**TI82** TxtView file generated by CalcText - KouriL=CHimie=;ÿcoursII Rappels d'oxvdoréduction (1) 2 ):Raisonnons à partir de l'exemple pris pour illustrer les réactions lentes : nous avons fait réagir de l'eau oxygénée avec des ions iodures. 1) Oxydant : On dit que l'eau oxygénée H2O2(aq) est un oxydant, car c'est une espèce chimique susceptible de gagner de électrons selon l'équation H2O2 (aq) + 2H+ (aq) + 2e- = 2 H20 (1) On obtient alors forcément un réducteur, H2O(1), qui est appelé réducteur conjugué de H2O2(aq). 2) Réducteur : On dit que l'ion iodure I-(aa) est un réducteur, car c'est une espèce chimique susceptible de perdre des électrons selon l'équation 2 I-(aq) = Iz (aq) + 2e On obtient alors forcément un oxydant, Iz(aq), qui est appelé oxydant conjugué de I_(aq). 3) Couple oxydant réducteur et réaction d'oxydoréduction : a. Couple oxydant réducteur : Un oxydant et un réducteur conjugués forme un couple oxydant/réducteur noté Ox / Red. Le passage de l'oxydant au réducteur conjugué ou vice versa est formalisé par une demi équation : Ox + n e- = Red b. Réaction d'oxydoréduction : Une réaction d'oxydoréduction met enjeu un transfert d'électrons entre l'oxydant d'un couple oxydoréducteur le réducteur d'un autre couple oxydoréducteur. I Les réactions acido-basiques : 1) Acide : Selon Bronsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+ Ex : l’acide éthanoïque, CH3COOH). En effet, l’acide éthanoïque cède son proton selon la réaction : CH3COOH(aq) = H+ + CH3COO- (aq) On obtient alors forcément une base, CH3COO-, appelée base conjuguée de CH3COOH. 2) Base : Toujours selon Bronsted, une base est une espèce chimique capable de capter un proton H+ Ex : l’ammoniac, NH3. En effet, l’ammoniac capte un proton selon la réaction : NH3 (aq) + H+ = NH4 + (aq) On obtient alors forcément un acide, NH4+, appelée acide conjuguée de NH3. 3)Couple acide/base et réaction acido-basique : a. Couple acide base : Un acide et une base conjugués forment un couple appelé couple acide base et noté Acide / Base. Ex : Nous venons de voir deux couples : CH3COOH(aq) / CH3COO-(aq) et NH4+(aq) / NH3(aq) Le passage de l’acide à la base conjuguée ou vice versa est formalisé par une demi équation : Base + H+ = Acide ----------------------- II Le pH est sa mesure : 1) Définition du pH (3) : a. Pour des solutions aqueuses diluées, le pH est définie par : pH = - log [H3O+] [H3O+] est la valeur numérique de la concentration en ions oxonium exprimée en mol/L. b. Inversement, on peut remonter, à partir du pH d’une solution à la concentration en ions oxonium en effectuant : [H3O+] = 10-pH On trouve cette concentration en mol/L. --------------------- 2) Propriété : Nous savons que le pH permet de savoir si une solution a un caractère acide (pH<7) ou un caractère basique (pH>7). Comme la fonction log est une fonction croissante : * Si le pH est grand, la solution est peu acide, la concentration en ions oxonium est faible. * Si le pH est petit, la solution est très acide, la concentration en ions oxonium est grande. 3) Mesure du pH : On peut simplement avoir une indication de la valeur du pH en utilisant un papier pH qui prend une couleur plus ou moins rougeâtre selon l’acidité de la solution. Pour être plus précis, on utilise un pH-mètre. Celui-ci est un millivoltmètre relié à deux électrodes (ou une combinée) : une électrode de verre et une électrode de référence. Le millivoltmètre mesure la différence de potentiel entre les deux électrodes. Il nous donne une précision au dixième de degré pH près. d. Taux d’avancement final d’une réaction : Cet outil compare l’avancement final de la réaction avec son avancement maximal afin de connaître le caractère plus ou moins total de la transformation étudiée. t= xf/xmax xf : avancement final correspondant à l’état d’équilibre obtenu. xmax : avancement maximal que l’on obtiendrait si la réaction était totale ----------------------- L’équilibre est dynamique. ----------------------- CHAP 2 Equation de la réaction et produit ionique (1) : a. L’eau, espèce amphotère, joue donc un double rôle d’acide et de base, selon l’équation : 2 H2O(l) = H3O+(aq) + OH- (aq) Cette réaction est appelée autoprotolyse de l’eau b. A cette réaction, on associe une constante d’équilibre Ke appelée produit ionique de l’eau. On a : Ke = [H3O+(aq)] × [OH-(aq)] Comme il y a autant d’ions oxonium que d’ions hydroxyde produits par l’autoprotolyse : [H3O+(aq)] = [OH-(aq)]= 1.0*10-7 mol/L et Ke = 10-14 ------------------------- Généralement en chimie, à une grandeur X on associe une grandeur pX = - log X. Ici on a alors : pKe = - log Ke = 14 ------------------------ Définition (2) : Une solution est dite acide si elle contient plus d’ion oxonium que l’eau pure : Solution acide <=> [H3O+(aq)] > 1.0*10^-7 mol/L <=> pH < 7.0 Une solution est dite basique si elle contient moins d’ions oxonium que l’eau pure : Solution basique <=> [H3O+(aq)] < 1.0*10-7 mol/L <=> pH > 7.0 Une solution neutre sera donc une solution dont le pH est de 7.0 <=> [H3O+(aq)] = 1.0*10-7 mol/L ------------------------ II Constante d’acidité d’un couple acido-basique : 1) Définition (4) : Soit un acide HA(aq) et sa base conjuguée A-(aq). La constante d’acidité de ce couple acide/base est la constante d’équilibre de la réaction de l’acide avec l’eau : HA(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+ KA = ([A-]*[H3O+])/ [HA] A cette constante d’acidité KA on associe son pKA : pKA = - log KA d. Conclusion : Pour deux solutions d’acides de même concentration en soluté apporté, la plus acide (plus petit pH) correspond à celle dont l’acide est le plus dissocié dans l’eau : Si KA > KA’ ou pKA < pKA’ alors pH < pH’ et [H30+(aq)] f > [H30+ (aq)]f’ et τ > τ’ --------------------- Ainsi : Si pH = pKA alors log([A-]/[HA])=0 donc [A-(aq)] = [HA(aq)] Si pH > pKA alors log([A-]/[HA])> 0 donc [A-(aq)] > [HA(aq)] Si pH < pKA alors log([A-]/[HA])< 0 donc [HA(aq)] > [A-(aq)] ------------------------ Cette réaction est bien totale (K = 10^14) ÿ)