Chapitre 6

Question 1

Importance des notions d’acidité

Answer 1

▪ Beaucoup de réactions se font en conditions acides ou basiques,
▪ Le chimiste doit être en mesure de pouvoir choisir le bon acide ou la bonne
base pour obtenir le résultat souhaité.

▪ Le choix d’une mauvaise base peut mener à des réactions secondaires ou
empêcher la réaction

▪ Il faut tenir compte de l’acidité de la solution (pH) et de l’acidité du composé (pKa)

Question 2

Définition Arrhenius?

Answer 2

▪ Définition d’Arrhenius

▪ Un acide produit des ions H+ dans l’eau
▪ Une base produit des ions OH- dans l’eau

▪ Les deux se neutralisent pour donner de l’eau

H+ + HO− → H2O

▪ Limitée
▪ Comment les réactions acide-base en milieu non-aqueux sont possible?

Question 3

Définition de Brønsted-Lowry

Answer 3

▪ Plus générale que celle d’Arrhenius

▪ Un acide donne des ions H+
▪ Une base accepte des ions H+

▪ Substances amphiprotiques
▪ Peuvent agir comme donneur de proton et accepteur de proton (comme acide et base)

H2O l + �+ aq → H3O+ aq
H2O l → HO− aq + �+ aq

▪ Produits des acides/bases
▪ L’acide, après la libération de H+, forme la base conjuguée
▪ La base, après l’ajout de H+, forme l’acide conjugué

Question 4

Ion hydronium

Answer 4

▪ Comme mentionné, la libération de H+ se fait toujours avec un accepteur
▪ Dans l’eau, l’hydronium (H3O+) est formé
▪ Cet ion se lie à d’autres molécules d’eau pour former divers hydrates
▪ H9O4
+ ou (H2O)4H+ est très fréquent
▪ Beaucoup de clusters plus gros peuvent être formés
▪ (H2O)20H+ est particulièrement stable
▪ (H2O)6H+ est la forme moyenne pour les solutions diluées

Question 5

Ion hydroxide

Answer 5

▪ Base conjuguée de l’eau
▪ Dans l’eau, H3O2

• est la forme la plus fréquente

▪ Des formes hydratées sont aussi caractérisées
▪ Les ponts-H font très forts et augmentent la viscosité à haute concentration
▪ Ces solutions captent le CO2 (un acide de Lewis)

CO2 + HO− ⇌ HCO3

Question 6

Solvants amphiprotiques

Answer 6

▪ Solvant qui agit comme acide avec les bases
qui agit comme base avec les acides

▪ Exemples
▪ H2O Eau H3O+ HO-
▪ CH3COOH Acide acétique CH3COOH2

+ CH3COO-

▪ CH3OH Méthanol CH3OH2

+ CH3O-

▪ NH3 Ammoniac NH4

▪ Très important pour quantifier la force des bases/acides
▪ Le solvant va déterminer la force des acides et des bases
▪ Sans solvant mentionné, il est impossible de qualifier un composé comme acide fort/faible

▪ Bien sûr, la réaction avec l’eau est la plus importante et commune

Question 7

Acides/bases forts et faibles

Answer 7

▪ Pour un solvant donné…
▪ Un acide fort réagira complètement avec le solvant

HA + solv → Hsolv+ + A−
▪ Un acide faible réagira partiellement avec le solvant
HA + solv ⇌ Hsolv+ + A−

▪ Une base forte réagira complètement avec le solvant
B + Hsolv → solv− + HB+
▪ Une base faible réagira partiellement avec le solvant
B + Hsolv ⇌ solv− + HB+

▪ Note : si le réactif se dissocie complètement et libère la base/acide conjuguée du solvant, il sera fort
▪ Exemple : NaOH dans l’eau

Question 8

Force d’un acide et stabilité

Answer 8

▪ Plus un acide veut perdre H+, plus il sera fort
▪ Autre point de vue : plus une base sera stable, moins elle sera forte
▪ La force d’un acide et de sa base conjuguée sont donc reliées
▪ Plus l’acide sera fort, plus la base conjuguée sera faible et vice versa
▪ Directement relié à la stabilité des espèces

Question 9

pH

Answer 9

▪ Mesure de l’acidité d’une solution

pH = − log10 H3O+

▪ Le pH d’une solution n’est que la mesure de l’acidité de la solution: il ne nous dit rien
de la force d’un acide par rapport à un autre.
▪ Le pH d’une solution d’acide fort dépend de sa concentration:

Question 10

Produit ionique de l’eau(autoionisation)

Answer 10

▪ L’eau est une substance qui peut agir comme une base et un acide
▪ Donc, elle peut réagir avec elle-même

2 H2O ⇌ H3O+ + HO−

▪ Or, on sait que H2O est un liquide pur donc :

Ke = Ke′ H2O = H3O+ HO−

▪ Dans le cours, nous utiliserons Ke = 1 × 10−14 en supposant 25°C
▪ pKe = 14

▪ Ke varie selon la température

Question 11

Acides faibles

Answer 11

▪ Puisque les acides forts sont totalement dissociés dans l’eau :

H3O+ = HA ajouté

▪ Dans le cas des acides faibles, la dissociation sera partielle

H3O+ ≪ HA ajouté

▪ Le taux de dissociation sera lié au taux d’ions hydronium

Question 12

pKa

Answer 12

▪ Pour mesurer la force d’un acide par rapport à l’eau, il faut étudier l’équilibre

HA + H2O ⇌ H3O+ + A−

▪ Plus la valeur de pKa est faible, plus le Ka est grand, plus l’acide est fort.

pKa=-logKa

Question 13

Relation de Handerson-Hasselbalch

Answer 13

pH=pKa+log(base/acide)

Question 14

pH de solutions

Answer 14

▪ pH d’une solution d’acide faible
pH =(pKa − log10 A)/2

▪ pH d’une solution de base faible

pH = (14 + pKa − log10 B)/2

▪ Valide que pour les solutions diluées, et les espèces faibles

Question 15

Stabilité de la base conjuguée

Answer 15

▪ La base conjuguée a une influence capitale sur la force de l’acide
▪ Plus la base conjuguée A- est stable, plus HA est un acide fort.
▪ Moins A- est stable, plus il sera basique.

Question 16

HB+)Mélange d’acide et base faible

Answer 16

▪ Il est possible de déterminer la constante d’équilibre de la réaction entre un
acide et base faible

Ka(HA)/Ka(HB+)

Question 17

En solution aqueuse

Answer 17

▪ La base la plus forte qui peut exister est HO-
.
▪ L’acide le plus fort qui peut exister est H3O+.

▪ L’addition d’une base plus forte que HO- (pKa > 15.74) ne fera que
déprotonner H2O pour donner plus de HO-
.

▪ L’addition d’un acide plus fort que H3O+ (pKa < -1.74) ne fera que protonner
H2O pour donner plus de H3O+.

Question 18

Force d’une base

Answer 18

Plus le pKa de l’acide conjugué de la base est élevé, plus la base est forte.

▪ Si je veux savoir quelle base est la plus forte entre l’acétylure et le formate: