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Page 1.

 

Acides & Bases. Définitions

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

1- Un acide est une espèce chimique capable de capter un proton H+

2- L’anion nitrate, NO3 est un acide (définition de Bronsted)

3- Une molécule avec des atomes d’hydrogène peut être un acide ou une base (Cela dépend de sa constante d’acidité Ka ; de son pka)

4- KOH est une base : KOH + H = KOH2

5- Polybase : capable de capter successivement plusieurs ions H+. Polyacide : capable de se dissocier en libérant plusieurs ions H+

6- Seuls les acides forts ont des base conjuguées

7- La formation d’un couple acide base, par mise en solution aqueuse d’un acide ou d’une base, n’est pas une réaction acido-basique

 

Les affirmations 3 et 5 sont exactes.

 

Affirmation 1

Non.

Un acide (définition de Bronsted) est une espèce capable de céder au moins un proton H⁺.

La molécule formée par libération de proton(s) est une base

Une base est une espèce capable de capter au moins un proton H⁺.

La molécule formée par capture de proton(s) est un acide conjugué.

 

Affirmation 2

Non.

L’anion nitrate, NO₃^- est une base.

NO₃^- n’a pas de proton Hydrogène, il ne peut pas être un acide !

 

Un anion, charge électrique négative, n’a pas une surcharge positive (par excès d’un proton hydrogène), et donc : un anion ne peut pas céder un proton H+, qu’il n’a pas, et être un acide.

 

Affirmation 3

Oui.

[A]. Molécule avec des atomes d’hydrogène peut être un acide ou une base.
Exemple [A] : CH₃CO₂H et CH₃CO₂^-

Le classement en acide ou base dépend de la constante d’acidité Ka de ces molécules.

Ka, pka : voir pages suivantes.

 

Affirmation 4

Non.

KOH est une base et aussi un « complexe » formé de 2 partie K et OH.

Mis en solution aqueuse, KOH se dissocie, par une réaction de « complexation »,  en ion métallique K⁺ et ion hydroxyle OH^-.
Par ses HO^- qu’elle libère en solution aqueuse, la potasse est une base.

L’eau ne participe pas à l’équilibre de la réaction.

Même principe pour la soude.

KOH, Hydroxyde de potassium, et NaOH, Hydoxyde de sodium (soude, soude caustique) sont 2 exemples de bases fortes : se dissocient entièrement dans l’eau.

 

Affirmation5

Oui.

Polybase : capte 2 (dibase), 3 (tribase), ions H+

Polyacide : libère 2 (diacide), 3 (triacide), ions H+

 

Affirmation 6

Non.

A tout acide est associé une base, base dite « conjuguée ».

Les HA et A^- reliés forme un « couple acide-base ».

A la différence d’un acide faible, un acide fort se dissocie entièrement en solution aqueuse.

 

Affirmation 7

Si.

La formation d’un couple acide base, par mise en solution aqueuse d’un acide ou d’une base, est une réaction acido-basique

Par soucis de progression ordonnée, le thème « Acide base » a été divisé en chapitres :

- Couple acide-base (ce chapitre),

- Calcul du pH d’une solution,

- réaction acido-basique (L’eau joue le rôle du deuxième élément chimique de la réaction acido-basique),

- pH-métrie.

 

 

 

 

Acide : donneur de protons H⁺.

Base : accepteur de protons H⁺.

 

Exemple d’acidité : chaîne de transport mitochondrie

 

L’acide (souvent noté «AH»), est un élément chimique qui se dissocie en solution aqueuse pour donner une base (A^-) et un proton H⁺

(Le proton H⁺ ne n’existe pas en solution, il se solvate en ion oxonium H₃O⁺).

 

Définition de Bronsted

Un acide est toute espèce qui peut libérer un ou plusieurs protons H.

Un acide «AH» versé dans l’eau :

AH + H₂O <-> A^- + H₃O⁺

La base découlant de la dissociation de l’acide, notée A^- dans cette équation générique, est chargée négativement.

H₃O⁺ : un ion oxonium.

Note :

- La base conjuguée découle de la dissociation de l’acide et lui est propre :

Chaque acide a une base conjuguée (et chaque base a un acide conjugué).

 

Acide. Définition de Lewis

La définition de Lewis est plus large que la définition de Bronsted.

Un acide de Lewis est un accepteur de doublet.

Un des atomes possède une lacune électronique (une de ses orbitales est vide).

Un acide de Lewis est un électrophile

(a = acide = aime/attire les électrons).

 

Base. Définition de Lewis

Une base de Lewis est un donneur de doublets

(Ayant au moins un doublet libre).

Exemple :

Un donneur d’ion O^2-  (riche en électrons) est une base.

 

 

 

 

 

Page 2.

 

Ka. pKa

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

1- Ka, constante d’acidité, n’a rien à voir avec les notions de constante d’équilibre, d’avancement d’une réaction chimique

2- LA constante d’acidité Ka d’un couple acide-base = constante d’équilibre de la réaction de l’acide avec l’eau

3- [A]. Plus Ka est fort, moins l’élément chimique se dissocie dans l’eau

4- pKa et Ka : unité : mol/L

5- Plus la constance d’acidité est forte, plus le pka est faible

6- Connaissant le pka (exemple pka=3,8), on ne peut pas retrouver le Ka

 

Les affirmations 2 et 5 sont exactes.

 

Affirmation 1

Si.

La constante d’acidité Ka est la constante d’équilibre d’une réaction particulière, la réaction d’un acide avec l’eau.

Acide : réagit avec l’eau pour donner des protons H⁺, protons H⁺ qui s’hydrolysent en H₃O⁺, oxoniums

 

Affirmation 3

Non.

[A]. Plus Ka est fort, plus l’élément chimique s’est dissocié dans l’eau pour donner une base conjuguée et des ion oxonium, H3O+

Ka caractérise le pouvoir d’acidité, l’aptitude à libérer des protons H+, protons H⁺ qui se combinent à l’eau pour former des ions oxonium H₃O⁺.

 

Affirmation 4

Non.

pKa et Ka sont des rapports de grandeurs de mêmes dimensions = nombres sans unité.

 

Affirmation 5

Oui.

Plus la constance d’acidité est forte, plus le pka est faible.
Voir figure [B].

L’utilisation des logarithmes décimaux évite des nombres à rallonges.

(pka de 3,8 est plus parlant, et plus facile à comparer avec d’autres pka,  que 6309)

L’acide chlorhydrique, HCl, se dissocient plus, et est plus fort, que l’acide nitrique HNO₃.

Les acides de pKa < -2 sont dits « acides forts » et se dissocient presque entièrement dans l’eau.

L’acide méthanoïque HCOOH est un acide (pKa < 7) faible.

 

Affirmation 6

Si

Connaissant le pka (exemple pka=3,8), on peut retrouver le Ka :

- log (Ka) = pka

ka = 10^-pka

Exemple : ka= 10^-3,8 = 1,585 . 10^-4

 

 

 

 

 

 

Page 3.

 

Table de pKa

 

Sélectionner l’affirmation exacte :

 

1- Les halogénures d’hydrogène sont des bases fortes

2- Ka=10^-9,25 = [Ammonium].[Oxonium] / [Ammoniaque]

3- L’acide formique pka=3,8 est plus fort que l’acide acétique pka=4,8

4- La base conjuguée de l’acide formique (l’ion méthanoate) est plus forte que la base conjuguée (ion acétate) de l’acide acétique

 

L’affirmation 3 est exacte.

 

On trouve ne nombreuses tables de pKa sur internet.

 

Affirmation 1

Non.

[A]. Les halogénures d’hydrogène solvatés en un anion d’halogène F, Cl, Br, … et un proton H⁺, sont des acides hologénohydriques.

Les acides hologénohydriques HF, HCl, HBr, … sont des acides forts.

 

Affirmation 2

Non.

Une constante d’acidité s’exprime :

[Concentration des produits]/[Concentration de l’acide].

Ka=10^-9,25 = [Ammoniaque].[Oxonium] / [Ammonium]

 

Affirmation 3

Oui.

L’acide formique (acide méthanoïque) pka=3,8 est plus fort que l’acide acétique pka=4,8.
Plus le pKa est faible, plus l’acide est fort ; plus il se dissocie dans l’eau.

L’acide formique et l’acide acétique sont des acides faibles.
(Acides forts pka < -2)

L’acide acétique est présent dans le vinaigre. C’est un antiseptique.

 

Affirmation 4

Non.

- Acide formique HCOOH et ion méthanoate HCOO^- : pka=3,8

- Acide acétique CH₃COOH et ion acétate CH₃COO^- : pka=4,8

Pour les bases, plus le pKa est fort, plus la base est forte.

L’ion acétate CH₃COO^- est donc une base plus forte que l’ion méthanoate HCOO^-

 

 

 

Exemples d’acides et de bases

 

Acides forts

Acide chlorhydrique. HCl

Acide sulfurique. H₂SO₄

Acide nitrique. HNO₃

Acide iodhydrique. HI

Acide bromhydrique. HBr

Acide perchlorique. HClO₄

Ne pas confondre :

Acide nitrique (HNO₃)                   pKa : -1

Acide nitreux (HNO₂)                   pKa : 3,35

 

Acides faibles

Acide méthanoïque

Acide éthanoïque CH₃COOH (acide acétique)

Acide fluorhydrique HF

Acide cyanhydrique HCN (acide prussique)

Acide borique H₃BO₃ Antiseptique (lavage oculaire pour l’irritation), absorbeur de neutrons dans les centrales nucléaires.

 

Bases fortes

Ion amidure NH₂^-

Ion éthanolate CH₃CH₂O-RO^- avec R=groupe alkyle

Ion oxyde O₂-

 

Base faibles

Pyridine C₅H₅N

Phénolate C₆H₅O

 

 

 

 

 

Page 4.

 

Acide & Base en solution aqueuse

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

1- H2O apparaît dans la formule de la constante d’acidité Ka ou de la constante de basicité kb

2- Les réactions [A] et [B] ne sont pas des réactions acide-base (L’eau ne peut pas être à la fois une base [A] et un acide [B])

3- Le pH d’une solution n’est pas lié à la concentration des ions oxonium de la solution

4- [C]. pH = pKa si les concentrations [Acide]=[Base]

5- Le pH d’une solution est égale au pKa du couple acide base + logarithme décimal du rapport des concentrations base acide

6- Pas de lien entre la constante d’acidité Ka et la constante d’équilibre d’une réaction

 

Les affirmations 4 et 5 sont exactes.

 

Affirmation 1

Non.

L’eau est le solvant, elle n’apparaît pas ni dans la formule de la constante d’acidité Ka, ni dans la formule de la constante de basicité Kb.

 

Affirmation 2

Si.

[A]. L’eau se comporte comme une base.

L’eau capte un proton H de l’acide AH et forme un ion oxonium.

L’acide AH dissocié donne une base conjuguée A^-.

[B]. L’eau se comporte comme un acide.
L’eau libère un proton H capté par la base B qui donne un acide conjugué BH.

La molécule H₂O, avec sont proton en moins devient un ion hydroxyde HO^-

 

Affirmation 3

Si.

Le pH caractérise le fait qu’il y a plus ou moins d’ions [H₃O⁺] solvatés dans la solution.

 

Affirmation 4

Oui.

Log 1 = 0.

pH = pKa +0

 

Affirmation 5

Oui.

pH d’une solution = pKa du couple acide base + logarithme décimal du rapport des concentrations base acide.

pH = pka + log ([Base]/[Acide])

 

Affirmation 6

Si.

Ka, constante d’acidité, est le nom donné à la constante d’équilibre K dans le cas d’une réaction de dissociation acide base.
Conformément à la loi d’action des masses, Ka exprime le rapport produits/réactifs d’une dissociation à l’équilibre d’un acide AH avec une base H₂O.

L’eau, solvant, n’apparaît pas dans la formule.

Voir aussi Activités des espèces chimiques.

 

 

 

 

 

Page 5.

 

Forts & faibles

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

1- Un acide fort (Exemple HCl), ou une base forte, ne se dissocient pas dans une solution aqueuse

2- Plus un acide est fort, plus sa constante d’acidité Ka est élevée et plus son pka est faible

3- pH et pKa sont toujours égaux

4- si pH < pka, la concentration d’acide prédomine sur la concentration de la base

5- On verse de l’acide phosphorique dans de l’eau. Le pH mesuré = 2. L’acide est prédominant dans la solution

6- Le pKa d’un élément chimique dépend de sa concentration dans la solution

 

Les affirmations 2 et 4 sont exactes.

 

Affirmation 1

Si.

Acide fort

Un acide fort réagit entièrement avec l’eau pour se dissocier entièrement en proton H⁺ et en base conjuguée inactive.
La base conjuguée d’un acide est dite inactive.

Le proton libéré se lie avec une molécule d’eau pour former un cation oxonium H₃O⁺.

Acide fort :

- pKa < -2

- dissociation complète

- solution, suivant la concentration, fortement acide.

HCl, acide fort, ne peut pas exister sous forme moléculaire dans l’eau.

Acide faible

Un acide faible se dissocie faiblement, libère peu de protons.

La dissociation est réversible et limitée à un équilibre entre les diverses concentrations de la formule :

AH + H₂O <=> A^- + H₃O⁺

 

Acide faible = solution faiblement acide.

(Dissociation partielle)

Acide faible = base conjuguée faible.

 

Base forte

Une base forte se dissocie totalement dans l’eau.
B+H₂O = BH⁺ + OH^-

Base forte/faible = même principe qu’acide fort/faible.

Une mole de base entraîne en solution la formation d’une mole d’ion hydroxyde HO^-(définition d’Arrhenus).

 

Affirmation 2

Oui.

Plus un acide est fort, plus sa constante d’acidité Ka est élevée (et son pKa faible).

Le dénominateur de la formule ka= ([Base conjuguée].[Oxonium]) / [Acide] est supérieur au dénominateur = l’acide s’est entièrement dissocié = acide fort

 

Affirmation 2

Non.

pH = pka + log ([Base]/[Acide])

Lorsque les concentration de base et d’acide sont égales (log ([Base]/[Acide]) = log 1 = 0), le pH = pka.

Affirmation 4

Non.

Le pH d’une solution n’est pas forcément égal au pKa du couple Acide/base concerné.

Ka :

Constante d’acidité d’un couple acide-base à l’équilibre = [Base conjuguée].[ions oxonium] / [Acide]

pH d’une solution :

Caractérise l’acidité, ou la basicité, d’une solution aqueuse. Dépend des composants et des concentrations d’acides ou de bases versées dans la solution.

Exemple : verser très peu d’acide chlorhydrique dans une solution basique donnera un pH de solution non égal à la constante d’acidité Ka de l’acide chlorhydrique.

Ka_HCl : constante d’acidité (d’équilibre) HCl = [Cl^-].[H₃O⁺] / [HCl]

pKa = - log Ka

pH : voir explications et calculs pages suivantes.

 

Affirmation 6

No.

Le pKa caractérise la dissociation d’un élément chimique avec la base H2O.
Les pka ont des valeurs différentes suivant les éléments chimiques.
Les tables de pKA, nombreuses sur Internet, sont données à  25°C.
Exemples :

L’acide chlorhydrique est un acide fort, pKa=-7

L’acide éthanoïque CH₃CO₂H est un acide faible, pKa = 4, 7.

Ka= 1,78 10^-5

(13 molécules sur mille environ se dissocient en base et en ions oxonium H₃O⁺)

 

 

 

 

Acides forts : HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄, HNO₃

Bases fortes : hydroxydes alcalins (NaOH, KOH,…).

Acides faibles : acides organiques

(Voir en fin de chapitre)

 

 

 

 

Page 6.

 

Echelle des pH. Potentiel Hydrogène

 

Sélectionner l’affirmation exacte :

 

1- [A]. Augmentation du pH = diminution des concentrations des ions oxonium dans la solution

2- Une augmentation d’une unité de pH se traduit par une multiplication par 100 de la basicité d’une solution

3- L’acide chlorhydrique a un pH inférieur et proche de 7

4- Plus le pH est fort, plus la solution est acide

 

L’affirmation 1 est exacte.

 

Affirmation 1

Oui.

[A]. Augmentation du pH = la solution devient plus basique = diminution des concentrations des ions oxonium H₃O⁺ dans la solution.

 

Affirmation 2

Non.

pH est un facteur logarithmique.

Solution 10 fois plus basique -> pH augmente d’une unité.

Solution 100 fois plus basique -> pH augmente de 2 unités.

Solution 1000 fois plus basique -> pH augmente de 3 unités.

 

Affirmation 3

Non.

L’acide chlorhydrique est un acide fort, pKa = -3 (Voir table page précédente).

Même dilué, le pH d’une solution d’acide chlorhydrique est loin d’être neutre, proche de pH=7 !

 

Affirmation 4

Non.

Plus le pH est fort, plus la solution est basique.

Le pH d’une solution aqueuse est donc par définition l’opposé du logarithme décimal de la concentration des ions hydronium :

pH = - Log [H₃O⁺]

 

 

 

Le pH, concentration des ions hydronium, s’exprime en puissance 10 :

[H₃O⁺] = 10-^pH

Le pH est pris en valeur inverse de la constante d’acidité Ka.

Les valeurs de pH sont des chiffres positifs, 0 à 14, pour les ions dans une solution aqueuse.

 

Le pH d’une solution aqueuse est donc par définition l’opposé du logarithme décimal de la concentration des ions oxonium :

pH = - Log [H₃O⁺]

(Approximation : activité = concentration)

 

Valeurs de pH

- Solutions acides : pH tend vers 0

- Solutions basiques : pH tend vers 14

Concentration d’ions oxonium dans un milieu neutre (pH=7) :

[H₃O⁺] = 10^-7 mol.L^-1

Dans un milieu acide (exemple pH=3) :

[H₃O⁺] = 10^-3 mol.L^-1
Le pH est logarithmique.

 

 

 

 

Page 7.

 

Eau. Acide. Base. pH

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

1- pH=7 : 7 fois plus d’ions hydroxydes que d’ions oxonium

2- pH=7, potentiel hydrogène de l’eau pure à 25°C = référence d’un milieu neutre

3- [A]. Verser un acide dans de l’eau : l’eau devient basique

4- Un milieu acide a une forte concentration d’ions hydroxyde et un pH fort

5- pH d’une solution = pKa : lorsque la concentration d’acide versée dans la solution devient égale à la concentration d’équilibre de la réaction acide avec  H2O

 

 

Les affirmations 2 et 5 sont exactes.

 

Affirmation 1

Non.

pH=7 : autant d’ions hydroxydes HO^- que d’ions oxonium H₃O⁺.

Le pKa de l’eau, élément acide = 14

Le pKa de l’eau, élément basique = 0

(Voir figure, table des pKa)

Voir aussi Autoprotolyse de l’eau

 

Note :

pH est un facteur logarithmique décimal.

Solution 10 fois plus acide -> pH diminue d’une unité.

Solution 100 fois plus acide -> pH diminue de 2 unités.

Solution 1000 fois plus acide -> pH diminue de 3 unités.

Log 0,1 = -1

Log 1=0

Log 10 = 1

Log 100 = 2

Log 1000 = 3

 

Affirmation 2

Oui.

pH=7 : eau pure référence d’un milieu neutre, ni « acide » ni « basique ».

 

Affirmation 3

Non.

[A]. Verser un acide dans de l’eau : l’eau devient acide.

Ce n’est pas la présence d’ions basiques qui définit l’acidité ou la basicité d’une solution mais la proportion d’ions hydroxydes / oxonium.

 

Affirmation 4

Non.

Le pH est lié à la concentration d’ions oxonium :

[H₃O⁺] = 10 –pH

(ou pH = - log [H₃O⁺])

pH faible = forte concentration H₃O⁺ = solution acide.

 

 

 

 

 

Produit ionique de l’eau

(Constante d’équilibre, Ke)

L’eau se dissocie en ions selon l’équation :

2 H₂O = H₃O⁺ _aq + HO^- _aq  

 

Le produit ionique de l’eau s’écrit Ke = [OH^-][H⁺] = 10^-14 à 25°C.

L’eau pure, à l’équilibre, est une solution neutre qui contient des ions oxonium H₃O⁺ et des ions hydroxyde HO^- en quantités égales.

                        [H₃O⁺]_eq = [HO^- ]_eq

 

À 25°C, l’eau pure contient 1x10^-7 mol.L^-1 de H₃O⁺

Le pH, logarithme de cette valeur, est de 7. 

 

Le produit ionique des concentrations en ions oxonium et hydroxyde est  la constante d’équilibre Ke. (K eau)
Ke = [H₃O⁺]_eq [HO^- ]_eq  

 

Valeur de la constante d’équilibre :

Ke = [H₃O⁺]_eq [HO^- ]_eq  = (1x10^-7) (1x10^-7) = (1x10^-14)

 

pKe = -Log (Ke) = 14

 

[H₃O⁺]_eq = [HO^- ]_eq , pH = ½ pKe = 7 

 

L’eau pure a un pH = 7 à 25° c 

 

 

Page 8.

 

Solution acide & solution basique

 

Sélectionner l’affirmation exacte :

 

1- L’acide sulfurique est un électrolyte faible (électrolyte, synonyme : hydrolyse)

2- Plus d’ions oxonium que d’ions hydroxyde = solution basique

3- L’ajout d’un proton H+ à une molécule d’eau (protonation) peut résulter d’un acide ou de l’autoprotolyse de l’eau

4- L’hydroxyde sodium, la soude ou la lessive de soude, ne sont pas corrosifs (Seuls les acides sont corrosifs ?)

 

L’affirmation 3 est exacte.

 

Affirmation 1

Non.

L’acide sulfurique (vitriol) est un électrolyte fort : mis en solution aqueuse, il se dissocie totalement cation H₃O⁺ hydraté et en anion sulfate SO₄^2- hydraté.

Electrolyte : substance conductrice ; présence d’ions.

Hydrolyse : coupure d’une molécule sous l’action de l’eau.

Voir Hydratation. Hydrolyse

 

Affirmation 2

Non.

Plus d’ions oxonium H₃O⁺ que d’ions hydroxyde HO^-= solution acide.

Ion oxonium = possibilité de libérer des protons H⁺.

 

Affirmation 3

Oui.

Ajout d’un proton H : Protonation.

Dans le cas présenté, la protonation, est due à un acide.

Molécule d’eau protonée (ajout H⁺) = Ion oxonium.

Acide : Fournisseur de protons H⁺.

 

Affirmation 4

Non.

Attention : Il n’y a pas que les acides qui peuvent être corrosifs !

Mettre des protections, gants de protection chimique, lunettes, … lorsqu’on manipule de la soude ou de la lessive de soude.

 

 

 

 

 

Définition de Bronsted

Un acide est toute espèce qui peut libérer un ou plusieurs protons H.

Un acide «AH» versé dans l’eau :

AH + H₂O <-> A^- + H₃O⁺

La base découlant de la dissociation de l’acide, notée A^- dans cette équation générique, est chargée négativement.

H₃O⁺ : un ion oxonium.

Note :

- La base découle de la dissociation de l’acide et lui est propre :

Chaque acide a une base associée (et chaque base à un acide associé).

 

Acide. Définition de Lewis

La définition de Lewis est plus large que la définition de Bronsted.

Un acide de Lewis est un accepteur de doublet.

Un des atomes possède une lacune électronique (une de ses orbitales est vide).

Un acide de Lewis est un électrophile

(a = acide = aime/attire les électrons).

 

Base. Définition de Lewis

Une base de Lewis est un donneur de doublets

(Ayant au moins un doublet libre).

Exemple :

Un donneur d’ion O^2-  (riche en électrons) est une base.

 

 

 

Page 9.

 

Coefficient de dissociation alpha

 

Sélectionner l’affirmation exacte :

 

1- [A]. Coefficient de dissociation d’une base forte ou d’un acide fort : 0

2- Acide faible : plus la concentration initiale d’acide est faible, plus l’acide se dissocie

3- Le degré de dissociation ne dépend pas de l’avancement de la réaction

4- Si autoprotolyse de l’eau négligeable, on ne peut pas calculer le coefficient de dissociation à partir de la concentration initiale et du pH (pH=-log [Oxonium])

 

L’affirmation 2 est exacte.

 

Coefficient de dissociation a = Moles dissociées / moles initiales introduites

Valeur entre 0, pas de dissociation, et 1, dissociation totale (100%)

 

Affirmation 1

Non.

Les bases et acides forts se dissocient entièrement en solution aqueuse :

a = 1.

Coefficient (ou degrés) de dissociation d’une base forte ou d’un acide fort : 1

 

Affirmation 2

Oui.

Pour un acide faible, plus la concentration initiale d’acide est faible, plus l’acide se dissocie.

Le principe de Le Châtelier l’explique : concentration faible -> l’équilibre se déplace vers une augmentation des produits, une augmentation de la dissociation.

La résolution de la relation Ka fonction du coefficient de dissociation le montrerait aussi.

 

Affirmation 3

Si.

Le degré de dissociation dépend de l’avancement de la réaction.
a est nul lorsque l’élément est introduit pour atteindre sa valeur optimale lorsque la réaction est à l’équilibre.

Avancement d’une réaction

 

Affirmation 4

Si.

[B]. Si l’autoprotolyse de l’eau est négligeable, on néglige les H₃O⁺ apportés par l’autoprotolyse et on peut dire que la concentration de la base conjuguée [A^-] = [H₃O⁺]

pH = - log [H₃O⁺] = - log [A^-]

[A^-]= 10^-pH

pH = 3

[A^-]=10^-3

a = [A^-]/[AH] = 0,001/0,1 = 0,01

 

 

 

Degré de dissociation

 

a = 10^-4

(Très faible dissociation)

AH initial = 10 000 moles.

a= molécules dissociées / molécules initiales = A^- / 10^-4 = 10^-4

Après dissociation on a :

1 molécule A^-

9999 molécules AH

 

 

 

 

Page 10.

 

Acides minéraux

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

 

1- Acide nitreux et acide nitrique = même acide

2- Tous les acides minéraux ont au moins un atome d’oxygène

3- [A]. Acide sulfurique

4- Les acides minéraux sont généralement des acides faibles

5- [B]. Acide nitrique et acide nitreux : pKa différents, noms différents, et acides différents

 

Les affirmations 3 et 5 sont exactes.

 

Affirmation 1

Non.

Acide nitreux (ou nitrite d’hydrogène) HNO₂

Acide nitrique (ou nitrate d’hydrogène) HNO₃

 

Pour les oxacides, acides avec atome(s) d’oxygène, le nom de l’acide reflète le niveau d’oxydation.

2 niveaux d’oxydation possibles :

- 1^er niveau : ‘ite’, (ou acide … eux),

- 2^ème niveau ‘ate’, (ou acide … ique)

4 niveaux d’oxydation possibles (voir figure) :

- 1^er niveau : Hypo … ‘ite’,

- 2^ème niveau … ‘ite’.

- 3^ème niveau … ‘ate’.

- 4^ème niveau Per … ‘ate’.

 

Affirmation 2

Non.

Les acides binaires sont composés d’un atome H et d’un atome minéral (pas d’atome d’oxygène)

 

Affirmation 3

Oui.

[A]. Acide sulfurique

2 H₂O + H₂SO₄     2 H₃O⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq).

 

Affirmation 4

Non.

Les acides minéraux peuvent être très forts, avec des pKa < 0

Exemples d’acides minéraux forts :

Acide chlorydrique                       pKa : -3

Acide sulfurique                          pKa : -3

 

Affirmation 5

Oui.

Acide nitrique (HNO₃)                   pKa : -1

Acide nitreux (HNO₂)          pKa : 3,35

 

 

 

 

Acides minéraux

 

Un acide minéral dérive d’un minéral.

         - Les hydracides ou acides binaires (HnA),

         - Les oxacides ou acides ternaires (HnMOm),

            Oxacide : composé oxygène,

            Ternaires : trois composés.

        

Acides binaires

Première nomenclature :

- Nom du non-méta_ure_ d’hydrogène

Exemple :

         - Chlorure d’hydrogène (HCl)

Deuxième nomenclature

- acide nom du non-métal _hydrique

Exemple :

         Acide chlorhydrique (HCl)
L’acide chlorhydrique, HCl, en solution aqueuse : H₃O⁺+ Cl^-_(aq)) est couramment utilisé dans l'industrie.

 

Acides ternaires

Trois composants sont toujours présents dans un acide ternaire :

         - L’hydrogène,

         - Un non-métal,

         - L’oxygène. (D’où l’autre nom : Oxacide)

Première nomenclature :

- Nom du non-métal_ate ou ite d’hydrogène

Exemple :

         - Chlorate d’hydrogène (HClO₃)

Deuxième nomenclature

- acide nom du non-métal _ ‘ique ou eux’

Exemple :

         Acide chlorique (HClO₃)

 

 

 

 

 

 

Page 11.

 

Acides organiques

 

Sélectionner l’affirmation exacte :

 

1- Les acides organiques, contrairement aux acides minéraux, ne sont pas capables de libérer un proton H+

2- Les acides organiques sont très solubles dans l’eau

3- Acides organiques les plus courants : acides carboxyliques (généralement acides faibles), et acides sulfoniques (acides relativement forts)

4- Les acides gras sont solubles dans l’eau

 

L’affirmation 3 est exacte.

 

Affirmation 1

Si.

Les acides organiques, comme les minéraux, libèrent des protons H⁺.

Le proton H⁺ provient de groupements fonctionnels « acides » :

- carboxylique –COOH, sous-classe : acide benzoïque,

- sulfonique -SO₂OH,

- hydroxyle –OH,

- sulfhydryle –SH,

- les alcool, énols, phénols,

- …

 

Affirmation 2

Non.

Les acides organiques sont très peu solubles dans l’eau

Ils sont généralement très solubles dans des solvants organiques.

 

Affirmation 3

Oui.

Acides organiques les plus courants : acides carboxyliques (généralement des acides faibles), et acides sulfoniques (acides relativement forts)

 

Les acides organiques sont utilisés comme acidulants, conservateurs, émulsifiants, antioxydants, …

Acide citrique (E330), acide lactique

Affirmation 4

Correct.

Un acide gras, hydrophobe, insoluble dans l’eau, n’a pas la capacité de créer des liaisons hydrogène avec les molécules d’eau.

Il est souvent apolaire et n’a pas la possibilité de créer une liaison dipôle-dipôle.
Généralement soluble dans des solvants organiques

(Acétone, hydrocarbures légers)

 

 

 

Acides organiques

 

Acides carboxyliques

Les acides carboxyliques contiennent le groupement fonctionnel carboxyle (-C(O)OH).

Les acides aminés, briques de base des protéines, sont des acides carboxyliques.

Les bases conjuguées des acides carboxyliques sont des « carboxylates ».

 

Exemples d’acides carboxyliques
- Acide acétique, CH₃COOH, présente dans le vinaigre, antiseptique et désinfectant.
Acide acétique = acide étanoïque ; base associée : acétate (ion éthanoate), CH₃COO^-

L’acide acétique est au centre de nombreuses molécules complexes de la biologie, de synthèses et dégradations des aliments, etc.

- Acide acétylsalicylique, HC₉H₇O₄, dans l’aspirine,
- Acide ascorbique, H₂C₆H₆O₆, vitamine C.
- Acide citrique, H₃C₆H₅O₇, dans les agrumes,

- acide formique, HCO₂H.

 

Acides sulfoniques

Les acides sulfoniques contiennent le groupement fonctionnel sulfonique (-SO₂OH).

Exemples :

- Acide méthanesulfonique CH₃SO₂OH, réactif très utilisé en synthèse organique.
- Acide paratoluènesulfonique, appelé l’APTS

 

Groupes fonctionnels

- Groupes d’atomes utilisés en chimie organique,

- Structure sub-moléculaire, assemblage d’atomes,

- Confère des réactivités et des propriétés spécifiques à la molécule qui le contient,

- Notés R, R’, … dans les formules

 

Voir Groupements fonctionnels.

 

 

 

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Résumé. pka

 

Sélectionner les deux affirmations exactes :

 

1- pKA de l’acide éthanoïde = 4,7 = acide fort

2- Le pH d’une solution d’acide éthanoïque est à 4 : l’acide prédomine dans la solution

3- Le pH d’un acide fort : pH = pKa + log ([Base] / [Acide]

4- Pas de relation entre les concentrations [Ion oxonium] et [Ion hydronium]

5- [A]. Une base est d’autant moins puissante que son acide conjugué est puissant

 

Les affirmations 2 et 5 sont exactes.

 

Affirmation 1

Non.

Acide éthanoïque :

- pKa = 4,7 à 25°C (voir table pKa de la figure),

- pKa < 6,5 : acide, et >0

- acide faible

Acides forts : pka négatifs (<-2)

 

Affirmation 2

Oui.

Voir figure [B]

 

Affirmation 3

Non.

pH d’un acide fort :

pH= - Log [C]

pH directement lié à la concentration [C] de l’acide.

pH d’un acide faible :

pH = pKa + log ([Base]/[Acide])

 

Affirmation 4

Si.

Potentiel électronique de l’eau Ke = [H₃O⁺].[HO^-] = 10^-14