Acide Base

organiques : les fonctions ») ; - d’écrire la constante d’équilibre relative à une réaction ; - d’utiliser les logarithmes en base 10. Objectifs : Au terme de ce module, vous serez capable: - d’identifier, dans une liste donnée, les acides et les bases selon Brønsted ; - de reconnaître et de compléter des couples acide-base ; - d’écrire et de compléter une réaction acide-base selon Brønsted ; - d’écrire l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau, ainsi que l’expression de la constante

=> Solution aqueuse 2.1 Acide et Base selon Brönsted Définition : Acide : Un acide noté AH est une espèce chimique susceptible de libérer au moins un protons noté H+. On note AH<=> H++A-. Base : Noté A- est une espèce chimique susceptible de capter au moins un proton noté H+. on note A-+H+ <=> AH. Exemple : CH3COOH et NH3 Acide éthanoïqueCH3COOH <=> CH3COO- + H+ AmmoniaqueNH3+H+ <=> NH4+ → ion ammonium 2.2 Couple acido-basique Un acide qui a perdu un proton se transforme

Rapport TP 2 : Titrage acide - base Rapha¨l Braunschweig, Stefan Binder e Groupe A, Binˆme 3 o Date de manipulation : 29 mars 2007 Rendu du rapport : 5 avril 2007 Table des mati`res e 1 Objectifs du travail 2 R´sultats e 2.1 R´action acide fort / base forte HCl/N aOH . . . . . e 2.1.1 Titrage grossier . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.1.2 Titrage pr´cis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . e 2.2 R´action acide faible / base forte CH3 COOH/N aOH e 2.2.1 Titrage grossier . . . . . . . .

est maintenant abandonnée. Pour Brönsted, un acide est un donneur de proton et une base un donneur de doublet d'électrons. Enfin pour Lewis, un acide est un accepteur de doublet d'électrons et une base un donneur de doublet d'électrons. Cette dernière notion est la plus large des trois et permet d'associer un caractère acide ou basique à des entités inclassables suivant les autres critères. Par ex. les sels de métaux de transition ont un caractère acide suivant Lewis grâce aux orbitales vacantes présentes

ACIDO-BASIQUES Un jus de citron a un goût acide. Cette acidité est due à la présence d'ions oxonium H3O + ou H + (aq). 1- DEFINITION D’UN ACIDE, D’UNE BASE, D’UN COUPLE ACIDE / BASE  1.1 Couple acide / base (Théorie de Brönsted, 1923) 1-2 Expériences • Action d'un acide ou d'une base sur un indicateur coloré - Rappelons que le pH caractérise le caractère acide, neutre ou basique d'une solution aqueuse. A 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH

Objectifs : ← Définir un acide, une base ← Etudier une réaction acido-basique ← Rôle d’un indicateur coloré Matériel : matériel de verrerie, conductimètre, papier pH indicateur coloré ( BBT, hélianthine, phtaléine) et diverses solutions ( acide chlorhydrique, hydroxyde de sodium, nitrate d’ammonium, ammoniac, sulfate de cuivre et nitrate d’argent) I ) mesures de pH En utilisant le papier pH , mesurer le pH des solutions utilisées dans le TP et en déduire leur caractère  « acide , basique ou neutre »

/HS- d. HS-/ e. /CH3NH2 f. C2H5OH/ Aide: a. On cherche ici la base de HCl. On utilise Acide = H+ + Base. Donc l’équation est HCl = H+ + .... On compte les atomes : H : 1 = 1 + x Cl : 1 = 0 + y Signe : 0 = +1 + z x=0 ; y=1 ; z=-1. Donc la base est constituée d’un Cl et a un signe négatif donc la base est Cl-. c. On cherche ici l’acide de HS-. On utilise Acide = H+ + Base. Donc l’équation est …. = H+ + HS- On compte les atomes : H : x = 1

La solution est alors neutre, acide ou basique. pH : Toute solution continent des ions oxonium (H3O+). Le pH est une grandeur sans unité qui qualifie l'acidité d'une solution, donnée par la relation : pH = - log [H3O+] ou [H3O+] = 10-pH [ ] : concentration molaire (mol.L-1) pH : potentiel hydrogène (sans unité) Lorsque le pH augmente la concentration diminue. Équilibre acido-basique : Un acide (AH) est un espèce chimique susceptible de céder un ion H+ (proton). Un base (A-) est une espèce susceptible

TP N°4 Dosage acide-base suivi par conductimétrie Introduction : On cherche à montrer qu'il existe une relation entre la conductance d'une solution et la concentration des espèces ioniques. Les ions H3O+ et OH- sont les plus « mobiles », c'est à dire que lorsqu'ils disparaissent, la conductance diminue en générale fortement (elle augmente fortement quand ils apparaissent dans le milieu réactionnel). Lors d'un dosage par conductimétrie, on étudie l'évolution de G en fonction du volume de solution

ction Exercice 29 p 344 1) Les couples acide / base qui participent à cette réaction sont donc : CO2 , H 2O( aq) / HCO3 ( aq) H 3O  / H 2O(l ) Ce qui conduit à l’équation : CO2 , H 2O( aq)  H 2O(l )  HCO3 ( aq)  H 3O  On a donc : K A1  [ HCO3 ( aq) ] f .[ H 3O  ] f [CO2 , H 2O( aq) ] f [ HCO  3 ( aq) f d’où  log K A1   log [ HCO3 ( aq) ] f [CO2 , H 2O( aq) ] f  log[ H 3O  ] f Soit encore pK A1   log ] [CO2 , H 2O( aq) ] f  pH et donc pH  pK A1