Chimie des solutions

Éditions Études Vivantes

Les réactions entre acides et bases en solution aqueuse et

systèmes tampons

Diaporama réalisé par Christian Louis, Ph.D.

Mélange de solutions acides et basiques

Une solution aqueuse acide contient beaucoup d’ions H+

(aq)

et peu d’ions OH-(aq).

Une solution aqueuse basique contient beaucoup d’ions OH-

(aq) et peu d’ions H+

(aq).

[H+(aq) ] = 10-2 mol/L

[OH-(aq) ] = 10-12

mol/L

[OH-(aq) ] = 10-2

mol/L[H+

(aq) ] = 10-12 mol/L

Les concentrations d’ions H+(aq) et OH-

(aq) ne peuvent être grandes simultanément. Il y aura donc réaction.

[H+(aq) ]o = 5x10-3

mol/L.[OH-

(aq) ]o = 5x10-3 mol/L.

Si on mélange les deux solutions, on peut évaluer les concentrations momentanées des ions [H+

(aq)]o et [OH-(aq)]o.

+

+ +

+

+

++

- --

--

-

-

-+

+

+ +

+

+

++

- --

--

-

-

-+

Comment réagissent acides et bases

Les concentrations de H+(aq) et de OH-

(aq) en solution aqueuse doivent toujours respecter la relation : [H+

(aq)] [OH-

(aq)] = 10-14 (mol/L)2.Quand on mélange une solution fortement acide et une solution fortement basique, le quotient réactionnel initial, [H+

(aq)]o[OH-(aq)]o , est plus grand que 10-14 (mol/L)2.

Il doit se produire la réaction : H+(aq) + OH-

(aq) H2O(aq).

[H+(aq) ]o = 5x10-3

mol/L[OH-

(aq) ]o = 5x10-3 mol/L

+

+ +

+

+

++

- --

--

-

-

-+

Q = [H+(aq)]o[OH-

(aq)]o = 2,5x10-5 (mol/L)2.

Les concentrations de H+(aq) et de OH-

(aq) vont diminuer suffisamment pour qu’à l’équilibre : [H+

(aq)] [OH-(aq)] = 10-14

(mol/L)2.

-

+

+

-

Un exemple de réaction acide-baseLe jus de notre estomac contient l’acide HCl.

Le lait de magnésie est un antiacide qui contient la base Mg(OH)2.

On représente plus souvent la réaction avec les formules chimiques de l’acide et de la base :

On représente parfois la réaction qui se produit par l’équation :H+

(aq) + OH-(aq) H2O(aq) .

Quand on avale l’antiacide, les ions H+(aq) et OH-

(aq) se neutralisent.

Cet acide libère des ions H+(aq)

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq).

Cette base libère des ions OH-

(aq)

Mg(OH)2(aq) 2OH-(aq) + Mg2+

(aq).

2HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) Mg2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2 H2O(aq).

+ +

+

+

++

-

-

- --

- -

--

-2+

2+++

---

-

-

-

2+

2+

Variations de pH

Au cours d’une réaction acide-base, la concentration des ions H+

(aq) varie.Le pH (pH = -log[H+

(aq)]) varie donc aussi.

Comme le pH est mesurable expérimentalement, il permet de suivre le cheminement d’une réaction acide-base.

[H+] mol/L

100

10-2

10-4

10-6

10-8

10-10

10-12

10-14

pH

0

2

4

6

8

10

12

14

Ajo

ut d

’aci

deA

jout

de

base

Variation du pH de l’eau Le pH de l’eau varie rapidement lorsqu’on ajoute un acide ou une base.

Ajout d’acide fort

Ajout de base forte

Variation du pH de 1 litre d’eaupH

2

4

6

8

10

12

14

Nombre de moles ajoutées

1,01,0 0,5 0,50

Ajout d’acide faible

Ajout de base faible

Le pH de l’eau n’est pas stable.

Variation du pH d’une solution acide concentrée

Le pH d’une solution acide varie peu lorsqu’on lui ajoute de l’acide.

Acide fort + Acide fort

Acide fort + Base forte

Variation du pH de 1 litre de solution 1 mol/L pH

2

4

6

8

10

12

14

Nombre de moles ajoutées

1,01,0 0,5 0,50

Acide faible + Acide fort

Acide faible + Base forte

Lors de l’ajout d’une base, le pH varie peu pendant la neutralisation de l’acide et rapidement par la suite.

Une solution concentrée d’acide fort a un pH bas et stable.Le pH varie plus vite dans le cas d’un acide faible que dans le cas d’un acide fort.

Variation du pH d’une solution basique concentrée

Le pH d’une solution basique varie peu lorsqu’on lui ajoute une base.

Base forte + Base forte

Base forte + Acide fort

Variation du pH de 1 litre de solution 1 mol/L pH

2

4

6

8

10

12

14

Nombre de moles ajoutées

1,01,0 0,5 0,50

Base faible + Base forte

Base faible + Acide fort

Lors de l’ajout d’un acide, le pH varie peu pendant la neutralisation de la base et rapidement par la suite.

Une solution concentrée de base forte a un pH élevé et stable.Le pH varie plus vite dans le cas d’une base faible que dans le cas d’une base forte.

Variation du pH d’une solution diluée d’acide ou de base

Le pH d’une solution diluée varie rapidement lorsqu’on lui ajoute de l’acide ou de la base. Le comportement observé se rapproche de celuide l’eau.

Acide + Acide

Acide + Base

Base + Acide

Base + Base

Variation du pH de 1 litre de solution 0,01 mol/L pH

2

4

6

8

10

12

14

Nombre de moles ajoutées

1,01,0 0,5 0,50

Une solution diluée d’acide ou de base n’a pas un pH stable.

Importance des solutions tampon Plusieurs réactions chimiques requièrent un pH constant.

L’hydrolyse des protéines dans l’estomac requiert un pH de 1,5 à 2,5.

Le pH du sang d’un individu en bonne santé doit être de 7,3 à 7,5.

Un shampooing sera peu irritant pour les yeux si son pH est maintenu autour de 7.

Si le pH requis est très bas (<3) ou très élevé (>11), la présence d’une grande concentration d’acide fort ou de base forte est efficace.Le pH de l’estomac est maintenu par une grande concentration de l’acide fort HCl.

Si le pH requis se situe entre 3 et 11, on utilise un mélange d’un acide faible et d’une base faible :c’est un système tampon.

pH

0

2

4

6

8

10

12

14

Variation du pH d’une solution tampon La plupart des systèmes tampons contiennent un acide faible et sa base conjuguée.

Tampon 1 mol/L + Acide fort

Tampon 1 mol/L + Base forte

Variation du pH de 1 litre de solution tampon pH

2

4

6

8

10

12

14

Nombre de moles ajoutées

1,01,0 0,5 0,50

Tampon 0,5 mol/L + Acide fort

Tampon 0,5 mol/L + Base forte

Exemple de système tampon : H2CO3 et HCO3- (système

tampon du sang).

Plus les concentrations utilisées sont basses, moins le tampon est efficace.

Fonctionnement d’un système tampon Dans une solution de H2CO3 (acide faible), très peu de molécules d’acide sont dissociées.

Si des ions H+(aq) sont ajoutés ou formés, ils sont

consommés par la base HCO3- : H+

(aq) + HCO3-(aq)

H2CO3(aq) .

H2CO3(aq)

Si la solution contient aussi NaHCO3, très peu d’ions basiques HCO3

- sont dissociés.

Na+(aq) + HCO3

-

(aq)

+

-+

+ + +

++

+

-

-

-

-

-- -

Si des ions OH-(aq) sont ajoutés ou formés, ils sont

consommés par l’acide H2CO3 : H2CO3(aq) + OH-(aq) HCO3

-

(aq) + H2O(aq) .

+ --

Calcul du pH d’un système tampon Si une solution contient un acide faible et sa base conjuguée, on peut évaluer son pH à partir de la constante de dissociation de l’acide.

H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3

-

(aq)

H2CO3(aq) 0,005 mol/L

NaHCO3(aq) 0,05 mol/L

+

-+

+ + +

++

+

-

-

-

-

-- -

Comme H2CO3 et HCO3- sont peu dissociés, on peut

supposer que leurs concentrations à l’équilibre sont égales à leurs concentrations initiales.

Ka = [H+] [HCO3-]

[H2CO3]

[H+] = Ka [H2CO3] [HCO3

-] pH = pKa - log[H2CO3] [HCO3

-]

pH = 6,4 – log (0,005) (0,05)

pH = 7,4