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Chimie des solutions

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. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. +. -. -. -. -. -. -. -. -. -. -. -. -. -. -. -.

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Presentation Transcript

  1. Chimie des solutions Éditions Études Vivantes

  2. Les réactions entre acides et bases en solution aqueuse et systèmes tampons Diaporama réalisé par Christian Louis, Ph.D.

  3. + + + + + + + + + + + + + + + + - - - - - - - - - - - - - - - - [OH-(aq) ]o = 5x10-3 mol/L. [H+(aq) ]o = 5x10-3 mol/L. 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 Si on mélange les deux solutions, on peut évaluer les concentrations momentanées des ions [H+(aq)]o et [OH-(aq)]o. Les concentrations d’ions H+(aq)etOH-(aq) ne peuvent être grandes simultanément. Il y aura donc réaction.

  4. + + + + + + + + + + - Q = [H+(aq)]o[OH-(aq)]o = 2,5x10-5 (mol/L)2. - - - - - - - - - [OH-(aq) ]o = 5x10-3 mol/L [H+(aq) ]o = 5x10-3 mol/L 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). 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.

  5. - - 2+ 2+ 2+ 2+ - - - - - - - - - - - - - - + + + + + + + + Un exemple de réaction acide-base Le jus de notre estomac contient l’acide HCl. Le lait de magnésie est un antiacide qui contient la base Mg(OH)2. 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). Quand on avale l’antiacide, les ions H+(aq) et OH-(aq) se neutralisent. On représente parfois la réaction qui se produit par l’équation : H+(aq) + OH-(aq)  H2O(aq) . On représente plus souvent la réaction avec les formules chimiques de l’acide et de la base : 2HCl(aq)+ Mg(OH)2(aq) Mg2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2 H2O(aq).

  6. [H+] mol/L pH Ajout d’acide 100 0 10-2 2 10-4 4 10-6 6 10-8 8 10-10 10 10-12 12 Ajout de base 10-14 14 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.

  7. Variation du pH de 1 litre d’eau pH 14 12 10 8 6 4 2 1,0 0,5 0 0,5 1,0 Nombre de moles ajoutées Variation du pH de l’eau Le pH de l’eau varie rapidement lorsqu’on ajoute un acide ou une base. Ajout de base forte Le pH de l’eau n’est pas stable. Ajout de base faible Ajout d’acide faible Ajout d’acide fort

  8. Variation du pH de 1 litre de solution 1 mol/L pH 14 12 10 8 6 4 2 1,0 0,5 0 0,5 1,0 Nombre de moles ajoutées Variation du pH d’une solution acide concentrée Le pH d’une solution acide varie peu lorsqu’on lui ajoute de l’acide. 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. Acide faible + Base forte Acide faible + Acide fort Acide fort + Base forte Acide fort + Acide fort

  9. Variation du pH de 1 litre de solution 1 mol/L pH 14 12 10 8 6 4 2 1,0 0,5 0 0,5 1,0 Nombre de moles ajoutées Variation du pH d’une solution basique concentrée Le pH d’une solution basique varie peu lorsqu’on lui ajoute une base. Lors de l’ajout d’un acide, le pH varie peu pendant la neutralisation de la base et rapidement par la suite. Base forte + Base forte Base forte + Acide fort Base faible + Base forte Une solution concentrée de base forte a un pH élevé et stable. Base faible + Acide fort Le pH varie plus vite dans le cas d’une base faible que dans le cas d’une base forte.

  10. Variation du pH de 1 litre de solution 0,01 mol/L pH 14 12 10 8 6 4 2 1,0 0,5 0 0,5 1,0 Nombre de moles ajoutées 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 celui de l’eau. Base + Base Une solution diluée d’acide ou de base n’a pas un pH stable. Acide + Base Base + Acide Acide + Acide

  11. pH 0 2 4 6 8 10 12 14 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.

  12. Variation du pH de 1 litre de solution tampon pH 14 12 10 8 6 4 2 1,0 0,5 0 0,5 1,0 Nombre de moles ajoutées Variation du pH d’une solution tampon La plupart des systèmes tampons contiennent un acide faible et sa base conjuguée. Exemple de système tampon : H2CO3 et HCO3- (système tampon du sang). Plus les concentrations utilisées sont basses, moins le tampon est efficace. Tampon 0,5 mol/L + Base forte Tampon 1 mol/L + Base forte Tampon 0,5 mol/L + Acide fort Tampon 1 mol/L + Acide fort

  13. - + + - - - - - - - + + + + + + + - - Fonctionnement d’un système tampon Dans une solution de H2CO3 (acide faible), très peu de molécules d’acide sont dissociées. Si la solution contient aussi NaHCO3, très peu d’ions basiques HCO3- sont dissociés. H2CO3(aq) Na+(aq) + HCO3-(aq) Si des ions H+(aq) sont ajoutés ou formés, ils sont consommés par la base HCO3- : H+(aq) + HCO3-(aq) H2CO3(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) .

  14. + + - - - - - - - + + + + + H2CO3(aq) 0,005 mol/L NaHCO3(aq) 0,05 mol/L Ka = [H+] [HCO3-] [H2CO3] + [H+] = Ka [H2CO3] [HCO3-] pH = pKa - log[H2CO3] [HCO3-] pH = 6,4– log (0,005) (0,05) - 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) Comme H2CO3 et HCO3-sont peu dissociés, on peut supposer que leurs concentrations à l’équilibre sont égales à leurs concentrations initiales. pH = 7,4

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