L’acidité d’une solution est la fonction de la concentration en ions H3O en pose par définiti
PH=-lg[H3O+]
_Mesure du pH.
Les indicateurs colorés et le papier pH
Le pH_métre
La mesure et sa précision.
Dans les conditions habituelles, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité
près (Le plus souvent à 0,1 unité près).
- Conséquence :
- Une mesure de pH effectuée à 0,05 unité près conduit à une valeur de la concentration en ion oxonium [H3O+] connue à 11,5 % près.
- Une simple mesure de pH ne peut donner une concentration avec précision.
- Il faut limiter le nombre de chiffres significatifs pour représenter une concentration déduite de la valeur du pH.
- Toute concentration déduite de la valeur du pH sera exprimée avec 2 chiffres significatifs au maximum.

b)- Les réactions acido-basiques.

- Notion d’acide et de base selon Bronsted.
- Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H +.
- On écrit : AH = H + + A -
- Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton
On écrit : A - + H + = AH
- Couples acide / base.
- L’espèce chimique A - donne l’acide AH en captant un proton H+.
- On dit que A - est la base conjuguée de l’acide AH.
- On parle du couple acide / base : AH / A -.
- Réactions acido-basiques.
- Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton entre l’acide A1H d’un couple sur la base A2- d’un autre couple.
- Couple acide / base 1 : A1H = H + + A1-
- Couple acide / base 2 : A2H = H + + A2-
- Équation de la réaction : On se place dans le cas ou l’acide A1H réagit sur la base A2-
A1H + A2- ® A1- + A2H
- Cette réaction met en jeu les couples acide / base suivants : A1H / A1- et A2H / A2-
- Taux d’avancement d’une réaction.
- Une transformation chimique n’est pas toujours totale.
- Dans ce cas, aucun des réactifs n’a totalement disparu lorsque le système cesse d’évoluer.
- L’avancement final est inférieur à l’avancement maximal.
- Pour pouvoir rendre compte de ce phénomène, on définit une nouvelle grandeur : le taux d’avancement d’une réaction.
- Le taux d’avancement d’une réaction, noté τ, est le rapport entre son avancement final et son avancement maximal.
- Si τ= 0, la réaction n’a pas lieu. Si τ = 1, la réaction est totale et si 0 < τ< 1, la réaction conduit à un équilibre chimique.
- On peut exprimer cette grandeur en pourcentage
- Le taux d’avancement final dépend de la nature et de la concentration de l’acide.
- Les réactions conduisant à une transformation totale.
- Une transformation est dite totale si l’avancement final de la réaction est égal à son avancement maximal : x f = x max
- On la note avec une simple flèche : A + B → C + D.
- À l’état final, le réactif limitant est entièrement consommé.
- La réaction inverse n’a pas lieu.
- Le taux d’avancement de la réaction est égal à 1 :
- Les réactions conduisant à un équilibre chimique.
- Une transformation mène à un équilibre chimique si l’avancement final de la réaction est inférieur à son avancement maximal : x f < x max.
- On note l'équation de la réaction avec le signe (=). On écrit : A + B = C + D.
- Les réactifs et les produits coexistent à l’état final. Le système est alors dans son état d’équilibre chimique.
05. Réactions Acido-basiques.
a)- Produit ionique de l’eau.
H2O (ℓ) + H2O (ℓ) = H3O+ (aq) + HO-(aq) (1)
- La réaction (1) est appelée autoprotolyse de l’eau.
- La constante d’équilibre associée à l’équation d’autoprotolyse de l’eau, notée K e est appelée produit ionique de l’eau.
- Ke = [H3O+]eq.[HO -]eq
- A 25 °C, K e ≈ 1,0 x 10 – 14.
_La valeur du produit ionique de l’eau dépend de la température. Elle croît avec la température.
-Remarque : pour des raisons de commodité, on utilise le pK e.
- pK e = - log K e Þ K e = 10 - pKe à 25 °C, pK e ≈ 14.
-Les solutions aqueuses et le produit ionique de l’eau.
_Dans toutes les solutions aqueuses, le produit ionique de l’eau vaut : Ke = [H3O+]eq.[HO -]eq
- Cas général.
- La relation :
- Qui découle de la réaction :
A (aq) + H2O (aq) = B (aq) + H3O+(aq)
Acide Base conjuguée
- Permet de considérer trois cas :
- Premier cas : si
-L'acide est la base conjuguée ont la même concentration.
-Deuxième cas : si
- La base B est l'espèce prédominante
- Troisième cas : si
- L’acide A est l’espèce prédominante.
- Exemple : couple CH3COOH / CH3COO –

- En utilisant le pK e, on peut écrire :
- pKe = - log [H3O+]eq - log [HO -]eq
- p Ke = pH - log [HO -]eq
- pH = p Ke + log [HO -]eq
- K e est indépendant de la présence et de la nature des substances dissoutes.
- K e ne dépend que de la température de la solution.
Définition.
- L’équation de la réaction entre un acide AH et l’eau s’écrit :
AH (aq) + H2O (aq) = A - (aq) + H3O+(aq)

- Cette réaction fait intervenir les couples acide / base suivants : AH (aq) / A - (aq) et H3O+(aq) / H2O (aq)
- La constante d’équilibre associée à cette réaction est appelée constante d’acidité notée K A.
- Expression : constante d’acidité du couple : AH (aq) / A - (aq)
- Remarque 1 : La constante d’acidité dépend de la température.
- Remarque 2 : On peut utiliser le pK A.
- pK A = - log K A Þ K A = 10 - pKA
- D’autre part :
- Généralisation : Pour tout couple Acide / Base, noté A / B tel que :
A (aq) + H2O (aq) = B (aq) + H3O+(aq)
Acide Base conjuguée
Pour des solutions aqueuses d’acides de mêmes concentrations :
- Le pH est d’autant plus faible que le K A est grand ou le pK A petit.
- Le taux d’avancement est d’autant plus grand que le K A est grand ou le pK A petit.
- L’acide est d’autant plus dissocié que le K A est grand ou le pK A petit.
Pour des solutions aqueuses de bases de mêmes concentrations
_ Le pH est d’autant plus élevé que le K A est petit ou le pK A grand.
- Le taux d’avance
- Exemple : couple CH3COOH / CH3COO –
ment est d’autant plus grand que le K A est petit ou le pK A grand.
- La base est d’autant plus dissociée que le K A est petit ou le pK A grand.

- Repérage du point d’équivalence E.
- Détermination graphique de VBE.
- Méthode des tangentes.
- Elle permet par une méthode graphique de déterminer les coordonnées du point d'équivalence E
On trace deux tangentes à la courbe pH = f (V B), parallèles et situées de part et d'autre du point d'équivalence (point d'inflexion de la courbe) et suffisamment proche de l'équivalence.
- On trace ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistantes de celles-ci.
- Son point d'intersection avec la courbe définit le point d'équivalence E.
l’opération :a laide d’une pipette on prend 20ml de solution HCl et on ajoute 40ml H2O et on verse avec burette goutte a goutte le NaOH tout en notant les valeurs du pH après chaque ml versé, le même opération pour CH3 COOH.
TP réalise au laboratoire donne le résultat suivante :
Premier tableau20ml Hcl+40ml H2O puis on ajoute le NaoH ml par ml et on mesure le PH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
1.84 1.85 1.86 1.88 1.94 1.99 2.06 2.09 2.12 2.16 2.26 2.34 2.45 2.60 2.83 3.45 5.98 6.99 9.38 10.14 11.35
- LES REACTIONS CHEMIQUES
- HCl + H2O Cl- + H3O+
- Na OH Na + + OH-
- (H+ + Cl-)+(Na+ + OH-) (H++O H- ) + (Na+ + Cl-)

-Normalité : pour avoir la normalité de l’acide il faut trouver le point d’équivalence.
Le PH vaut 6.99 ≈ 7 et on lit V B =17ml.
A l’équivalence C A V A =C B V B en effet :
C A * 20 * 10-3 = 0.1 * 17 * 10-3 C A= 0.1 * 17 * 10-3 / 20 * 10-3
C A= 0.085N
Donc la normalité de l’acide :
N = C A * Z Z=1

N = C A= 0.085N

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
3.43 3.70 3.97 4.15 4.28 4.42 4.61 4.64 4.77 4.86 5.00 5.10 5.28 5.43 5.61 5.95 6.28 6.85 9.29 10.14 10.56
deuxième tableau
20ml CH3COOH+40ml H2O puis on ajoute le NaoH ml par ml et on mesure le PH
LES REACTIONS CHEMIQUES

- CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
- Na OH Na + + OH-
- (CH3COO- +H+ )+( Na+ +OH-) (H+ +OH-) +(CH3COO- +Na+)

-Normalité : pour avoir la normalité de l’acide il faut trouver le point d’équivalence.
Le PH vaut 8.4 et on lit V B =18ml.
A l’équivalence C A V A =C B V B en effet :
C A * 20 * 10-3 = 0.1 * 18 * 10-3 C A= 0.1 * 18 * 10-3 / 20 * 10-3
C A= 0.09N
Donc la normalité de l’acide :
N = C A * Z Z=1

N = C A= 0.09N
Suivant la courbe le point d’équivalence vaut 18 ml
On prond : ½ V=18/2=9ml par projection on trouve le Pka= 4.8