, HCOO , HCOOH, CH3NH3+, CH3NH2, HF et (CH3)3OH.

2. Parmi les espèces chimiques suivantes, identifiez celles qui sont des bases en vous fondant sur leur formule chimique : HNO2, RbOH, CH3CH2O , (CH3)2NCH3, CH2CHOH, CH3[CH2]3NH2, HOOCCOOH et CH3CHO.

3. Dites si chacune des espèces chimiques suivantes est un acide, une base, ou ni l’un ni l’autre : CH2NO2COOH, (CH3)2CHCH2CH2OH, CH3CH2CHO, NH3+, (CH3CH2)3N, Sr(OH)2 et H2SeO3

4. Les protéines sont des macromolécules qui jouent un rôle crucial dans la construction, la réparation et le maintien des tissus corporels. Certaines d’entre elles, nommées enzymes, agissent en tant que catalyseurs dans plusieurs processus biologiques. Les protéines sont composées d’acides aminés liés entre eux par des liaisons peptidiques, un type de liaisons covalentes. Les acides aminés peuvent être catégorisés de différentes manières, notamment selon la nature acidobasique de leur chaîne latérale : acide, basique ou neutre. Dans la figure ci-dessus, la chaîne latérale est représentée par la lettre « R ». Pour chacun des acides aminés ci-dessous, dites si sa chaîne latérale est acide, basique ou neutre

Alanine

H2N–CH–COOH CH3 –

Thréonine

H2N–CH–COOH CH3 ––CHOH

Acide aspartique

H2N–CH–COOH CH2 ––COOH

Lysine

H2N–CH–COOH CH2 –CH2

CH2

NH2

Histidine

H2N–CH–COOH CH2 ––N NH

H2N–CH–COOH –R

Sérine

H2N–CH–COOH CH2 ––OH

Leucine

H2N–CH–COOH CH2 –H3CCH CH3 ––

Acide glutamique

H2N–CH–COOH CH2 –CH2 –COOH –

5. Dites si chacune des espèces chimiques suivantes est amphotère : CH3OH, HCOOH, NH4+, HOOCCOO , OH , H2CrO4 et CH3NH2

6. Expliquez pourquoi l’ion méthylammonium (CH3NH3+) n’est pas une base, même s’il a un groupement NH3

7. Plusieurs molécules ont la formule condensée C4H8O2. Des molécules différentes ayant la même formule condensée sont des isomères. Certains isomères de formule C4H8O2 sont des acides, tandis que d’autres ne le sont pas. Dessinez une molécule de formule C4H8O2 qui est un acide, et dessinez-en une qui n’est pas un acide

8. Lequel de ces béchers représente le mieux une solution d’acide iodhydrique (HI) ?

A. B.

Équations de réaction des acides et des bases avec l’eau

9. Écrivez l’équation de dissociation de chacune des substances suivantes avec l’eau et identifiez l’acide, la base, l’acide conjugué et la base conjuguée. Utilisez au besoin le tableau des pKa dans les annexes I et J (pour déterminer si une espèce est faible).

a) HNO3 c) HIO3 e) (CH3)3N g) CH2FCOOH

b) CH2NO2COOH d) CH3NH2 f) CH3CH2OH

10. L’acide acétylsalicylique est l’ingrédient actif de l’aspirine. Ce médicament est principalement utilisé pour le traitement de la douleur et de la fièvre. On l’utilise aussi pour la prévention et le traitement de certaines maladies cardiovasculaires, puisqu’il prévient la formation de caillots de sang.

a) Identifiez la ou les portions acides de l’acide acétylsalicylique.

b) Écrivez l’équation de dissociation de l’acide acétylsalicylique avec l’eau et identifiez l’acide, la base, l’acide conjugué et la base conjuguée

Acide acétylsalicylique

11. L’acide adipique (HOOC(CH2)4COOH) est un polyacide présent naturellement dans certains légumes et fruits, tels que les asperges, les betteraves et les myrtilles. L’acide adipique est principalement utilisé dans l’industrie alimentaire comme acidifiant pour donner un goût acidulé aux aliments et pour réguler le pH des produits alimentaires. Il est également utilisé dans la production de polymères comme le nylon et le polyester. Écrivez les équations des réactions successives de ce polyacide avec l’eau de façon à montrer la dissociation de chacun de ses ions hydrogène qui peuvent être donnés.

12. Dites si chacun des sels suivants est acide, basique ou neutre : HCOONa, CH3NH3Br, KNO2, NaNO3, CH3COOK et (CH3)2NH2Cl.

13. Complétez le tableau suivant. Utilisez au besoin le tableau des pKa aux annexes I et J (pour déterminer si une espèce est faible). Notez que tous les sels sont des électrolytes forts.

Substance Nature acidobasique du sel (acide basique ou neutre) Force (fort ou faible)

NaF Basique Faible

CsI

Na2CO3

NH4Cl

KOH (CH3COO)2Ca CH3CH2NH3Br

NaCN

KClO4

1. Équation de dissolution

2. Équation de la réaction avec l’eau de l’espèce chimique qui a des propriétés acidobasiques (s’il y a lieu)

1. NaF(s) → Na+(aq) + F¯(aq)

2. F¯(aq) + H2O(l) ⇌ HF(aq) + OH¯(aq)

14. Voici une liste de sels : NaH2PO4, CH3[CH2]2NH3Br, NaOCN, HOOCCOONa et LiHCrO4

a) Identifiez la ou les substances amphotères dans cette liste.

b) Écrivez les équations de réaction avec l’eau des espèces identifiées en a)

pH

15. Laquelle des affirmations suivantes est juste à propos de la différence entre une solution dont le pH est 2 et une autre dont le pH est 4 ?

A. La solution au pH de 2 est deux fois plus acide que la solution au pH de 4.

B. La solution au pH de 2 est 100 fois plus acide que la solution au pH de 4.

C. La solution au pH de 2 est 100 fois plus basique que la solution au pH de 4.

D. La solution au pH de 2 est deux fois plus basique que la solution au pH de 4.

16. Quelle est la raison pour laquelle la constante d’auto-ionisation de l’eau varie en fonction de la température de l’eau ?

A. La température affecte la solubilité du gaz carbonique (un gaz acide) dans l’eau.

B. La constante d’auto-ionisation de l’eau ne varie pas en fonction de la température.

C. La température affecte la concentration des ions hydroxyde et hydronium dans l’eau.

D. La température affecte la pression atmosphérique, qui à son tour affecte la constante d’autoionisation de l’eau.

17. Calculez la concentration en ions H3O+ des solutions suivantes.

a) Une solution dont le pH est 12,4.

b) Une solution dont le pH est 0.

c) Une solution dont le pOH est 5,4.

d) Une solution dont la concentration en ions OH est 3,4 × 10−8 mol/L.

e) Une solution dont la concentration en ions OH est 1 mol/L.

18. Le pH influence la croissance et la survie des bactéries. Chaque espèce bactérienne a une plage de valeurs de pH optimales où elle prospère mieux. Des conditions trop acides ou trop basiques peuvent compromettre leur métabolisme et leur viabilité. L’espèce Lactobacillus bulgaricus, par exemple, est un acidophile strict, ce qui signifie qu’elle prospère dans des environnements extrêmement acides. La plage de valeurs de pH dans laquelle elle peut croître va de 4,5 à 6,5. Identifiez la ou les solutions parmi les suivantes qui ont des conditions de pH qui permettraient la croissance de Lactobacillus bulgaricus.

A. Une solution d’ions H3O+ à une concentration de 2 mol/L.

B. Une solution d’ions H3O+ à une concentration de 5,0 × 10−7 mol/L.

C. Une solution dont le pOH est 8,9.

D. Une solution d’ions OH à une concentration de 8,4 × 10−5 mol/L.

E. Une solution qui contient 3,50 g d’ions OH dans un volume total de 250,00 mL.

19. À l’aide des données fournies à l’annexe H, identifiez la couleur que prendra chacun des indicateurs de cette liste dans une solution dont le pH est 5,0 : méthylorange, bleu de thymol, rouge de crésol, phénolphtaléine et jaune d’alizarine.

20. Vous disposez de deux béchers contenant chacun une solution aqueuse. Vous ignorez quelle solution se trouve dans chaque bécher, mais vous savez que l’une a un pH de 1,0 et l’autre, un pH de 7,5. Quel indicateur, entre le bleu de thymol et la phénolphtaléine, devriez-vous choisir pour distinguer les deux solutions ? Quelle sera la couleur de chaque solution avec l’indicateur choisi ?

Bleu de thymol :

< 1,2

Phénolphtaléine :

entre 2,8 et 8,0

Constantes d’acidité et de basicité

21. Classez les espèces suivantes en ordre croissant d’acidité (de l’acide le moins fort à l’acide le plus fort). • Acide fluorhydrique pKa = 3,20 • Ion ammonium pKa = 9,25 • Sulfure d’hydrogène pKa = 7,05

22. Pour une même concentration en solution aqueuse, lequel des acides suivants donnerait le pH le plus faible à la solution ?

A. HNO2, dont le Ka est 5,6 × 10−4

B. HF, dont le Ka est 6,3 × 10−4.

C. C6H5COOH, dont le Ka est 6,25 × 10−5

D. HCN, dont le Ka est 6,2 × 10−10

23. Les figures suivantes illustrent le comportement de deux bases lorsqu’elles sont en solution aqueuse. Afin de simplifier la figure, seules les quantités de base et d’acide conjugués sont représentées. Identifiez la base la plus forte en vous fondant sur le contenu des deux béchers. Expliquez votre réponse.

CH3CH2COOH 4,87 7,5

HCl 7,3

HBrO 8,55 7,3

Acide pKa Score vert Commentaire(s)

HNO3 4,3

HF 3,20 4,2

CH3NH2

a) d’un acide fort ;

CH3NH2

CH3COOH 4,756 7,5 Cause des brûlures sévères.

CH3NH3+

CH3NH2

CH3NH3+

CH3NH2

24. La chimie verte est une branche de la chimie axée sur le développement de processus chimiques respectueux de l’environnement. Elle vise, notamment, à minimiser l’utilisation de substances toxiques. Dans cette optique, les scientifiques de chez GSK ont développé un guide qui attribue un score vert à une variété d’acides et de bases pour aider à la sélection d’acides et de bases qui ont une toxicité et un impact environnemental plus faible. Voici un extrait du guide :

Problèmes liés aux déchets lors de l’incinération. Déchets halogénés.

HCOOH 3,75 6,9 Cause des brûlures sévères.

HIO 10,5 6,4 Cause des brûlures sévères. Problèmes liés aux déchets lors de l’incinération. Déchets halogénés.

Oxydant fort. Cause des brûlures sévères.

Toxique. Causes des brûlures sévères. Nécessite des précautions particulières pour la manipulation. Problèmes liés aux déchets lors de l’incinération. Déchets halogénés.

HClO4 3,0 Oxydant fort. Cause des brûlures sévères. Problèmes liés aux déchets lors de l’incinération. Déchets halogénés.

Identifiez, dans cette liste, le meilleur et le pire acide pour l’environnement si vous avez besoin :

b) d’un acide faible, le plus fort possible, qui ne produit pas de déchets halogénés ;

c) d’un acide faible qui donnera le pH le plus élevé en solution pour une même concentration.

25. Pour chaque paire d’ions, dites lequel est le plus stable et expliquez brièvement pourquoi en appuyant votre explication sur les facteurs qui influencent la stabilité des ions.

a) F et Br c) CH3CH2COO et CH3CH2CH2O

b) F et OH d) BrO et BrO4

26. En vous basant uniquement sur les formules chimiques des composés et des ions dont il est question, et en vous appuyant sur les facteurs qui influencent la stabilité des ions, identifiez l’acide le plus fort dans chacune des paires suivantes. Expliquez chacune de vos réponses.

a) Sulfure d’hydrogène (H2S) et tellure d’hydrogène (H2Te).

b) Acide chlorhydrique (HCl) et acide fluorhydrique (HF).

c) Acide hypochloreux (HClO) et acide chloreux (HClO2).

27. Proposez un acide plus fort que l’acide bromhydrique (HBr) et justifiez votre choix.

28. Identifiez la constante d’acidité ou de basicité appropriée pour calculer le pH d’une solution de :

a) KCN c) LiNO2 e) (CH3CH2)3NHNO3

b) CH3NH3Cl d) CH2ClCOOLi

29. Déterminez si une solution de NaHCrO4 est acide, basique ou neutre.

30. Identifiez la constante d’acidité ou de basicité appropriée pour calculer le pH d’une solution de :

a) H2CO3 c) KHS e) HOOCCOOH b) Na3PO4 d) LiH2PO4 f) Na2SO3

Calculs de pH

31. Calculez le pH des solutions suivantes. Notez que toutes les bases et tous les acides dont il est question sont forts.

a) Une solution d’acide chlorhydrique (HCl) à 1,2 mol/L.

b) Une solution d’acide perchlorique (HClO4) à 1,3 × 10−3 mol/L.

c) Une solution d’hydroxyde de sodium (NaOH) à 0,45 mol/L.

d) Une solution d’hydroxyde de potassium (KOH) préparée en dissolvant 4,5 g de KOH dans un volume final de 100,00 mL.

32. Votre collègue de classe n’arrive pas à la bonne réponse au terme d’un exercice. Il essaie de calculer le pH d’une solution de LiOH à 0,015 mol/L. Aidez-le à trouver son erreur et expliquez-lui comment la corriger.

LiOH : base forte

LiOH Li+ + OH-

I (mol/L) 0,015 0 0

R (mol/L) -0,015 +0,015 +0,015

F (mol/L) 0 0,015 0,015

pH = - log(0,015) = 1,82 1 2 3

33. Calculez le pH des solutions suivantes. Notez que les acides dont il est question sont tous faibles.

a) Une solution de HF à 0,25 mol/L.

b) Une solution de HNO2 à 1,2 × 10−2 mol/L.

c) Une solution de CH3CH2COOH à 0,45 mol/L.

d) Une solution d’acide benzoïque (C6H5COOH) préparée en dissolvant 0,65 g de C6H5COOH dans un volume final de 250,0 mL.

34. Calculez le pH des solutions suivantes. Notez que les bases dont il est question sont toutes faibles.

a) Une solution de NH2NH2 à 0,45 mol/L.

b) Une solution de CH3[CH2]3NH2 à 5,00 mol/L.

c) Une solution de NH3 à 0,75 mol/L.

d) Une solution de C5H5N préparée en dissolvant 1,00 g de C5H5N dans un volume final de 50,00 mL.

35. Calculez le pH d’une solution de 500,0 mL préparée en dissolvant dans l’eau un comprimé d’aspirine dont la teneur en acide acétylsalicylique est de 500 mg.

36. Votre collègue de classe n’arrive pas à la bonne réponse au terme d’un exercice. Elle essaie de calculer le pH d’une solution de HCOOH à 0,50 mol/L. Aidez-la à trouver son erreur et expliquez-lui comment la corriger.

HCOOH : acide faible

HCOOH + H2O HCOO- + H3O+ pKa = 3,75

I (mol/L) 0,50 0 0

R (mol/L) -x +x +x

E (mol/L) 0,50 x x

[HCOO-][H3O+] [HCOOH] (x)(x) 0,50 = =

Ka = pH = -log[H3O+] = -log(1,369 3) = -0,14 3,75 x = 1,369 3... mol/L

37. Calculez la concentration initiale d’acide nécessaire pour obtenir chacune des solutions suivantes.

a) Une solution de HNO2 dont le pH est de 1,55.

b) Une solution de HNO3 dont le pH est de 1,55.

c) Une solution de HClO4 dont le pH est de 1,55.

d) Une solution de HClO dont le pH est de 4,31.

38. Calculez le degré de dissociation de l’acide dans chacune des solutions aqueuses suivantes.

a) Une solution de HCOOH à 1,0 mol/L dont le pH est de 1,88.

b) Une solution de CH3COOH à 0,75 mol/L dont le pH est de 2,44.

c) Une solution de HCN à 0,50 mol/L.

d) Une solution de HF à 0,25 mol/L.

39. L’acide citrique (C6H8O7) est un acide organique naturel présent dans de nombreux fruits, dont les citrons. C’est l’un des principaux acides qui contribuent à donner le goût acide caractéristique des agrumes, et donc du jus de citron. La concentration d’acide citrique dans le jus de citron peut varier en fonction de plusieurs facteurs, tels que le type de citron, le stade de maturation, les conditions de croissance, la méthode d’extraction du jus, etc. Cependant, en général, le jus de citron frais peut contenir de 4 à 8 % d’acide citrique, soit environ 1,44 à 2,88 g d’acide citrique par 100 mL de jus de citron. Quelle est la plage de valeurs de pH dans laquelle peut se situer le jus de citron ?

40. Calculez le pH de chacune des solutions suivantes.

a) Une solution de NaCN à 1,25 mol/L.

b) Une solution de CH3NH3Br à 2,50 mol/L.

c) Une solution de KNO3 à 5,00 mol/L.

d) Une solution de NaClO à 2,00 mol/L.

e) Une solution aqueuse de CH3CH2NH3Cl préparée en dissolvant 17,00 g de CH3CH2NH3Cl dans un volume final de 500,0 mL.

HCOONa : Sel basique (HCOO-)

HCOONa HCOO- + Na+

I (mol/L) 0,50 0 0 R (mol/L) -0,50 +0,50 +0,50 F (mol/L) 0 0,50 0,50

HCOO- + H2O HCOOH + OH-

41. L’hydromorphone est un analgésique synthétique très puissant appartenant à la classe des opioïdes. Bien que ce médicament puisse être très efficace pour soulager la douleur sévère, il présente également un risque élevé de dépendance et d’abus, ainsi que de surdose et de décès. La crise des opioïdes aux États-Unis et au Canada est en partie due à l’utilisation abusive de médicaments opioïdes tels que l’hydromorphone. Ce dernier est souvent préféré à la morphine puisque son effet analgésique est plus puissant, ses effets secondaires sont plus rares ou moins intenses, et sa vitesse d’action est plus rapide.

L’hydromorphone est une substance amphotère. Lorsqu’il réagit avec un acide, il y a formation d’un sel. Cette propriété peut être importante pour la formulation du médicament et son administration. Par exemple, l’hydromorphone peut être préparé sous forme de chlorhydrate d’hydromorphone, un sel, pour améliorer sa solubilité dans l’eau et faciliter son administration par injection intraveineuse ou intramusculaire. Calculez le pH de la solution de chlorhydrate d’hydromorphone (C17H20NO3Cl) à 10 mg/mL.

42. Votre collègue de classe n’arrive pas à la bonne réponse au terme d’un exercice. Il essaie de calculer le pH d’une solution de HCOONa à 0,50 mol/L. Aidez-le à trouver son erreur et expliquez-lui comment la corriger.

I (mol/L) 0,50 0 0 R (mol/L) -x +x +x E (mol/L) 0,50 x x K = pH = 14,000 + log[OH-] = 14,000 + log(9,429 4 x 10-3) = 11,97 1,8 × 10-4 x = 9,429 4 x 10-3 mol/L [HCOOH- ][HO-] [HCOO-] (x)(x) (0,50) = = k = 10-pKa = 10-3,75 = 1,8 x 10-4 [ ] K 0,5 1,8×10-4 = > 100 1 2 3 4 6 5

43. Quelle masse de NH4Br devrez-vous utiliser pour préparer 250,0 mL d’une solution dont le pH est de 5,75 ?

Questions sur l’ensemble du chapitre

44. Parmi les paires suivantes, dites quelle solution a le pH le plus bas.

a) Une solution d’acide fort à 1 mol/L ou une solution d’acide fort à 0,100 mol/L.

b) Une solution de HCl à 0,1 mol/L ou une solution de HCN à 10 mol/L.

c) Une solution de CH3CH2OH à 1 mol/L ou une solution de KOH à 1 mol/L.

d) Une solution à 1 mol/L d’un composé organique porteur du groupement amine ou une solution à 1 mol/L d’un composé organique porteur du groupement COOH.

45. Dites si chacun des énoncés suivants est vrai ou faux.

a) Lorsqu’on dilue un acide, le pH de la solution reste identique.

b) Lorsqu’on dilue une base, le pH de la solution augmente.

c) Deux solutions d’acides faibles à la même concentration ont le même pH.

d) La constante d’acidité d’un acide faible dépend de sa concentration.

46. Calculez le pH de chacune des solutions suivantes.

a) Une solution de HCN à 0,25 mol/L.

b) Une solution de LiOH à 0,25 mol/L.

c) Une solution de NaOCN à 0,25 mol/L.

d) Une solution de H2CO3 à 0,25 mol/L.

e) Une solution de CH3NH2 à 1,0 mol/L.

f) Une solution de NaH2PO3 à 1,0 mol/L.

47. Votre collègue de classe n’arrive pas à la bonne réponse au terme d’un exercice. Elle essaie de calculer le pH d’une solution de NH3 à 0,50 mol/L. Aidez-la à trouver son erreur et expliquez-lui comment la corriger.

NH3 : base faible

NH3 + H2O NH4+ + OH-

I (mol/L) 0,50 0 0

R (mol/L) -0,50 +0,50 +0,50

F (mol/L) 0 0,50 0,50

pH = 14,000 + log[OH-] = 14,000 + log(0,50) = 13,70 1 2 3

48. Calculez le pH des solutions suivantes.

a) Du bicarbonate de soude pour injection (NaHCO3 à 0,5 mmol/mL).

b) La solution électrolytique dans une batterie d’automobile (solution de H2SO4 à 30 % (V/V), ce qui correspond à environ 5,6 mol/L).

49. Vous souhaitez mettre au point une démonstration visuelle sur les acides et les bases, et pour y arriver, vous vous dites qu’utiliser des indicateurs acidobasiques serait l’idéal. Le bleu de thymol, avec ses deux zones de virage et ses belles couleurs franches, est un candidat de choix, mais vous voulez encore plus de couleurs, alors vous faites quelques essais avec des mélanges d’indicateurs. Vous arrêtez finalement votre choix sur un mélange de vert de bromocrésol et de bleu de thymol

Vous avez testé ce mélange dans deux solutions à différents pH, mais avec tous ces tests, vous avez un peu perdu le fil, et maintenant, vous ne vous y retrouvez plus dans vos solutions... qui ne sont pas identifiées. Mais peut-être seriezvous capable de reconnaître vos solutions en vous basant sur leur couleur, puisqu’elles contiennent toutes votre mélange d’indicateurs ? En effet, une des solutions est jaune et l’autre, d’un bel orangé Pour répondre aux questions suivantes, vous devez vous souvenir qu’un mélange de rouge et de jaune donne la couleur orange.

a) Le premier bécher contient uniquement l’acide propanoïque (CH3CH2COOH) à 0,10 mol/L et votre mélange d’indicateurs. De quelle couleur est le liquide ?

b) Le deuxième bécher contient du HCl à 0,062 5 mol/L et votre mélange d’indicateurs. De quelle couleur est le liquide ?

Questions récapitulatives

50. Calculez le pH des solutions suivantes.

a) Une solution fille d’hydroxyde de lithium (LiOH) préparée en diluant 15,00 mL d’une solution mère d’hydroxyde de lithium à 1,00 mol/L dans un volume final de 250,00 mL.

b) Une solution fille de CH3NH2 préparée en diluant 5,45 mL d’une solution mère de CH3NH2 à 4,50 mol/L dans un volume final de 10,00 mL.

c) Une solution fille d’acide nitrique (HNO3) préparée en diluant 5,00 g d’une solution mère d’acide nitrique à 68 % (m/m) dans un volume final de 100,00 mL.

51. Calculez le pH des solutions suivantes.

a) Un nettoyant contenant 5 % (m/m) d’ammoniac (NH3(aq)), si la masse volumique de cette solution est de 1,00 g/mL.

b) Un décalcifiant à cafetière (50 % (m/V) d’acide lactique).

c) Du vinaigre (5 % (m/V) d’acide acétique).

52. Une huile d’olive de qualité, qualifiée d’extravierge, doit être extraite mécaniquement, donc sans solvants, et ne devrait pas contenir plus de 0,8 % (m/m) d’acide oléique libre. L’acide oléique est produit lorsque les triglycérides qui constituent l’huile sont hydrolysés. Sa formule chimique est CH3[CH2]7CH=CH[CH2]7COOH. On peut établir la quantité d’acide oléique libre contenu dans une huile d’olive par titrage avec de l’hydroxyde de potassium. L’équation de cette réaction est la suivante :

CH3[CH2]7CH=CH[CH2]7COOH(aq) + KOH(aq) → CH3[CH2]7CH=CH[CH2]7COOK(aq) + H2O(l)

a) Si 25,0 mL d’une huile d’olive dont la masse volumique est de 0,916 g/mL nécessite 8,90 mL d’hydroxyde de potassium à 0,050 0 mol/L pour arriver au point d’équivalence, est-ce que son contenu en acide oléique est suffisamment faible pour que cette huile puisse être qualifiée d’extravierge ?

b) Dans les savons à l’huile d’olive, ce qui agit comme savon, c’est principalement l’oléate de sodium, le sel formé par la réaction de l’acide oléique avec le NaOH. Quand on se savonne les mains, on solubilise un maximum de savon dans l’eau. Quel serait le pH d’une solution saturée d’oléate de sodium, obtenue ainsi en se savonnant les mains ? La solubilité de l’oléate de sodium est approximativement de 100 mg/mL. Notez que cette solubilité n’est précise qu’à un seul chiffre significatif.

53. Le jaune d’alizarine est un indicateur acidobasique. Sa couleur peut être jaune ou rouge, selon la valeur du pH. La zone de virage de cet indicateur est indiquée dans l’annexe H.

a) Quelle substance parmi les suivantes pourrait donner une solution rouge avec le jaune d’alizarine ? Expliquez votre réponse.

i. L’acide chloroacétique (CH2ClCOOH)

ii. Le cyanure de sodium (NaCN)

iii. L’acide chlorhydrique (HCl)

iv. Le chlorure de lithium (LiCl)

b) De quelle couleur serait une solution saturée d’hydroxyde de manganèse (Mn(OH)2) si on lui ajoutait du jaune d’alizarine ? Démontrez-le avec tous les calculs nécessaires.

c) Quelle est la concentration en ppm d’une solution de jaune d’alizarine dont l’absorbance est de 0,353, selon la droite d’étalonnage, à la page suivante ? La formule chimique du jaune d’alizarine est C13H8N3O5Na.

Droite d’étalonnage du jaune d’alizarine à 515 nm, à un pH de 14, dans l’éthanol à 50 % (V/V).

54. L’utilisation de plastiques dérivés du pétrole comme le polyéthylène (HDPE/LDPE), le polyéthylène téréphtalate (PET) et le polystyrène (PS) a des effets négatifs sur l’environnement. Ces plastiques se dégradent lentement et finissent par s’accumuler dans l’environnement après leur utilisation, nuisant ainsi aux écosystèmes marins, qui sont contaminés par les microplastiques, ainsi qu’à la santé des animaux marins, qui ingèrent souvent accidentellement des morceaux de plastique. Face à ce défi, il apparaît primordial de réduire la dépendance aux plastiques à usage unique et de développer des solutions plus écologiques pour remplacer les plastiques traditionnels. Le PLA est un plastique constitué d’un polymère dont l’unité de base est l’acide lactique. Ce polymère d’origine végétale est plus facilement biodégradable et peut être recyclé par les installations municipales qui acceptent le plastique #7. Il est possible de le dégrader à l’aide d’une réaction de saponification

C’est ce que vous souhaitez tester dans le cadre d’un projet expérimental en utilisant le protocole suivant :

i. Déposez 5 g d’un contenant fait de PLA réduit en petite pièces dans un erlenmeyer de 250 mL.

ii. Ajoutez 100 mL d’une solution de NaOH à 1,4 mol/L (dans un mélange 1 :1 d’eau et d’éthanol), puis chauffez à 90 °C en agitant jusqu’à ce que le plastique se dissolve complètement.

iii. Ajoutez des gouttes de HCl à 6,0 mol/L à la solution refroidie jusqu’à ce que le pH de la solution devienne acide.

a) Calculez la masse de NaOH nécessaire pour préparer 250,0 mL de la solution utilisée dans ce protocole.

b) Écrivez un protocole détaillé pour préparer 10 mL de la solution de HCl utilisée dans ce protocole à partir de HCl concentré à 37 % (m/m) (�� = 1,2 g/mL).

c) Calculez le pH de chacune des solutions utilisées dans cette expérience.

d) Vous titrez ensuite 10,0 mL de la solution d’acide lactique obtenue après avoir terminé l’étape iii. avec du NaOH 1,00 mol/L à l’aide d’un pH-mètre. L’équation impliquée dans ce titrage est la suivante : CH3CHOHCOOH(aq) + NaOH(aq) → CH3CHOHCOONa(aq) + H2O(l). Calculez la concentration en acide lactique dans l’échantillon si le titrage a nécessité l’ajout de 6,9 mL de solution titrante.

e) Calculez la valeur de pKa de l’acide lactique avec les données expérimentales, sachant que le pH de la solution d’acide lactique avant le titrage est de 2,08.

PLA Acide lactique

6 Les acides et les bases

1. HClO3, HCOOH, CH3NH3+, HF

2. RbOH, CH3CH2O , (CH3)2NCH3, CH3[CH2]3NH2

3. CH2NO2COOH : acide ; (CH3)CHCH2CH2OH : neutre ; CH3CH2CHO : neutre ; NH3+ : acide ; (CH3CH2)3N : base ; Sr(OH)2 : base ; H2SeO3 : acide

4. Alanine : neutre ; Acide aspartique : acide ; Sérine : neutre ; Thréonine : neutre ; Lysine : basique ; Leucine : neutre ; Histidine : basique ; Acide glutamique : acide

5. La seule substance amphotère dans la liste est HOOCCOO

6. Si le CH3NH3+ agissait comme une base, il devrait gagner un H+. Or l’atome d’azote porte une charge positive, il ne peut plus accepter d’autres atomes d’hydrogène, sans quoi il dépasserait l’octet.

7. Plusieurs réponses sont possibles, mais voici deux exemples.

C4H8O2 qui est un acide (doit contenir le groupement COOH)

CH3CH2CH2COOH

8. A.

C4H8O2 qui n’est pas un acide (ne doit pas contenir de groupement COOH)

CH2OHCH2CH2CHO

Les équations de réaction des acides et des bases avec l’eau

9. a) HNO3(aq) + H2O(l) → NO3 (aq) + H3O+(aq)

Acide Base Base conjuguée Acide conjugué

b) CH2NO2COOH(aq) + H2O(l) ⇋ CH2NO2COO (aq) + H3O+(aq)

Acide Base Base conjuguée Acide conjugué

c) HIO3(aq) + H2O(l) ⇋ IO3 (aq) + H3O+(aq)

Acide Base Base conjuguée Acide conjugué

d) CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇋ CH3NH3+(aq) + OH (aq)

Base Acide Acide conjugué Base conjuguée

e) (CH3)3N(aq) + H2O(l) ⇋ (CH3)3NH+(aq) + OH (aq)

Base Acide Acide conjugué Base conjuguée

f) C’est un alcool, pas un acide ni une base, donc il ne fait pas de réaction avec l’eau.

g) CH2FCOOH(aq) + H2O(l) ⇋ CH2FCOO (aq) + H3O+(aq)

Acide Base Base conjuguée Acide conjugué

10. a) C C C C

b) C8H7O2COOH(aq) + H2O(l) ⇋ C8H7O2COO (aq) + H3O+(aq)

Acide Base Base conjuguée Acide conjugué

11. Première dissociation :

HOOC(CH2)4COOH(aq) + H2O(l) ⇋ HOOC(CH2)4COO (aq) + H3O+(aq)

Deuxième dissociation :

HOOC(CH2)4COO (aq) + H2O(l) ⇋ OOC(CH2)4COO (aq) + H3O+(aq)

12. HCOONa : basique ; CH 3NH 3Br : acide ; KNO 2 : basique ; NaNO 3 : neutre ; CH3COOK : basique ; (CH3)2NH2Cl : acide

13. NaF Basique Faible 1. NaF(s) → Na+(aq) + F (aq)

2. F (aq) + H2O(l) ⇋ HF(aq) + OH (aq)

CsI Neutre Ne s’applique pas 1. CsI(s) → Cs+(aq) + I (aq)

2. Aucune

1. Na2CO3(s) → 2Na+(aq) + CO32−(aq)

Na2CO3 Basique Faible

NH4Cl Acide Faible

2. HCO3 (aq) + H2O(l) ⇋ CO32−(aq) + OH (aq)

3. CO32−(aq) + H2O(l) ⇋ HCO3 (aq) + OH (aq)

1. NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl (aq)

2. NH4+(aq) + H2O(l) ⇋ NH3(aq) + H3O+(aq)

KOH Basique Fort 1. KOH(s) → K+(aq) + OH (aq)

2. Aucune

1. (CH3COO)2Ca(s) → Ca2+(aq) + 2CH3COO (aq)

(CH3COO)2Ca Basique Faible

CH3CH2NH3Br Acide Faible

NaCN Basique Faible

2. CH3COO (aq) + H2O(l) ⇋ CH3COOH(aq) + OH (aq)

1. CH3CH2NH3Br(s) → CH3CH2NH3+(aq) + Br (aq)

2. CH3CH2NH3+(aq) + H2O(l) ⇋

CH3CH2NH2(aq) + H3O+(aq)

1. NaCN(s) → Na+(aq) + CN (aq)

2. CN (aq) + H2O(l) ⇋ HCN(aq) + OH (aq)

KClO4 Neutre Ne s’applique pas 1. KClO4(s) → K+(aq) + ClO4 (aq)

2. Aucune

14. a) Les substances amphotères sont NaH2PO4, HOOCCOONa et LiHCrO4 b) H2PO4 (aq) + H2O(l) ⇋ HPO42−(aq) + H3O+(aq)

H2PO4 (aq) + H2O(l) ⇋ H3PO4(aq) + OH (aq)

HOOCCOO (aq) + H2O(l) ⇋ OOCCOO (aq) + H3O+(aq)

HOOCCOO (aq) + H2O(l) ⇋ HOOCCOOH(aq) + OH (aq)

HCrO4 (aq) + H2O(l) ⇋ CrO42−(aq) + H3O+(aq)

HCrO4 (aq) + H2O(l) ⇋ H2CrO4(aq) + OH (aq)

Le pH

15. B.

16. C.

17. a) 4 × 10−13 mol/L b) 1 mol/L c) 3 × 10−9 mol/L d) 2,9 × 10−7 mol/L e) 1 × 10−14 mol/L

18. La bactérie pourrait croître dans les solutions B. et C.

19. Méthylorange : orange ; Bleu de thymol : jaune ; Rouge de crésol : jaune ; Phénolphtaléine : incolore ; Jaune d’alizarine : jaune

20. Bleu de thymol. La solution de pH 1,0 sera rouge et celle de pH 7,5 sera jaune.

Constantes d’acidité et de basicité

21. Ion ammonium < sulfure d’hydrogène < acide fluorhydrique

22. B. HF

23. CH3NH2 puisque c’est la base qui a le plus réagi. En effet, il y a plus d’acide conjugué en solution que dans le cas de NH3 pour la même concentration.

24. a) Meilleur choix : HCl, pire choix : HClO4 b) Meilleur choix : CH3COOH, pire choix : HCOOH c) Meilleur choix : HBrO, pire choix : HIO

Chapitre

25. a) Br , l’ion a une densité de charge plus faible que celle du F

b) F , la charge est portée par un atome plus électronégatif.

c) CH3CH2COO , la charge est stabilisée par résonance, ce qui n’est pas le cas dans CH3CH2CH2O

d) BrO4 , la charge est stabilisée par résonance, ce qui n’est pas le cas dans BrO

26. a) H2Te, la base conjuguée (HTe ) est plus stable puisque sa densité de charge est plus faible. b) HCl, la base conjuguée (Cl ) est plus stable puisque sa densité de charge est plus faible. c) HClO2, sa base conjuguée (ClO2 ) est plus stable parce que la charge est stabilisée par résonance.

27. HI. I , la base conjuguée de HI, est moins densément chargée que Br , la base conjugée de HBr. C’est pourquoi HI est un acide plus fort que HBr.

28. a) Kb de l’ion CN (1,6 × 10−5) b) Ka de l’ion CH3NH3+ (2,2 × 10−11) c) Kb de l’ion NO2 (1,8 × 10−11) d) Kb de l’ion CH2ClCOO (7,4 × 10−12) e) Ka de l’ion (CH3CH2)3NH+ (1,8 × 10−11)

29. La solution est acide.

30. a) Ka de H2CO3 (4,5 × 10−7) b) Kb de l’ion PO43− (2,1 × 10−2) c) Kb de l’ion HS (1,1 × 10−7) d) Ka de l’ion H2PO4 (6,2 × 10−8) e) Ka de HOOCCOOH (5,6 × 10−2) f) Kb de l’ion SO32− (2 × 10−7)

Calculs de pH

31. a) −0,079 b) 2,89 c) 13,65 d) 13,904

32. Il a calculé le pOH de la solution, et non le pH, puisqu’il a utilisé la concentration des ions OH . Il manque donc une étape à sa démarche. Voici comment la terminer :

pOH = −log[OH ] = −log(0,015) = 1,823 908

pH = 14,000 – pOH = 14,000 − 1,823 908 = 12,18

33. a) 1,90 b) 2,63 c) 2,61 d) 2,94

34. a) 10,9 b) 12,62 c) 11,56 d) 9,32

35. 2,92

36. Elle a utilisé le pKa au lieu du Ka pour résoudre le problème d’équilibre. Voici comment faire le calcul d’équilibre correctement :

pKa = 3,75, donc Ka = 1,8 × 10−4

Ka = [HCOO ] [H3O+] [HCOOH] = x2 0,50 = 1,778 27 × 10−4

x = 9,429 22 × 10−3 mol/L

Calcul du pH :

pH = −log[H3O+] = −log(9,429 422… × 10−3) = 2,025 514…

Le pH de cette solution est de 2,03.

37. a) 1,4 mol/L b) 0,028 mol/L c) 0,028 mol/L d) 0,060 mol/L

38. a) 0,013 b) 0,004 8 c) 3,5 × 10−5 d) 0,050

39. Entre 1,98 et 2,13

40. a) 11,65 b) 5,13 c) 7,00 d) 10,85 e) 5,51

41. 4,9

42. Il n’a pas fait de calcul d’équilibre avec la bonne constante. Il a utilisé le Ka de HCOOH alors qu’il aurait dû utiliser le Kb de HCOO , l’espèce qui réagit avec l’eau. Voici le bon calcul d’équilibre :

Le pKa dans l’annexe G du HCOOH, un acide faible, est de 3,75. Le pKb de l’ion HCOO est donc pKb = 10,25. La constante, Kb = 5,623 41… × 10−11

Kb = [HCOOH] [OH ] [HCOO ] = x2 0,50 = 5,623 41... × 10−11

x = 5,302 552… × 10−5 mol/L

Calcul du pH :

pOH = −log[OH ] = −log(5,302 552… 10−5) = 5,275 514…

pH = 14,000 – pOH = 14,000 – 5,275 514… = 8,724 485…

Le pH de cette solution est de 8,72.

43. 0,14 g

Questions sur l’ensemble du chapitre

44. a) Solution d’acide fort à 1 mol/L b) Solution de HCl à 0,1 mol/L c) Solution de CH3CH2OH à 1 mol/L d) Solution à 1 mol/L d’un composé organique porteur d’un groupement COOH

45. a) Faux b) Faux c) Faux d) Faux

46. a) 4,91 b) 13,40 c) 8,43 d) 3,48 e) 12,33 f) 3,35

47. Elle n’a pas fait de calcul d’équilibre. Lorsque la base est faible, il faut faire un calcul d’équilibre à l’aide d’un tableau IRÉ. Voici la bonne démarche :

Nature acidobasique de l’espèce : NH3 est une base faible. La réaction avec l’eau est réversible et le pKb se trouve dans l’annexe H.

NH3(aq) + H2O(l) ⇋ NH4+(aq) + OH (aq)

pKb = 4,75, donc Kb = 1,778 27… x 10−5

Calcul de la concentration en ions OH :

NH3(aq) + H2O(l) ⇋ NH4+(aq) + OH (aq)

I (mol/L) 0,50 0 0

R (mol/L) x + x + x

É (mol/L) 0,50 – x x x

L’approximation sera valide, puisque le rapport 0,50 1,778 27... × 10−5 est plus grand que 100.

Kb = [NH4+] [OH ] [NH3] = x2 0,50 = 1,778 27 × 10−5

x = 2,981 84... × 10−3 mol/L

Calcul du pH :

pOH = −log[OH ] = −log(2,981 84 × 10−3) = 2,525 514…

pH = 14,000 – pOH = 14,000 – 2,525 514... = 11,474 486

Le pH de cette solution est de 11,47.

48. a) 10,0 b) −0,75

49. a) Jaune b) Orangé

Questions récapitulatives

50. a) 12,78 b) 12,52 c) 2,68

51. a) 11,9 b) 1,56 c) 2,4

52. a) La concentration de l’acide oléique (0,55 % (m/m)) est plus petite que 0,8 % (m/m) et elle peut être qualifiée d’extravierge. b) 9,3

53. a) ii. (CH2ClCOONa), puisque c’est la seule base dans la liste.

b) Jaune

c) 5,85 ppm

54. a) La masse de NaOH nécessaire est de 14 g pour 250 mL de solution.

b) Prélevez 50 mL de HCl concentré à 37 % (m/m) à l’aide d’une pipette volumétrique de 50 mL dans un ballon volumétrique de 100,0 mL. Complétez avec de l’eau distillée et agitez.

c) Le pH de la solution de NaOH est de 14,15 et celui de la solution de HCl est de −0,78.

d) La concentration en acide lactique est 0,69 mol/L.

e) Le pKa expérimental pour l’acide lactique est de 3,99.

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Véronique Turcotte enseigne la chimie au Cégep André-Laurendeau depuis 2010. Elle est constamment à la recherche d’innovations pédagogiques qui lui permettront d’améliorer sa pratique enseignante comme l’implantation d’un mini-projet et de la classe inversée en chimie des solutions. Elle aime aussi développer des problèmes avec un contexte authentique, particulièrement ceux qui donnent faim ou qui font rire!

Bruno Voisard enseigne la chimie au Cégep André-Laurendeau depuis 2001. Il y a mis en place plusieurs pratiques pédagogiques novatrices, comme la classe inversée, les pédagogies actives et les méthodes de notation alternatives. Il s’intéresse aussi au développement des habiletés en résolution de problèmes et de l’autonomie en recherche chez les étudiants et étudiantes. Il a également participé à la révision du programme d’études Sciences de la nature aux niveaux local et provincial.

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