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Chap 5. Les acides et les bases. Légende! Écoutez, comprenez, votre attention est nécessaire, votre crayon est facultatif Si je vole votre cahier de notes, je devrais voir textuellement ces parties Exercices, questions ou raisonnements Notez-en à votre discrétion. - PowerPoint PPT Presentation
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Chap 5Les acides et les bases
Légende!
Écoutez, comprenez, votre attention est nécessaire, votre crayon est facultatif
Si je vole votre cahier de notes, je devrais voir textuellement ces parties
Exercices, questions ou raisonnementsNotez-en à votre discrétion
Définition d’Arrhénius◦ Acide: donneur de protons (H+)◦ Base: donneur d’hydroxyde (OH-)
Le tout en milieu aqueux seulement.
A) Retour et définitions(pp.223-224)
Pourtant, il existe plusieurs bases ne possédant pas de groupements hydroxydes…
Définition de Bronsted-Lowry (chap. 1!)- Acide: donneur de proton(s) (H+)
HA + H2O H3O+ + A-
A) Retour et définitions (suite)
H A OH H
H O H
HA
B OH H B H O H
– Base: accepteur de proton(s) (H+)B + H2O BH+ + OH-
• Halogénés (H-X): HCl, HI, HBr• Oxacides (Z-O-H): HNO2, H3PO4, H2CO3
Qu’est-ce qu’un oxanion?
Types d’acides
N O HO SO O
O
O
HHPO O
O
O
H H
H
Acide NitreuxHNO2
Acide SulfuriqueH2SO4
Aide PhosphoriqueH3PO4
N OO SO O
O
O
PO O
O
O
Z-O-
Carboxyliques (Z-COOH):
C O H
O C CH3
O
O
C
O
O H
Acide acétylsalicylique (aspirine)C9H8O4
Acide BenzoïqueC6H5COOH
C C
H
H
H
O H
O
Acide AcétiqueCH3COOH
C C
H
H
H
H
H
O H
ÉthanolCH3CH2OH
O2
Organiques (Z-N-Hn)
Amines: - ine
Types de basesH N C N H
HH
O
UréeH2NCONH2
N
CN
C
CC
N
NH3C
CH3
H
CH3
O
O
CafféineC8H10H4O2
O
HO
H
N CH3
HO
MorphineC17H19NO3
•Inorganiques
1- Moléculaires 2- Ioniques(M-OH)
NaOH
KOHCa(OH)2Mg(OH)2CsOH
Soude caustique en pastilles
H N H
H
AmmoniacNH3
Reprenant la définition de Bronstead-Lowry, dans l’équation générale d’un acide
HA + H2O H3O+ + A-
A- serait un accepteur de proton (une base)H3O+ serait un donneur de protons (un acide)
Concept de conjugué
D’où A- est la base conjuguée de l’acide HA.H3O+ est l’acide conjugué de la « base » H2O.
H3O+ + A- HA + H2O
Base conjuguée: ce qui reste d’un acide qui a cédé un proton
Acide conjugué: ce qui reste d’une base qui a accepté un proton
Conjugués
C
H
H
CH
O
O HH O
H
C
H
H
CH
O
OH O
H
H
CH3COOH(aq) H2O(l) CH3COO-(aq) H3O+
(aq)
NH H
H
H O
H
NH H
H
H
H O
NH3(aq) H2O(l) NH4+
(aq) OH-(aq)
Quels sont les couples acide-base conjugués dans les réactions suivantes?
1-
2-
Exemples
O S O
O
O
H
H
NH H
H
NH3(aq)
O S O
O
O
H NH H
H
H
NH4+
(aq)H2SO4(aq) HSO4-(aq)
H C NH O
H
H2O(l)
C NH O
H
H
H3O+(aq)HCN(aq) CN-
(aq)
Amphotère: Substance pouvant se comporter à la fois comme un acide et une base
H S
O
O
OH O
H
H2O(l)
H S
O
O
O H H O
OH-(aq)
S
O
O
OH O
H
H
H3O+(aq)
H2SO3(aq)
SO32-
(aq)
HSO3-(aq)
3-
1- CH3COO- est la base conjuguéeH3O+ est l’acide conjugué
2- NH4+ est l’acide conjugué
OH- est la base conjuguée
3- HSO3- étant amphotère,
H2SO3 et H3O+ = acides conjuguésOH- et SO3
2- = bases conjuguées
Réponses
Question: l’eau est-elle acide? Basique?
B) Acido-basicité de l’eau(pp. 224-226)
Réponse: les deux! L’eau est aussi amphotère
H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq)
+ OH-(aq)
Quelle serait l’équation de la constante d’équilibre de cette réaction?
Kc = [Produits][Réactifs]
OH H
OH H
H O H
HO H
Constante d’équilibre de l’auto-ionisation de l’eau:
Keau = [H3O+][OH-]
Dans l’eau pure à 25 °C, [H3O+]= [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
D’oùKeau = (1,0 x 10-7)(1,0 x 10-7)
Keau = 1,0 x 10 -14
Keau
Dans un milieu aqueux, les concentrations d’ions H3O+ et OH- sont habituellement très faibles, avec des exposants négatifs de 10.
Pour faire plus pratique, Søren Sørensen inventa l’échelle de pH
pH = - log [H3O+]
Avec laquelle on travaille avec des nombres oscillant généralement entre 1 et 14.
C) pH: le degré d’acidité(pp. 227-231)
Solutions acides: [H3O+] >1,0x10-7 mol/L, pH < 7 Solutions neutres: [H3O+] =1,0x10-7 mol/L, pH = 7 Solutions basiques: [H3O+]<1,0x10-7 mol/L, pH > 7
On peut aussi en faire l’équation inverse:
[H3O+] = 10-pH
Si on recherche une mesure du degré de basicité:
pOH = - log [OH-]
La même équation inverse est possible:[OH-] = 10-pOH
Même chose pour OH-
En généralisant:p de quelque chose = -log (quelque chose)
La règle pour les chiffres significatifs des calculs des pH est simple:
On utilise autant de décimales que de chiffres significatifs dans le nombre
principal.
Calculs de pH simples
2 ch. s
2 déc.
3 ch. s
3 déc.
1. [H3O+] = 1,0 x 10-6 mol/L
pH = -log (1,0 x 10-6)
pH = 6,00
2. [H3O+] = 4,54 x 10-3 mol/L
pH = -log (4,54 x 10-3)
pH = 2,343
Rappelons-nous de l’équation de la constante d’équilibre de l’auto-ionisation de l’eau
Keau = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14
Si on prend le log naturel négatif de chaque côté,
- log [H3O+] - log [OH-] = - log (1,0 x 10-14)ou
La magie commence…
pH + pOH = 14,00