Couples acide-base

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
Chapitre n° 1 : COUPLES ACIDE-BASE
I) Rappels des définitions vues dans les classes précédentes :
1) Acides et bases :
Jusqu'en 5ème année nous avons donné une définition des acides et des bases à partir de la
théorie d'Arrhenius (1859-1927).
- un acide est une espèce chimique (substance) qui libère des ions hydrogène H+ lorsqu'on
la met en solution dans l'eau :
AH → A− + H+
Exemple : Le gaz chlorhydrique est un acide : HCl → H+ + Cl− .
L'acide sulfurique est un acide : H2SO4 → H+ + HSO4− .
- une base est une espèce chimique (substance) qui libère des ions hydroxyde OH−
+
lorsqu'on la met en solution dans l'eau : BOH → B + OH−
Exemple : La soude (hydroxyde de sodium) est une base : NaOH → Na+ + OH− .
La chaux (hydroxyde de calcium) est une base : Ca(OH)2 → Ca+ + 2 OH− .
2) Solution aqueuse acide ou basique :
a) Solution neutre (du point de vue acide-base) :
L'électrolyse de l'eau pure montre qu'elle conduit très faiblement le courant électrique.
L'eau pure et un milieu électriquement neutre qui contient néanmoins des ions hydrogène
+
H et des ions hydroxyde OH−.
Mais l'eau pure constitue un milieu électriquement neutre et le nombre d'ions hydrogène
portant une charge + doit être égale au nombre d'ions hydroxyde portant une charge --.
Nous disions que les concentrations en ces deux ions sont égales : [H+] = [OH−]
Nous avons admis que dans toute solution aqueuse, il y a des ions H+ et des ions OH− en
plus ou moins grande quantité.
Une solution aqueuse neutre, comme l'eau pure, contient en égales quantités des ions H+
et des ions OH−. Nous dirons que dans une solution neutre : [H+] = [OH−].
b) Solution acide :
Le gaz chlorure d'hydrogène (HCl) est très soluble dans l'eau. On obtient une solution
aqueuse d'acide chlorhydrique.
La solution contient beaucoup d'ions; elle donne, par électrolyse, une meilleure
conduction que l'eau pure. La solution d'acide chlorhydrique contient une très grande
+
majorité d'ions H et d'ions Cl− mais elle contient aussi en faible quantité des ions OH−.
Une solution aqueuse acide contient un grand excès d'ions H+ par rapport aux ions OH−.
Nous disions que dans une solution aqueuse acide : [H+] >> [OH−].
c) Solution basique :
La dissolution de pastilles de soude donne un milieu très basique d'après la coloration en
violet de la phénolphtaléïne.
La solution contient beaucoup d'ions; elle donne, par électrolyse, une meilleure
conduction que l'eau pure.
La solution de soude contient une très grande majorité d'ions OH− et d'ions Na+ mais elle
contient aussi en faible quantité des ions H+.
Une solution aqueuse basique contient un grand excès d'ions OH− par rapport aux ions
H+. Nous disions que dans une solution aqueuse basique : [H+] << [OH−].
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3) pH d'une solution aqueuse (potentiel Hydrogène) :
La concentration en ions H+ peut varier dans des proportions énormes :
- pour une solution très concentrée d'acide chlorhydrique on peut avoir [H+] ≈ 10−1 mol.L−1.
+
- pour une solution très concentrée de soude on peut avoir [H ] ≈ 10−13 mol.L−1.
On associe à la concentration en H+ ([H+]) une échelle de pH qui peut varier de 0 à 14.
On monte alors que :
Une solution est acide si son pH < 7, une solution est basique si son pH > 7 et une solution
est neutre si son pH = 7.
0
7
14
+++→ pH
←  solution acide     solution basique  →
←  [H+] >> [OH−]      [H+] << [OH−]  →
↑
solution neutre [H+] ≈ [OH−]
II) Définition d'un acide et d'une base selon la théorie de Brönsted :
1) Ion hydronium ou oxonium :
Un ion hydrogène H+ est un atome d'hydrogène qui a perdu son seul électron : c'est donc un
proton ! Les dimensions de cet ion sont très inférieures à celle des atomes ou des autres
ions. L'expérience montre qu'une telle espèce n'existe pas en solution dans l'eau et nous
admettrons que :
Dès qu'un ion hydrogène (proton) H+ est libéré dans l'eau, il s'associe à une molécule d'eau
pour donner un ion hydronium ou oxonium : H2O + H+ → H3O+.
Remarque : De la même façon, en étudiant l'oxydoréduction, nous avons vu que lors des
réactions entre oxydants et réducteurs en solution, il y avait échange
d'électrons, mais ces électrons ne sont pas libres dans l'eau.
D'une façon générale, nous admettrons que :
Une solution aqueuse contient des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH−.
Par analogie avec ce que nous savons des réactions d'oxydoréduction, nous allons voir qu'il
est possible d'interpréter une réaction chimique acido-basique en la décomposant en deux
demi-équations fictives. Nous allons définir des couples acide/base.
Nous devrons modifier les affirmations déduites des définitions d'Arrhenius. L'intérêt de la
théorie de Brönsted est qu'elle est très générale, et peut être étendue à d'autres solvants.
2) Définition d'un acide selon Brönsted :
Nous définirons un acide à partir d'une demi-équation comme nous l'avons fait pour définir
un oxydant ou un réducteur.
Lors de la décomposition de l'équation bilan d'une réaction acido-basique en demi-équation :
Un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton H+.
Symboliquement :
AH → A− + H+
Remarque : C'est une écriture générale dans laquelle l'acide n'est pas forcément une
molécule et l'espèce obtenue n'est pas forcément un anion.
3) Définition d'une base selon Brönsted :
Lors de la décomposition de l'équation bilan d'une réaction acido-basique en demi-équation :
Une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton H+.
Symboliquement :
B + H+ → BH+
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III) Les couples acide-base de l’eau :
1) Le couple H3O+/H2O :
a) L’eau H2O est une base :
Lors de la dissolution du gaz chlorhydrique dans l'eau (expérience du jet d'eau) nous
pouvons écrire l'équation bilan sous la forme :
HCl (g) + H2O (l) → H3O+(aq) + Cl−(aq)
Des molécules d'eau ont fixé un proton H+ pour se transformer en ions hydronium H3O+.
On peut en effet écrire :
H2O + H+ → H3O+
L'eau H2O est une base au sens de Brönsted.
b) L’ion hydronium H3O+ est un acide :
Ajoutons lentement une solution aqueuse d'ammoniac NH3 à une solution
d'acide chlorhydrique HCl. A l'aide d'un pH-mètre (voir figure), on constate que
le pH augmente progressivement.
La solution d'acide chlorhydrique contient, en grand
nombre, des ions hydronium H3O+ et la solution
d'ammoniac contient des molécules NH3 dissoutes.
L'expérience montre donc que
les ions hydronium disparaissent
peu à peu par interaction avec
les molécules d'ammoniac, on
peut écrire l'équation bilan de la
réaction :
H3O+(aq) + NH3 (aq) → H2O (l) + NH4+(aq)
Des ions hydronium H3O+ ont libéré un proton H+ pour se transformer en molécule d'eau
H2O. On a en effet :
H3O+ → H2O + H+
+
L'ion hydronium H3O est un acide au sens de Brönsted.
c) Couple H3O+/H2O :
Nous avons vu deux réactions de transfert de proton :
H2O + H+ → H3O+ et H3O+ → H2O + H+
Suivant la situation, le transfert de proton peut avoir lieu dans un sens ou dans un autre,
+
on peut écrire symboliquement : H3O+ 
←
→
 H2O + H
On dit que l'ion hydronium H3O+ et l'eau H2O constituent les deux partenaires d'un couple
+
acide-base :
H3O /H2O.
Remarque : Attention, le symbole 
←
→
 ne représente pas un équilibre chimique.
Comme dans l'étude de l'oxydoréduction, il s'agit d'une demi-équation fictive
qui met en évidence le comportement acide ou basique d'une espèce
chimique et qui peut avoir lieu dans un sens ou dans l'autre suivant les
circonstances.
2) Le couple H2O/OH− :
a) L’eau H2O est un acide :
Nous préparons une solution d'ions éthanolate C2H5O−. Pour
cela, nous introduisons du sodium métallique dans de l'alcool
éthylique pur (voir figure).
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La réaction est exothermique et s'accompagne d'un dégagement gazeux de dihydrogène :
2 C2H5OH (l) + 2 Na (s) → 2 C2H5O−(ion) + 2 Na+(ion) + H2 (g) ↑
On obtient une solution d'éthanolate de sodium dans l'éthanol (solution alcoolique).
On ajoute alors de l'eau à cette solution pour obtenir une
solution aqueuse d'éthanolate de sodium (voir figure).
Cette solution est basique comme l'indique la coloration
en rose de la phénolphtaléine.
Il y a donc eu formation d'ions hydroxyde lors de la
préparation. L'interaction des ions éthanolate avec l'eau
s'écrit : C2H5O− (ion) + H2O (l) → C2H5OH (aq) + OH−(aq)
Des molécules d'eau ont cédé un proton H+
pour se transformer en ions hydroxyde OH−.
On peut en effet écrire :
H2O → OH− + H+
L'eau H2O est un acide au sens de Brönsted.
b) L’ion hydroxyde OH− est une base :
Lorsqu'on ajoute une solution aqueuse d'acide éthanoïque CH3COOH à une
solution de soude NaOH (voir figure), on constate, à l'aide d'un pH-mètre, que
le pH diminue progressivement.
La solution de soude contient en grand
nombre d'ions hydroxyde OH− et la
solution d'acide éthanoïque contient des
molécules CH3COOH dissoutes.
L'expérience montre que les
ions hydroxyde disparaissent
par
interaction
avec
les
molécules éthanoïque.
On peut écrire : CH3COOH (aq) + OH−(aq) → CH3COO−(aq) + H2O (l)
Des ions hydroxyde OH− ont capté un proton H+ pour se transformer en molécule d'eau
H2O. On a en effet :
OH− + H+ → H2O
L'ion hydroxyde OH− est une base au sens de Brönsted.
c) Couple H2O/OH− :
Nous avons vu deux réactions de transfert de proton :
H2O → OH− + H+ et OH− + H+ → H2O
Suivant la situation le transfert de proton peut avoir lieu dans un sens ou dans un autre,
+
−
on peut écrire symboliquement : H2O 
←
→
 OH + H
L'eau et l'ion hydroxyde constituent les deux partenaires d'un couple acide-base H2O/OH−.
3) Généralisation :
Nous pouvons généraliser la notion de couple acide-base.
Un couple acide-base A/B est l'ensemble de deux espèces chimiques (ions ou molécules),
l'acide A et la base B sont dit conjugués. On schématise la possibilité d'échange de proton
+
par la demi-équation :
A 
←
→
 B+H
Remarque : Suivant les cas, on pourra avoir :
- A ≡ molécule et B ≡ anion, on écrira : AH/A− (CH3COOH/CH3COO− …),
- A ≡ cation et B ≡ molécule, on écrira : BH+/B (NH4+/NH3 …),
- on pourra également trouver d'autres cas plus particulier.
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IV) Relation entre pH et [H3O+] et ses conséquences :
1) Définition et mesure du pH :
a) Définition :
+
14
La concentration en ions H3O peut varier d'un facteur de l'ordre de 10 . Une telle échelle
est peu commode aussi a-t-on introduit une échelle de pH :
Le pH d'une solution est d'après la thermodynamique en relation avec l'activité aH3O+ des
ions oxonium (ou hydronium), où l'activité est une grandeur thermodynamique dont l'étude
est hors du programme de 7ème année.
On montre, en thermodynamique, que pour : 10−13 mol.L−1 < [H3O+] < 10−1 mol.L−1, on a
aH3O+ ≈ [H3O+]. Nous dirons, par définition :
Pour une solution dans laquelle 10−13 mol.L−1 < [H3O+] < 10−1 mol.L−1 on a :
pH = -- log[H3O+]
La relation réciproque s'écrit :
[H3O+] = 10−pH
b) Mesure du pH :
La mesure directe du pH d'une solution aqueuse est plus facile que la mesure de la
concentration en ions hydronium.
- Le papier pH est obtenu en imprégnant un papier d'une solution contenant un mélange
d'indicateurs colorés, puis en le séchant. On compare la couleur du papier imbibé d'une
goutte de solution à tester à une échelle de couleurs.
- Un pH-mètre est un millivoltmètre de très grande résistance intérieure, mesurant la
f.é.m. de la pile constituée en associant deux demi-piles d'oxydoréduction.
Exemple : Supposons qu’on connaisse le pH d’une solution à 5 % près : par exemple
pH = 2,0 ± 0,1, on peut dire que 1,9 < pH < 2,1. On en déduit que la
concentration 7,943.10−3 mol.L−1 < [H3O+] < 12,589.10−3 mol.L−1 : soit un
résultat de : [H3O+] = 10,266.10−3 ± 2,323.10−3 mol.L−1 donné à 22 % près !!!
Nous voyons, sur cet exemple, que la détermination directe de la concentration [H3O+]
(par dosage pH-métrique, colorimétrique ou conductimétrique, par exemple) est beaucoup
plus précise que sa détermination à partir de la mesure du pH.
2) Cas de l'eau pure :
Il est très difficile d'obtenir une eau très pure (en particulier le CO2 de l'air peut se dissoudre
et donner des ions hydrogénocarbonate).
On réalise l'électrolyse de l'eau pure à l'aide du montage
électrique ci-contre. L'expérience montre que l'eau conduit
très faiblement le courant électrique.
L'eau pure et un milieu électriquement neutre qui contient
néanmoins une faible quantité d'ions H3O+ et OH−.
Ces ions ne peuvent provenir que de la dissociation de
molécules d'eau :
H2O + H2O → H3O+ + OH−
L'eau pure est électriquement neutre et ne contient que
des ions H3O+ et OH− en quantités égales :
[H3O+] = [OH−].
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Lorsqu'on rajoute quelques gouttes de bleu de bromothymol
dans l'eau pure (voir figure), la solution se colore en vert
(milieu neutre).
Du point de vue acide-base, l'eau pure est neutre.
Des mesures très précises faites par Kohlrausch à la fin du
XIXe siècle montrent qu'à 25 ° C, le pH de l'eau pure est :
pH = 7
On en déduit : [H3O+] = 10-7 mol.L-1 d'où
à 25 ° C [H3O+] = [OH−] = 10−7 mol.L−1
3) Equilibre d’autoprotolyse et produit ionique de l’eau :
Pour expliquer l'existence des ions hydroxyde et hydronium dans l'eau pure, nous avons fait
appel à la réaction de dissociation de l'eau :
H2O + H2O → H3O+ + OH−
Il y a un nombre statistiquement constant d'ions H3O+ (et énorme : 10−7.1023 = 1016 ions
+
H3O !!) et d'ions OH−, mais ce ne sont pas toujours les mêmes, ils sont constamment
renouvelés par destruction de molécules d'eau, mais des molécules d'eau se reforment
ailleurs suivant la réaction : H3O+ + OH− → H2O + H2O
Les deux réactions ont lieu conjointement, on a un équilibre statistique :
+
−
2 H2O 
←
→
 H3O + OH
Nous admettrons (et l'expérience confirme) que ce résultat peut se généraliser à une
solution aqueuse quelconque.
Au sein de l'eau pure ou de toute solution aqueuse, il existe un équilibre chimique entre les
+
trois espèces H2O, H3O et OH− qu'on appelle équilibre d'autoprotolyse de l'eau :
+
−
2 H2O 
←
→
 H3O + OH
Les concentrations en ions hydronium H3O+ et en ions hydroxyde OH− sont liées par une
relation qu'on appelle produit ionique de l'eau :
H3O+].[OH−] = Ke
On définit le pKe par la relation :
pKe = -- log(Ke)
Remarque : A 25 °C on a : Ke = [H3O ].[OH−] = 10−14 et pKe = 14
Remarque : Le produit ionique de l'eau Ke n'est rien d'autre que la constante Kr de la
réaction équilibrée d'autoprotolyse.
Dans une solution aqueuse, si la quantité de matière d'ions hydronium H3O+ augmente, alors
la quantité de matière d'ions hydroxyde OH− diminue.
+
4) Conséquences :
a) Solution neutre (du point de vue acide-base) :
Dans l'eau pure ou dans une solution acide-base neutre on a :
[H3O+] = [OH−] =
Ke
On peut aussi écrire : pH = -- log[H3O+] = -- log( K e ) = -- 21 .log(Ke) =
Dans l'eau pure ou dans une solution acide-base neutre on a :
1
2
.pKe.
pH = 21 .pKe
On retrouve que, à 25 °C, dans l'eau pure ou dans une solution acide-base neutre, on a :
[H3O+] = [OH−] = 10−7 mol.L−1 et pH = 7
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b) Solution acide :
Une solution est dite acide si elle contient plus d'ions hydronium que d'ions hydroxyde :
+
Dans une solution acide : [H3O ] > [OH−] soit pH < 21 .pKe
Remarque : A 25 °C, pH < 7 pour une solution acide, et donc : [H3O+] > 10−7 mol.L−1
c) Solution basique :
Une solution est dite basique si elle contient plus d'ions hydroxyde que d'ions hydronium :
Dans une solution basique : [H3O+] < [OH−] soit pH > 21 .pKe
Remarque : A 25 °C, pH > 7 pour une solution basique, et donc : [H3O+] < 10−7 mol.L−1
V) Le couple acide éthanoïque/ion éthanoate :
1) Solution d’acide éthanoïque :
a) Expérience :
L'acide éthanoïque (ou acide acétique) pur est un liquide
moléculaire (CH3COOH).
Lorsqu'on dissout quelques gouttes d'acide
acétique dans l'eau (voir figure), la solution est
nettement plus conductrice que l'eau pure, il
s'est donc formé des ions.
La solution est acide comme l'indique le virage au jaune du
bleu de bromothymol ou au rouge de l'hélianthine (voir figure).
b) CH3COOH est un acide :
Lors de son interaction avec l'eau l'acide éthanoïque a libéré des protons pour donner l'ion
éthanoate (acétate) : CH3COOH + H2O → CH3COO− + H3O+
La molécule acétique CH3COOH cède un proton, c'est un acide, sa base conjuguée est
l'ion acétate CH3COO− : CH3COOH → CH3COO− + H+
c) CH3COOH est un acide faible :
Le pH d'une solution d'acide acétique de concentration C = 1,0.10−1 mol.L−1 est égal à
2,9 !!! Toutes les molécules d'acide éthanoïque introduites n'ont pas réagi avec l'eau :
l'acide acétique est un acide faible. Si on prépare plusieurs solutions on obtient :
CCH3COOH de la solution
pH mesuré
[H3O+] calculé
[OH-] calculé
2,9
10−1 mol.L−1
1,3.10−3 mol.L−1
7.9.10−12 mol.L−1
3,2
10−2 mol.L−1
6,3.10−4 mol.L−1
1,6.10−11 mol.L−1
3,6
10−3 mol.L−1
2,5.10−4 mol.L−1
4,0.10−11 mol.L−1
5,1
10−4 mol.L−1
7,9.10−6 mol.L−1
1,3.10−9 mol.L−1
On vérifie dans le tableau que : [H3O+] < CCH3COOH ou pH > -- log(CCH3COOH)
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2) Solution d’éthanoate de sodium :
a) Expérience :
L'éthanoate de sodium (acétate de sodium) se présente
sous la forme de cristaux blancs, ioniques, de formule
NaCH3COO.
Lorsqu'on dissout des cristaux d'acétate de
sodium dans l'eau (voir figure), la solution est
nettement plus conductrice que l'eau pure il s'est
donc formé des ions.
La solution est basique comme l'indique le virage au bleu
du bleu de bromothymol (voir figure) ou au rose de la
phénolphtaléïne.
b) CH3COO− est une base :
La dissolution du cristal d'éthanoate de sodium a lieu en deux étapes :
- dissociation du cristal (réaction totale) :
NaCH3COO (s) → CH3COO− + Na+
- interaction de l'ion éthanoate avec l'eau : CH3COO− + H2O → CH3COOH + OH−
L'ion acétate CH3COO− qui a capté un proton est une base, son acide conjugué est la
molécule acétique CH3COOH : CH3COO− + H+ → CH3COOH
c) CH3COO− est une base faible :
Le pH d'une solution d'acétate de sodium de concentration C = 1,0.10−1 mol.L−1 est égal à
8,9 !!! Tous les ions éthanoate introduits n'ont pas réagi avec l'eau : l'ion acétate est une
base faible. Si on prépare plusieurs solutions on peut construire le tableau :
CCH3COONa de la solution
pH mesuré
[H3O+] calculé
[OH−] calculé
8,9
10−1 mol.L−1
1.3.10−9 mol.L−1
7.9.10−6 mol.L−1
−2
−1
−8
−1
7,8
10 mol.L
1,6.10 mol.L
6,3,6.10−7 mol.L−1
10−3 mol.L−1
≈7
≈ 10−7 mol.L−1
≈ 10−7 mol.L−1
On vérifie dans le tableau que : [OH−] < CCH3COONa ou pH < 14 + log(CCH3COONa)
3) Equilibre chimique :
La réaction de l'acide acétique avec l'eau est limitée, elle est obligatoirement accompagnée
par la réaction inverse de l'ion acétate :
CH3COOH + H2O → CH3COO− + H3O+
+
CH3COO− + H3O → CH3COOH + H2O
De même la réaction de l'ion acétate avec l'eau est limitée, on a :
CH3COO− + H2O → CH3COOH + OH−
CH3COOH + OH− → CH3COO− + H2O
On peut dire que lors de l'interaction de l'acide éthanoïque CH3COOH ou de l'ion éthanoate
CH3COO− avec l'eau, il s'établit un équilibre chimique (dynamique) que l'on traduit par
+
−
l'équation bilan :
CH3COOH + H2O 
←
→
 CH3COO + H3O [1]
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On pourrait aussi écrire l'équilibre sous la forme :
−
CH3COOH + OH− 
←
→
 CH3COO + H2O [2]
On passe de l'écriture [2] à l'écriture [1] en ajoutant à l'équation [2] l'équilibre d'autoprotolyse
+
−
de l'eau :
2 H2O 
←
→
 H3O + OH
On voit que l'acide éthanoïque CH3COOH et l'ion éthanoate CH3COO− forment un couple
+
−
acide-base :
CH3COOH 
←
→
 CH3COO + H
On écrit le couple :
CH3COOH/CH3COO−
VI) Population d'une solution aqueuse :
1) Définition :
La population d'une solution aqueuse est la liste de toutes les espèces chimiques (molécules
et ions) présentes dans la solution.
Remarque : On doit tenir compte de toutes les espèces chimiques, même de celles dont la
concentration est très faible et qui sont minoritaires ou même ultra-minoritaires.
Dans l'eau, même pure, il y a des ions hydronium et des ions hydroxyde.
On dira que la population de l'eau pure est : H3O+, OH−.
+
Population d'une solution d'acide éthanoïque : CH3COOH, CH3COO−, H3O , OH−.
Population d'une solution d'éthanoate de sodium : CH3COOH, CH3COO−, Na+, H3O+, OH−.
2) Calcul des concentrations :
a) Solution décimolaire d’acide éthanoïque :
On considère une solution d'acide éthanoïque (acétique) de concentration molaire
(molarité) CCH3COOH = Ca = 1,0.10−1 mol.L−1 dont on sait que pH = 2,9
La population de la solution est constituée de :
CH3COOH, CH3COO−, H3O+, OH− et le solvant H2O
- définition du pH
[H3O+] = 10−pH = 1,3.10−3 mol.L−1
- produit ionique de l'eau [OH−] = Ke/[H3O+] = 7,9.10−12 mol.L−1
- expression de l'électroneutralité [CH3COO−] + [OH−] = [H3O+] d'où l'on tire :
[CH3COO−] = [H3O+] -- [OH−] = [H3O+] = 1,3.10−3 mol.L−1
- loi de conservation de la matière Ca = [CH3COOH] + [CH3COO−] d'où :
[CH3COOH] = Ca − [CH3COO−] = Ca = 0,1 mol.L−1
b) Solution décimolaire d’éthanoate de sodium :
On considère, maintenant, une solution d'éthanoate de sodium (acétate de sodium) de
molarité CNaCH3COO = Cb = 1,0.10−1 mol.L−1 dont on sait que pH = 8,9
La population de la solution est constituée de :
CH3COOH, CH3COO−, Na+, H3O+, OH− et le solvant H2O
- définition du pH
[H3O+] = 10−pH = 1,3.10−9 mol.L−1
- produit ionique de l'eau [OH−] = Ke/[H3O+] = 7,9.10−6 mol.L−1
- loi de conservation
[Na+] = Cb = 1,0.10−1 mol.L−1
- expression de l'électroneutralité [CH3COO−] + [OH−] = [H3O+] + [Na+] d'où l'on tire :
[CH3COO−] = [Na+] -- [OH−] + [H3O+] = [Na+] = 0,1 mol.L−1
- loi de conservation de la matière Cb = [CH3COOH] + [CH3COO−] d'où :
[CH3COOH] = Cb -- [CH3COO−] = Cb -- [Na+] + [OH−] -- [H3O+] = [OH−] = 7,9.10−6 mol.L−1
Nous nous servirons de ces résultats dans la suite du cours.
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Couples acide-base
VII) Cas particulier des solutions d'acide fort et solutions de base forte :
1) Solution aqueuse d’acide chlorhydrique :
On réalise la préparation de différentes solutions d'acide chlorhydrique en dissolvant plus ou
moins de gaz chlorhydrique dans un certain volume d'eau.
On construit le tableau de valeurs suivant :
CHCl de la solution
pH mesuré
[H3O+] calculé par
[OH−] calculé par
préparée au laboratoire
à 25 ° C
[H3O+] = 10−pH
[OH−] = Ke/[H3O+]
10−1 mol.L−1
≈ 1,1
0,8.10−1 mol.L−1
1,25.10−13 mol.L−1
2,0
10−2 mol.L−1
10−2 mol.L−1
10−12 mol.L−1
3,0
10−3 mol.L−1
10−3 mol.L−1
10−11 mol.L−1
−4
−1
−4
−1
4,0
10 mol.L
10 mol.L
10−10 mol.L−1
5,0
10−5 mol.L−1
10−5 mol.L−1
10−9 mol.L−1
5,95
10−6 mol.L−1
1,1.10−6 mol.L−1
0,90.10−8 mol.L−1
Dans toutes les solutions [OH−] << [H3O+] : on dit que l'espèce OH− est minoritaire.
Le gaz chlorhydrique réagit avec l'eau suivant l'équation bilan :
HCl + H2O → H3O+ + Cl−
ère
d'où une 1 demi-équation :
H2O + H+ → H3O+
HCl → Cl− + H+
et une 2ème demi-équation :
On voit que le gaz chlorhydrique est un acide.
Mais en observant le tableau :
- L'expérience montre que lorsque le pH de la solution d'acide chlorhydrique est compris
entre 1,5 et 6, sa molarité CHCl et son pH sont liés par la relation : pH = − log(CHCl), on a :
pH = -- log(CHCl) ou [H3O+] = CHCl
- On en déduit que lors de la préparation de la solution, la dissolution du gaz chlorhydrique :
HCl (g) + H2O → H3O+ (aq) + Cl− (aq) est totale.
- On peut aussi dire que l'espèce HCl n'existe pas dans l'eau.
On dit que
la solution d'acide chlorhydrique est une solution d'acide fort.
Exemple : L'acide chlorhydrique (HCl); l'acide perchlorique (HClO4); l'acide nitrique (HNO3);
l'acide sulfurique dans sa première ionisation (H2SO4); l'acide bromhydrique (HBr);
l'acide iodhydrique (HI) sont des acides forts.
Remarque : Lorsqu'un acide est fort, il n'existe pas en solution aqueuse et son partenaire
basique est donc indifférent dans l'eau : HCL n'existe pas en solution et l'ion
chlorure Cl− est une espèce indifférente du point de vue acide-base.
2) Base forte BOH :
On peut réaliser la préparation de différentes solutions d'hydroxyde de sodium en dissolvant
une masse connue de cristaux de soude dans un certain volume d'eau.
Soit le tableau suivant :
CNaOH de la solution
pH mesuré
[H3O+] calculé par
[OH−] calculé par
préparée au laboratoire
à 25 ° C
[H3O+] = 10−pH
[OH−] = Ke/[H3O+]
10−1 mol.L−1
≈ 12,8
1,6.10−13 mol.L−1
0,63.10−1mol.L−1
12,0
10−2 mol.L−1
10−12 mol.L−1
10−2 mol.L−1
11,0
10−3 mol.L−1
10−11 mol.L−1
10−3 mol.L−1
10,0
10−4 mol.L−1
10−10 mol.L−1
10−4 mol.L−1
9,0
10−5 mol.L−1
10−9 mol.L−1
10−5 mol.L−1
−6
−1
−8
−1
8,05
10 mol.L
0,9.10 mol.L
1,1.10−6 mol.L−1
Dans toutes les solutions [OH−] >> [H3O+] : on dit que l'espèce H3O+ est minoritaire.
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Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
Les pastilles d'hydroxyde de sodium réagissent avec l'eau suivant l'équation bilan :
NaOH (s) → Na+ (aq) + OH- (aq)
Mais cette équation ne peut pas être décomposée en deux demi-équations !
Nous dirons que l'hydroxyde de sodium NaOH est un apporteur de base.
- L'expérience montre que lorsque le pH de la solution d'hydroxyde de sodium est compris
entre 12,5 et 8, sa molarité CNaOH et son pH sont liés par la relation :
pH = pKe + log(CNaOH) d'où [H3O+] = K e , mais [H3O+].[OH-] = Ke donc [OH−] = CNaOH.
CNaOH
- On en déduit que lors de la préparation de la solution, la dissolution de pastilles de soude :
NaOH (s) → Na+ (aq) + OH− (aq).
- On peut aussi dire que l'espèce NaOH n'existe pas dans l'eau.
- On en déduit que lors de la préparation de la solution la dissolution du cristal d'hydroxyde
de sodium NaOH (s) → Na+ (aq) + OH− (aq) est totale (il n'y a pas d'espèce NaOH).
- On constate que dans toutes les solutions [OH−] >> [H3O+] : l'espèce H3O+ est minoritaire.
On dit que
la solution d'hydroxyde de sodium est une solution de base forte.
Exemple : La soude ou hydroxyde de sodium (NaOH) ; l'hydroxyde de lithium (LiOH) ;
hydroxyde de potassium (KOH) ou potasse mais également l'ion éthanolate sont
des bases fortes.
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Couples acide-base
A RETENIR
I) Définition d'un acide et d'une base selon Brönsted :
Un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton H+.
Symboliquement :
AH → A− + H+
Une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton H+.
Symboliquement :
B + H+ → BH+
II) Les couples acide-base :
Un couple acide-base A/B est l'ensemble de deux espèces chimiques (ions ou molécules),
l'acide A et la base B sont dit conjugués. On schématise la possibilité d'échange de proton par
+
la demi-équation :
A 
←
→
 B+H
+
+
Dans l'eau, on a le couple :
H3O 
←
→
 H2O + H
+
L'ion hydronium H3O et l'eau H2O constituent les deux partenaires du couple H3O+/H2O.
+
−
Et le couple :
H2O 
←
→
 OH + H
L'eau et l'ion hydroxyde constituent les deux partenaires du couple H2O/OH−.
+
III) Relation entre pH et [H3O ] et ses conséquences :
1) Définition du pH :
Pour une solution telle que 10−13 mol.L−1 < [H3O+] < 10−1 mol.L−1 (ni trop grand, ni trop petit) :
pH = − log[H3O+]
La relation réciproque s'écrit :
[H3O+] = 10−pH
2) Equilibre d’autoprotolyse et produit ionique de l’eau :
Dans l'eau pure ou de toute solution aqueuse, il existe un équilibre chimique entre les trois
+
espèces H2O, H3O et OH− qu'on appelle équilibre d'autoprotolyse de l'eau :
+
−
2 H2O 
←
→
 H3O + OH
+
Les concentrations en ions hydronium H3O et en ions hydroxyde OH− sont liées par une
relation qu'on appelle produit ionique de l'eau :
[H3O+].[OH−] = Ke
On définit le pKe par la relation :
pKe = − log(Ke)
3) Conséquences :
- Dans l'eau pure ou dans une solution acide-base neutre on a :
[H3O+] = [OH−] = K e
Dans l'eau pure ou dans une solution acide-base neutre on a :
pH = 21 .pKe
A 25 °C, dans l'eau pure ou dans une solution acide-base neutre, on a :
[H3O+] = [OH−] = 10−7 mol.L−1 et pH = 7
- Dans une solution acide :
[H3O+] > [OH−] soit pH < 21 .pKe
A 25 ° C, pH < 7 pour une solution acide, et donc : [H3O+] > 10−7 mol.L−1
- Dans une solution basique : [H3O+] < [OH−] soit pH > 21 .pKe
A 25 ° C, pH > 7 pour une solution basique, et donc : [H3O+] < 10−7 mol.L−1
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Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
IV) Généralisation de la notion de couple acide-base :
1) Acide fort :
Pour un acide fort AH.
- le pH de la solution d'acide fort et sa molarité CAH sont liés par la relation :
pH = − log(CAH) et [H3O+] = CAH
- Lors de la mise en solution, la dissolution de l'acide fort est totale :
+
AH + H2O → H3O (aq) + A− (aq)
- l'espèce AH n'existe pas dans l'eau.
2) Base forte :
Pour une base forte BOH :
- Le pH de la solution de base forte et sa molarité CBOH sont liés par la relation :
pH = pKe + log(CBOH) et [OH−] = CBOH.
- Lors de la mise en solution, la dissolution de la base forte est totale :
+
BOH (s) → B (aq) + OH− (aq).
- L'espèce BOH n'existe pas dans l'eau.
3) Couple acide-base faibles :
On considère un couple acide-base faibles, AH/A−.
- le pH de la solution d'acide faible est tel que :
+
pH > − log(CAH) et [H3O ] < CAH
- Lors de la mise en solution, la dissolution de l'acide faible conduit à un équilibre :
+
−
AH + H2O 
←
→
 A + H3O
- l'espèce AH coexiste, dans l'eau, avec sa base conjuguée A−.
On considère un couple acide-base faibles, BH+/B.
- le pH de la solution de base faible est tel que :
pH < pKe + log(CBH+) et [OH−] < C BH+.
- Lors de la mise en solution, la dissolution de la base faible conduit à un équilibre :
+
−
B + H2O 
←
→
 BH + OH +
- l'espèce B coexiste, dans l'eau, avec son acide conjugué BH .
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Couples acide-base
POUR S'ENTRAÎNER
I) Produit ionique de l'eau.
a) A la température de 25 °C, la conductibilité s de l'eau pure (en S.m−1) est proportionnelle à la
concentration molaire volumique (en mol.L−1) des ions H3O+ ou OH− qu’elle contient.
Les mesures faites par Kohlrausch à la fin du XIXe siècle ont donné : s = 54,76.C.
En déduire la valeur du produit ionique de l'eau à 25 °C, sachant que sa conductivité est
s = 5,5.10−6 S.m−1.
b) Le produit ionique de l'eau à 60 °C est égal 9,6.10−14. A cette température, une solution
aqueuse a un pH de 6,8 : est-elle acide ou basique ?
c) Calculer le taux d’avancement final de l’équilibre d’autoprotolyse de l’eau à 0 °C et à 30 °C
sachant que, pour l'eau pure, les pH valent respectivement 7,47 et 6,92. Commenter.
La masse volumique de l'eau est de 1000 kg.m−3 aux deux températures.
II) Solution aqueuse d'acide phosphorique.
Une solution aqueuse d'acide phosphorique (H3PO4) a une masse volumique
µ = 1324,3 kg.m−3; elle contient γ = 74 % = 0,74 de sa masse en molécule de H3PO4.
a) Calculer la concentration massique cH3PO4 en acide phosphorique de cette solution.
b) Calculer la concentration molaire CH3PO4 en acide phosphorique de cette solution.
c) Comment doit-on procéder pour obtenir V' = 100 mL de solution d'acide phosphorique de
concentration molaire C' = 1 mol.L−1, à partir de la solution précédente ?
Quel est le matériel utilisé ?
On donne les masses molaires : MH = 1 g.mol−1; MO = 16 g.mol−1; MP = 31 g.mol−1.
III) Dilution, dissolution, mélange.
a) Dans l'eau pure, on fait arriver du gaz HCl, puis on ajuste, avec de l'eau, le volume à
200 mL. La mesure du pH donne 3. Sachant que la réaction de dissolution du gaz
chlorhydrique est totale, quelle est la population de la solution ?
Calculer la concentration molaire volumique des divers espèces ainsi que le volume de gaz
HCl dissous dans les conditions standards de température (25 °C) et de pression (1 atm)
(dans ces conditions le volume molaire des gaz parfaits est de V0 = 24 L.mol−1).
b) A 200 mL de la solution précédente de pH = 3, on ajoute 200 mL d'eau. Calculer la
concentration molaire volumique de toutes les espèces présentes dans la solution obtenue;
en déduire la valeur du pH.
c) Dans 200 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de pH = 3, on ajoute 200 mL d'une
solution contenant 4.10−3 mol.L−1 de chlorure de sodium. Quelle est la population de la
solution ?
Calculer le pH ainsi que la concentration molaire volumique de tous les ions, dans le
mélange obtenu.
d) Aux 400 mL de la solution obtenue à la question précédente, on ajoute 100 mL d'une
solution de nitrate d'argent à 5.10−3 mol.L−1. La réaction terminée, la concentration en ions
argent est de l'ordre de 10−7 mol.L−1. En déduire la concentration de toutes les espèces
présentes en solution ainsi que la quantité de matière de chlorure d'argent précipité.
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