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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 380 — #388
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CHAPITRE 7 – ÉQUILIBRES ACIDO-BASIQUES - TITRAGES
déplacée vers la droite) selon la réaction :
CH 3 COOH (aq) + H 2 O
=
CH 3 COO
−
+ H 3 O
+ .
Il s’agit d’un acide faible dans l’eau, en fin de réaction l’entité CH 3 COOH(aq) est encore
présente dans le milieu (en proportion variable suivant la dilution de l’acide). L’état final
observé est un équilibre chimique. De façon symétrique, l’ion éthanolate C 2 H 5 O
– capte de
façon totale les protons H + fournis par exemple par le solvant selon la réaction :
C 2 H 5 O
−
+ H 2 O
=
C 2 H 5 OH (aq) + HO
− .
Il s’agit d’une base forte. Au contraire, l’ammoniac NH 3 conduit à une réaction de capture
de proton H + limitée (peu déplacée vers la droite). La réaction s’écrit :
NH 3 (aq) + H 2 O
=
NH
+
4
+ HO
− .
Il s’agit d’une base faible dans l’eau, l’ammoniac NH 3 existe toujours en fin de réaction (en
proportion variable en fonction de la dilution de la base) et n’a pas totalement disparu. L’état
final observé est un équilibre chimique.
La notation macroscopique de la réaction utilisant le signe = ne rend pas compte du
caractère total ou partiel de la réaction.
Notons qu’une entité capable de céder plusieurs protons est qualifiée de polyacide. Ainsi,
l’acide phosphorique H 3 PO 4 est un polyacide (triacide), il est capable de libérer trois protons
de façon successive, en engendrant les ions H 2 PO
–
4 , HPO
2–
4 et PO
3–
4 . De façon symétrique
une entité susceptible de capter plusieurs protons est une polybase. Ainsi, l’ion carbonate
CO
2–
3 est une polybase (dibase), il est capable de capter deux protons de façon successive, en
engendrant les ions HCO
–
3 et l’acide H 2 CO 3 .
Exemples d’acides ou de bases courants au laboratoire
Certains acides ou certaines bases sont appelées par un nom d’usage à connaître. Il faut bien
être conscient du caractère dangereux des acides et des bases fortes concentrées, aussi bien
par ingestion que par contact (substances très corrosives). Ainsi :
• l’acide nitrique est un composé chimique de formule HNO 3 . Liquide incolore lorsqu’il est
pur, il s’agit d’un acide fort généralement utilisé en solution aqueuse.
• L’acide chlorhydrique est une solution aqueuse constituée par les ions oxonium H 3 O
+ et
des ions chlorure Cl
– . Il est obtenu par dissolution de chlorure d’hydrogène HCl (qui est
un gaz). Ce dernier est un acide fort qui s’ionise totalement en solution aqueuse.
• L’acide sulfurique est un composé chimique de formule H 2 SO 4 . Il s’agit d’un diacide (il
est susceptible de libérer deux protons sous forme d’ions oxonium en solution aqueuse).
La première acidité est une acidité forte dans l’eau, tandis que la deuxième acidité est une
acidité faible. En première approximation l’acide sulfurique est souvent considéré comme
un diacide fort dans l’eau (deux acidités fortes).
• L’acide phosphorique est un composé chimique de formule H 3 PO 4 . Comme précisé plus
haut, il s’agit d’un triacide possédant trois acidités faibles dans l’eau.
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déplacée vers la droite) selon la réaction :
CH 3 COOH (aq) + H 2 O
=
CH 3 COO
−
+ H 3 O
+ .
Il s’agit d’un acide faible dans l’eau, en fin de réaction l’entité CH 3 COOH(aq) est encore
présente dans le milieu (en proportion variable suivant la dilution de l’acide). L’état final
observé est un équilibre chimique. De façon symétrique, l’ion éthanolate C 2 H 5 O
– capte de
façon totale les protons H + fournis par exemple par le solvant selon la réaction :
C 2 H 5 O
−
+ H 2 O
=
C 2 H 5 OH (aq) + HO
− .
Il s’agit d’une base forte. Au contraire, l’ammoniac NH 3 conduit à une réaction de capture
de proton H + limitée (peu déplacée vers la droite). La réaction s’écrit :
NH 3 (aq) + H 2 O
=
NH
+
4
+ HO
− .
Il s’agit d’une base faible dans l’eau, l’ammoniac NH 3 existe toujours en fin de réaction (en
proportion variable en fonction de la dilution de la base) et n’a pas totalement disparu. L’état
final observé est un équilibre chimique.
La notation macroscopique de la réaction utilisant le signe = ne rend pas compte du
caractère total ou partiel de la réaction.
Notons qu’une entité capable de céder plusieurs protons est qualifiée de polyacide. Ainsi,
l’acide phosphorique H 3 PO 4 est un polyacide (triacide), il est capable de libérer trois protons
de façon successive, en engendrant les ions H 2 PO
–
4 , HPO
2–
4 et PO
3–
4 . De façon symétrique
une entité susceptible de capter plusieurs protons est une polybase. Ainsi, l’ion carbonate
CO
2–
3 est une polybase (dibase), il est capable de capter deux protons de façon successive, en
engendrant les ions HCO
–
3 et l’acide H 2 CO 3 .
Exemples d’acides ou de bases courants au laboratoire
Certains acides ou certaines bases sont appelées par un nom d’usage à connaître. Il faut bien
être conscient du caractère dangereux des acides et des bases fortes concentrées, aussi bien
par ingestion que par contact (substances très corrosives). Ainsi :
• l’acide nitrique est un composé chimique de formule HNO 3 . Liquide incolore lorsqu’il est
pur, il s’agit d’un acide fort généralement utilisé en solution aqueuse.
• L’acide chlorhydrique est une solution aqueuse constituée par les ions oxonium H 3 O
+ et
des ions chlorure Cl
– . Il est obtenu par dissolution de chlorure d’hydrogène HCl (qui est
un gaz). Ce dernier est un acide fort qui s’ionise totalement en solution aqueuse.
• L’acide sulfurique est un composé chimique de formule H 2 SO 4 . Il s’agit d’un diacide (il
est susceptible de libérer deux protons sous forme d’ions oxonium en solution aqueuse).
La première acidité est une acidité forte dans l’eau, tandis que la deuxième acidité est une
acidité faible. En première approximation l’acide sulfurique est souvent considéré comme
un diacide fort dans l’eau (deux acidités fortes).
• L’acide phosphorique est un composé chimique de formule H 3 PO 4 . Comme précisé plus
haut, il s’agit d’un triacide possédant trois acidités faibles dans l’eau.
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