Les acides et les bases

[invitebf47fea3]

Bonjour à tous,

Vous allez sans doute trouver ça très facile mais j'ai quelques questions à propos des acides et des bases et je suis à la recherche d'explications claires car je n'arrive pas du tout à visualiser les phénomènes qui entrent en jeu. J'ai appris mon cours et mes formules mais j'ai encore du temps avant mon examen alors j'aimerais bien réussir à lever un peu le flou qui règne autour des ces notions.

Je dis les choses comme je les ai comprises, sans grande conviction, donc n'hésitez pas à me signaler si je dis quelque chose de faux !

Un acide (AH), se dissocie (plus ou moins selon les acides) avec de l'eau en sa base conjuguée (A-) et en un ion hydronium (simplifié H+ dans mon cours). Cet acide et sa base conjuguée, forment alors le couple acido-basique ou acide-base AH/A-.

Si on met un acide fort dans de l'eau, l'acide va entièrement se dissocier en sa base conjuguée et libérer des ions hydroniums ce qui va entraîner une augmentation de [H⁺] et donc de l'acidité.

Dans une autre expérience, lorsqu'on met une base forte dans de l'eau, la base va entièrement réagir en captant des ions hydronium pour former son acide conjugué et libérer des ions hydroxydes. Les ions hydronium n'existant pas dans l'eau (ou alors en quantité négligeable, l'eau étant un électrolyte très faible), c'est donc des ions qui proviennent d'une molécule d'eau qui se dissocie : c'est pour ça qu'on a la production d'ions hydroxydes qui résultent de cette dissociation.

Les deux premières questions qui me viennent en tête sont donc :

- Est-ce qu'on peut réellement considérer que dans de l'eau pure on a [OH^-] = [H⁺] ≈ 0 ?

- Est-ce qu'on peut vraiment dire que les acides forts ne réagissent pas réellement avec l'eau : ils se contentent de se dissocier dans l'eau tandis que les bases fortes réagissent avec lui puisqu'elles dissocient des molécules d'H₂O ?

- J'ai vu dans mon cours que l'acidité dépendait de [H⁺], exprimée par le pH avec -log([H⁺]). Entre une solution d'eau pure et une solution avec une base forte, on a un pH qui augmente, donc une acidité qui diminue alors comment peut-on expliquer cette variation de la concentration de [H⁺] ?

Je préfère être sûr de bien comprendre les bases avant de continuer dans le cours, aussi je vous remercie infiniment d'avance pour l'aide que vous pourrez m'apporter !
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[jeanne08]

Un acide noté AH est capable de libérer un H+ . mais il ne libère ce H+ que si on met en face de lui une espèce capable de capter un H+ donc une base. Une base est capable de capter un H+.
L'eau est un acide (couple H2O /OH-) et aussi une base ( couple H3O+/H2O). C'est un acide et une base très très faible et dans l'eau pure on a la réaction 2H2O = H3O+ +OH- avec 10^-7 mol/L de H3O+ et OH-. Lorsqu'on écrit H+ à la place de H3O+ on simplifie l'écriture mais il faut savoir de quoi on parle.
Lorsqu'on met un acide AH dans l'eau (solvant e grosse quantité donc) il se produit la réaction totale ou partielle ( selon l'acide ) formant A- et H3O+
Lorsqu'on met une base A- dans l'eau on forme AH et OH-
Le pH est -log (H3O+) avec (H3O+) = concentration de H3O+ en mol/L

[invitebf47fea3]

Merci pour la réponse ! C'est déjà ça de compris.

Si on prend une solution d'un acide fort. L'acide se dissocie entièrement pour réagir avec l'eau libérant ainsi A^- et H⁺. On a une certaine quantité de H⁺ qui fait l'acidité de la solution. Lorsqu'on rajoute petit à petit une base forte, qui a également totalement réagit avec l'eau et donc avec une certaine quantité de OH^-, les OH^- et les H⁺ réagissent pour former de l'eau diminuant l'acidité de la solution.

Lorsqu'on arrive à l'équivalence, c'est que tous les H⁺ qui étaient présents ont réagi. Ensuite on a une accumulation d'OH^- : le pH dépasse 7 et continue d'augmenter. J'ai du mal à comprendre comment on peut exprimer l'acidité de la solution (qui diminue) dans ce cas là, sachant que la concentration de H⁺ n'évolue plus ?

Enfin est-ce que vous pourriez m'expliquer le principal du pkA dans un couple acide-base ? J'essaie d'imaginer comment cet équilibre entre les couple acide-base se fait mais j'ai un peu de mal à imaginer les choses. Est-ce qu'on peut par exemple pour un acide faible, imaginer les choses de cette façon : il réagit totalement comme le ferait un acide fort en A^- et H⁺ puis une partie des A^- réagissent à leur tour avec les H⁺ qui viennent d'être libérés ? Je n'ai pas toutefois l'impression que cette interprétation soit correcte puisqu'on a pas de libération d'OH^-. Ou alors on imagine qu'une partie des A^- réagissent avec l'eau et dans ce cas le pkA du couple s'exprime par le rapport entre la OH^- et H⁺ ?

Dernière question : est-ce que dans les couples acide-base, avec une base forte ou a toujours un acide faible ? Et inversement ?

Merci encore.

[jeanne08]

- à une solution d'acide fort on ajoute progressivement une base forte. Au départ la solution contient des H3O+ et un ion spectateur ( comme Cl-) . On ajoute des ions OH- (et un cation spectateur comme Na+). Les oH- vont réagir quasi totalement avec des H3O+ selon H3O+ +OH- -> 2H2O. A l'équivalence il n'y a quasi plus de H3O+ et les oH- ne se sont pas accumulés : on a pH=7 . Puis les OH- s'accumulent et le milieu devient basique. Il n'y quasi plus de H3O+ mais ils sont calculables car (H3O+)(OH-) = 10^-14
- le principal du pKa ...lorsqu'on met un acide faible dans l'eau on a la l'équilibre: acide +H2O = base +H3O+ et Ka = (base)*(H3O+)/(acide) . le pKa est caractéristique d'un couple acide/base conjugués ... il faut trouver un cours la dessus ...
Bien sûr plus Ka est grand ( pKa petit) meilleur est l'acide donc plus mauvaise est la base conjuguée ( si un acide cède facilement un H+ alors la base conjuguée ne capte pas facilement un H+). Cette phrase répond peut être à ta dernière question ?

Dans les problèmes de réactions acide + base il y a toujours des difficultés : l'eau solvant participe parfois aux réactions, il y a souvent plusieurs réactions acide bases possibles et on manipule aussi des espèces en quantité négligeable ... par exemple dans une solution de soude 0,01 mol/L on a 0,01 mol/L de OH- et de Na+ mais on a un pH de 12 ce qui correspond à 10^-12 mol/L de H3O+ ...

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitebf47fea3]

Ok je comprends mieux.

Toutefois j'ai un peu de mal à comprendre ce qui se passe après l'équivalence. On a une accumulation de OH- mais encore une fois quel est l'impact de ces OH- sur l'acidité ?

Est-ce que je pourrais vous demander de m'expliquer l'impact de la dilution/de la concentration sur un acide et une base ? Notamment sur le taux de dissociation/de réaction ?

Je vous remercie pour votre aide.

[jeanne08]

- on n'oublie pas que toute solution aqueuse contient toujours des H3O+ et des OH- et le produit ionique de l'eau est toujours vérifié. Si on met 0,01 mol/ de OH- dans de l'eau , les OH- restent quasi intacts et il y a alors 10^-12 mol/L de H3O+ ( qui proviennent de l'autoprotolyse de l'eau ).
- quand on met un acide faible AH à la concentration c mol/l il se produit la réaction AH + H2O = A- +H3O+ . Cette réaction marche mal ( Ka este général très petit) et il y'a ça mol/l de A- , autant de H3O+ et il reste c(1-a) soit environ c de AH car le degré de dissociation a est en général petit. Donc Ka = Ca*ca/c = c*a^2 . Tu vois que plus c est grand , plus a est petit ... voilà pour l'influence de la dilution...
- tu remarqueras que j'emploie toujours les mots "en général" , "quasi intact"... cela suppose que l'on fait des approximations à comprendre! bref il faut potasser un cours la dessus.

[invitebf47fea3]

Merci pour votre réponse, je crois que j'ai fini par comprendre.

J'arrive à la fin des questions que je souhaitais poser. Merci pour tout. J'ai 3 dernières questions et je vous laisse tranquille.

Est-ce que lorsqu'on connaît le pKa d'un couple acido-basique et le pH d'une solution, on peut estimer [AH] et [A-] et ce peu importe le pKa en question ? (Avec pH > pkA, pH = pKa et ph < pKa). Je pose la question car je sais que la relation mathématique est tirée du calcul du pH d'un acide faible.

J'ai une petite question, dans mon cours j'ai une expérience de titration d'un acide faible avec une base forte. En l'espère c'est de l'acide acétique (pKa = 4.75) d'une concentration de 10-1 mol/l. Au début de l'expérience, on a une l'acide acétique et pour calculer le pH on utilise la formule pH =1/2(pKa - logC) pour arriver à environ 2.9. Or petite remarque, on me dit qu'avec un pkA entre 3 et 11 il s'agit d'un couple acido-basique avec une base faible et un acide faible. Or la formule pH =1/2(pKa - logC) correspond au calcul du pH pour un acide très faible (11 < pkA < 14). Que faut-il comprendre ?

Merci

[gts2]

Est-ce que lorsqu'on connaît le pKa d'un couple acido-basique et le pH d'une solution, on peut estimer [AH] et [A-] et ce peu importe le pKa en question ? (Avec pH > pkA, pH = pKa et ph < pKa).

Oui (si pas trop près de 7 quand même) : vous avez deux inconnues (A-) et (HA), deux équations (équilibre et conservation de la matière). Donc cela devrait marcher.

(Avec pH > pkA, pH = pKa et ph < pKa). Je pose la question car je sais que la relation mathématique est tirée du calcul du pH d'un acide faible.

Si vous utilisez une relation toute faite, il faut bien sûr vérifier les conditions d'application de la dite formule (voir ci-dessous).

Or la formule pH =1/2(pKa - logC) correspond au calcul du pH pour un acide très faible (11 < pkA < 14).

Cela sort d'où ? La formule précédente suppose un acide peu dissocié : si le pH obtenu est inférieur à pKa-1 c'est correct.

[invitebf47fea3]

Merci pour tout !

Une toute dernière question : Est-ce qu'on peut affirmer que dans le cas général, le pH diminue lorsque la température augmente et que le pH augmente lorsque la température diminue ? Ou faut-il raisonner différemment pour une base et un acide comme dans le cas de la dilution ?

Encore merci.

[gts2]

Il n'y a pas de règle générale concernant pH(T). Dans ce qu'on peut trouver le plus facilement (dépendance en température des tampons), on voit que cela peut aller dans un sens ou dans l'autre.

"Ou faut-il raisonner différemment pour une base et un acide comme dans le cas de la dilution ?"
Disons que pour un acide, ce qui intervient est le comportement du Ka, alors que pour la base de Kb=Ke/Ka, le comportement de Ke va jouer aussi un rôle, donc les comportements peuvent être différents.