Le Ph Et Sa Mesure Bis

Une transformation chimique est-elle toujours totale ?

Chapitre 1 : L’équilibre chimique. s. roques

Rappels: Réactions acido-basiques  Mise en jeu d’un acide et d’une base.  Dans certains cas, quelles précautions prendre lors de leur utilisation ?

  Qu’est-ce qu’un acide ?   Qu’est-ce qu’une base ?

Réactions acido-basiques Acide ou Base ?? : Selon Brønsted (1923), •  un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton H+. •  une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton H+. BRÖNSTED Danois (1879-1947)

Réactions acido-basiques Couples acido-basiques : • L’acide AH et la base A- (ou l’acide BH+ et la base B) forment un couple acide/base noté AH/A- ( BH+/B) . • AH et A- (ou BH+/B) sont conjugués. • On associe au couple acido-basique une demi-équation acido-basique :

Acide = base + H+

BRÖNSTED Danois (1879-1947)

Réactions acido-basiques Couples (acido-basiques) célèbres : Écrire les demi-équations des couples Suivants :

CH3COOH(aq) / CH3COO(−aq) − + CH3COOH(aq) = CH3COO(aq) + H + H3O(aq) / H2O(l )

+ + H3O(aq) = H + H2O(l )

Réactions acido-basiques MAIS ENCORE :

+ NH4(aq) / NH3(aq)

+ + NH4 = NH3 + H − H2O(l ) / HO(aq)

−

H2O = HO + H

+

Réactions acido-basiques  Quel est le rôle joué par l’eau dans les couples suivants ?

+ H3O(aq) / H2O(l )

L’eau est un c’est une

− H2O(l ) / HO(aq)

ampholyte :

espèce amphotère.

Réactions acido-basiques La réaction acido-basique et son équation :

• Elle fait intervenir l’acide d’un couple (acide1/base1) et la base d’un autre couple (acide2/base2) . • Elle est caractérisée par un transfert de proton(s) : Acide1+Base2 = Base1 + Acide2

Réactions acido-basiques La réaction acido-basique et son équation :  Quelles sont les équations des réactions acido-basiques suivantes ? Action de l’acide éthanoïque sur l’eau

CH3COOH(aq) + H2O(l )  → CH3COO(−aq) + H3O(+aq) Action de l’ammoniac sur l’eau

+ − NH3(aq) + H2O(l )  → NH4( + HO (aq) aq)

Réactions acido-basiques Remarque importante : Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H3O+.

 Par quelle grandeur mesurable peuton caractériser les propriétés acidobasiques d’une ESPÈCE chimique EN SOLUTION ?

pH

1.Le pH et sa mesure pH ? C’est quoi ? Ça sert à quoi ?

potentiel

pH

Ion oxonium H3O+ Hydrogène

Le pH permet de comparer les valeurs des concentrations des ions oxonium H3O+ dans diverses solutions.

1.Le pH et sa mesure Définition : Pour les solutions diluées, [H3O+] ≤ 0,10 mol.L-1, on a :

pH = - log10 [H3O+]

1.Le pH et sa mesure Définition : On a pH = - log[H3O+] soit log[H3O+] = - pH Donc, on a également la relation suivante : [H3O+] = 10-pH

Voir Fiche outils

1.Le pH et sa mesure Définition : Applications numériques : 3,0 [H3O+] = 1,0.10-3 mol.L-1 donc pH = __________ 2,8 [H3O+] = 1,5.10-3 mol.L-1 donc pH = __________ 4,0.10-4 mol.L-1 pH = 3,4 donc [H3O+] = _______________

1.Le pH et sa mesure Mesure du pH :

Solution d’acide éthanoïque

pH<7 : acide

Papier pH

Solution d’ammoniac

pH>7 : basique

1.Le pH et sa mesure Mesure du pH :

Indicateur coloré

1.Le pH et sa mesure Mesure du pH :

Indicateur coloré

1.Le pH et sa mesure Mesure du pH :

pH-mètre

1.Le pH et sa mesure Mesure du pH :

pH-mètre

 Précision des mesures de pH :

Doc. Sup.

En manipulant avec beaucoup de soin, il est possible de mesurer le pH d’une solution avec une incertitude de 0,05 unité. On considère une solution aqueuse, pour laquelle le pH-mètre indique : 5,30. Le pH étant connu à 0,05 unité près, on a : 5,25 ≤pH≤5,35

1.Le pH et sa mesure Mesure du pH :

pH-mètre

 Précision des mesures de pH : Une incertitude de 0,05 unité de pH sur la mesure du pH entraîne une incertitude relative de l’ordre de 10%.  Toute concentration déduite d’une mesure de pH comportera dans la pratique deux chiffres significatifs.

2.État d’équilibre d’un système chimique. Avancement final et maximal : V = 20,0 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration molaire c = 1,0.10-1 mol.L-1

 Rappeler l’équation de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau

 A l’aide d’un tableau l’avancement maximal xmax.

d’avancement,

déterminer

2.État d’équilibre d’un système chimique Avancement final et maximal : V = 20,0 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration molaire c = 1,0.10-1 mol.L-1

 MESURE DU pH de la solution  En déduire la concentration molaire des ions oxonium [H3O+]expé.  Quelle est la valeur de l’avancement final xf ? La comparer à xmax.  La transformation chimique est-elle totale ?

2.État d’équilibre d’un système chimique Avancement final et maximal : Question : Est-ce que les transformations sont toujours totales ? Il existe des transformations non totales. Dans un tel cas, le réactif limitant n’a pas totalement disparu : on parle de transformation limitée : xf < xmax.

2.État d’équilibre d’un système chimique Etat d’équilibre :

Lorsque les concentrations molaires des réactifs et des produits n’évoluent plus, à T et p données, on dit que le système chimique est à l’équilibre : cet état correspond à l’état final de la transformation.

Etat d’équilibre système chimique

d’un

Etat d’équilibre : xf peut être égal à : • xmax avancement maximal obtenu quand la transformation est totale (ce qui correspond à la disparition du réactif limitant). Ou à : • xeq avancement correspondant à l’état d’équilibre obtenu Si xf = xmax : transformation totale. Si xf < xmax : transformation limitée : le réactif limitant est donc encore présent alors que le système chimique n’évolue plus.

2.État d’équilibre d’un système chimique Taux d’avancement final ou d’équilibre :

τ=

xf

xmax

τ sans unité (souvent exprimé en %) Si τ < 1 : transformation limitée. Si τ =1 : transformation totale.

⊗ τ indique quelle fraction du réactif limitant a effectivement réagi

2.État d’équilibre d’un système chimique Taux d’avancement final ou d’équilibre : Application : Calculez le taux d’avancement final dans le cas de la transformation étudiée lors de l’expérience étudiée (acide éthanoïque dans l’eau)

Transformation limitée = transformation réversible ⊗ Mise en évidence expérimentale Solution d’acide éthanoïque c = 1,0.10-2 mol.L-1

pH-mètre

3,40

Prédire le sens de la variation du pH Ajout d’acide éthanoïque  pH 

Ajout d’éthanoate de sodium CH3COONa(s)  pH 

Transformation limitée = transformation réversible ⊗ Mise en évidence expérimentale Solution d’acide éthanoïque c = 1,0.10-2 mol.L-1 Ajout d’éthanoate de sodium  pH  Donc [H3O+] 

Ajout d’acide éthanoïque  pH  Donc [H3O+]  Evolution dans le sens 

Evolution dans le sens  

CH3COOH(aq) + H2O(l ) = CH3COO(−aq) + H3O(+aq) 

Transformation limitée = transformation réversible

Lorsqu’une transformation chimique n’est pas totale, la réaction associée peut avoir lieu dans les deux sens. 

CH3COOH(aq) + H2O(l ) = CH3COO(−aq) + H3O(+aq) 

Interprétation d’un équilibre chimique Est-ce que tout est figé à l’équilibre ?

NON

  L’équilibre chimique est un concept « dynamique ».   Il résulte de deux réactions inverses se produisant simultanément et à la même vitesse. L’équilibre chimique ne traduit pas l’absence de réactions chimiques !!