Un acide et une base conjugués constituent un couple acide base noté ah/ a ou bh+/B








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titreUn acide et une base conjugués constituent un couple acide base noté ah/ a ou bh+/B
date de publication28.03.2017
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La transformation d’un système chimique est-elle toujours totale ?


  1. Réactions acido-basiques :




  • Un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton H+ .

Une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton H+
Quand un acide AH libère un proton, il se transforme en sa base conjuguée A_

Quand une base B capte un proton, elle se transforme en son acide conjugué BH+

Un acide et une base conjugués constituent un couple acide base noté AH/ A_ ou BH+/B



On associe à un couple acide/base une demi-équation acido-basique qui peut se faire dans un sens ou dans l’autre, ou même dans les deux sens simultanément :
AH/ A_ AH = A_ + H+ BH+/B BH+ = B + H+


  • Une réaction acido-basique correspond à un transfert de proton H+ entre l’acide AH d’un couple et la base B d’un autre couple.


Exemple :

l’eau est une espèce ampholyte : elle peut se comporter comme un acide ou comme une base, et appartient donc à deux couples H3O+ / H2O H3O+ = H2O+ H+

H2O / HO-- H2O = HO-- + H+
Les molécules d’eau réagissent donc entre elles selon une réaction acido-basique appelée autoprotolyse de l’eau :

H2O + H2O = H3O+ + HO

Ceci explique la présence d’ ions oxonium H3O+ et d’ ions hydroxyde HO en petite quantité dans l’eau pure ( à 25°C, [H3O+]= [HO]= 10-7mol.L-1 ).




  • On peut montrer que, dans une solution aqueuse, les concentrations des ions H3O+ et des ions HO ne sont pas indépendantes l’une de l’autre : si l’une augmente, l’autre diminue de façon à ce que le produit de ces deux concentrations, appelé produit ionique de l’eau reste constant :

[H3O+] x [HO] = 10—14


  • on peut donc classer les solutions aqueuses en 3 catégories :

  • acide si [H3O+]  [HO]  [H3O+]  10—7 mol.L--1

  • neutre si [H3O+] = [HO]  [H3O+] = 10—7 mol.L—1

  • basique si [H3O+]  [HO]  [H3O+]  10—7 mol.L—1





  1. le pH et sa mesure : pH= log[H3O+] [H3O+]= 10—pH


Attention ! si [H3O+] augmente (solution plus acide) le pH diminue !
Pour faire une mesure rapide mais peu précise du pH d’une solution aqueuse (à 1 ou 2 unités de pH près), on peut utiliser du papier pH ou des bandelettes indicateur de pH.
Pour faire une mesure plus précise du pH, il faut utiliser un pHmètre étalonné dont la précision peut être de l’ordre de 0,1 unité de pH.

Ainsi, si on mesure pH=2,0 la valeur réelle du pH est comprise entre 1,9 et 2,1.

Alors [H3O+] est compris entre 0,79.10–2 et 1,26.10–2, soit un écart absolu de 0,26.10–2par rapport à la valeur déduite du pH mesuré : [H3O+]=1,0.10–2.

L’écart relatif est donc 0,26.10–2/1,0.10–2 = 0,26 soit 26% !
Conséquence : Lorsqu’on calcule la concentration d’une espèce chimique à partir d’une mesure de pH, il faut se limiter à deux chiffres significatifs.



  1. Etude de la solution d’acide chlorhydrique à 1,00.10—2mol.L--1:




  • On a préparé 2,00 litres de cette solution à partir d’une solution mère concentrée dont la densité est d=1,16 et le pourcentage massique en soluté P= 32%


masse de 1L de solution = d x masse de 1L d’eau = 1000.d (en g) soit ici 1160g

masse m de soluté dans 1L de solution = P x masse de 1L de solution /100 soit ici 371g

nombre de môle de soluté dans 1L de solution n = m/M avec M=36,5g.mol–1 soit ici 10,2 mol

La concentration de cette solution commerciale en soluté HCl apporté est de 10 mol.L1
Le rapport de dilution doit donc être F = 10/1,00.10–2 = 1000.
Pour préparer 2,00L de solution diluée de concentration 1,00.10—2mol.L1 le volume de solution mère à prélever est donc V0 = 2000/1000 = 2,00 mL .
Mode opératoire : On prélève 2,00 mL de solution mère à l’aide d’une pipette jaugée de 2mL munie d’une propipette.

On les introduit dans une fiole jaugée de 2,00L préalablement remplie à moitié d’eau distillée.

On bouche et on agite pour homogénéiser le mélange.

On complète jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée.

On bouche et on agite pour homogénéiser le mélange.


  • L’acide est concentré donc manipuler avec une blouse, des gants et des lunettes, près de l’évier.




  • L’espèce HCl est un gaz très soluble dans l’eau et qui présente des propriétés acides.


Réaction de dissolution : HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl(aq)

Cette réaction est totale donc l’espèce HCl n’existe pas en solution aqueuse.
Couples mis en jeu : HCl(g) / Cl(aq) HCl(g) = Cl(aq) + H+(aq)

H3O+(aq) / H2O(l) H2O(l) + H+(aq) = H3O+(aq)



  1. Etude de la solution d’acide éthanoïque à 1,0.10—2mol.L—1 :


L’acide éthanoïque (ou acétique) de formule CH3CO2H est un corps pur moléculaire qui se trouve à l’état liquide dans les conditions habituelles de pression et de température.


  • Mode opératoire pour préparer 2,00 litres de solution d’acide éthanoïque à 1,00.10—2mol.L—1. n(CH3CO2H) à prélever = C.V = 2,00x1,0.10—2 = 2,00.10—2mol

m(CH3CO2H) = nxM = 2,00.10—2x60,0 = 1,20g

On pèse 1,2g d’acide éthanoïque dans un bécher posé sur une balance tarée.

On les introduit dans une fiole jaugée de 2,00L préalablement remplie à moitié d’eau.

On bouche et on agite pour homogénéiser le mélange.

On complète jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée.

On bouche et on agite pour homogénéiser le mélange.

  • Réaction entre CH3CO2H et l’eau : CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2(aq) + H3O+(aq)


Couples mis en jeu: CH3CO2H(aq) / CH3CO2(aq) CH3CO2H = CH3CO2+ H+

H3O+(aq) / H2O(l) H2O + H+ = H3O+



  • Tableau d’avancement: CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2(aq) + H3O+(aq)

État initial: y=0 1,0.10–2 solvant 0 0

Etat intermédiaire: y 1,0.10–2–y / y y

Etat final : yeq 1,0.10–2– yeq / yeq yeq
Attention ! dans l’état final, le réactif limitant CH3CO2H(aq) n’a pas totalement réagi car il se reforme en permanence par la réaction inverse : l’état final est un état d’équilibre


  • Si la transformation chimique étudiée ici était totale, en fin de réaction on aurait

[H3O+] = ymax = 1,0.10–2mol.
Le pH de la solution serait alors pH =  log[H3O+] =  log (1,0.10–2) = 2,0


  • Or on a mesuré pH = log[H3O+] = log(yeq) = 3,2

donc [H3O+] =10pH =103,2 = 6,3.10–4mol.L–1
Donc la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau n’est pas totale mais limitée.



  1. Transformations totales ou limitées :


Les réactions acido-basiques sont toujours très rapides, mais pour certaines d’entre elles le réactif limitant ne disparaît jamais totalement !

On dit alors que la transformation chimique correspondante est limitée.
L’état final d’une transformation limitée correspond à un degré d’avancement volumique « y » qui n’évolue plus, bien qu’il soit inférieur à la valeur maximale ymax .

On dit alors que le système chimique se trouve dans un état d’équilibre chimique car les concentrations des réactifs et des produits n’évoluent plus au cours du temps.
Mais cet équilibre chimique est dynamique car la réaction chimique entre l’acide et l’eau ne s’est pas arrêtée (c’est normal puisqu’il reste des réactifs, qui continuent donc à réagir !).

C’est la réaction inverse qui se produit simultanément qui régénère en permanence l’acide et l’eau.
Ainsi, la transformation chimique entre l’acide éthanoïque et l’eau est limitée :

CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2(aq) + H3O+(aq)
Lorsque l’état d’équilibre est atteint (une fraction de seconde suffit !) il se forme autant d’ions H3O + par la réaction directe ( ) qu’il en disparaît par la réaction inverse (  ) pendant la même durée… ces deux réactions se font alors avec la même vitesse.
On définit le taux d’avancement final (ou à l’équilibre), noté  comme le quotient de l’avancement final par l’avancement maximal : = yeq / ymax = xeq / xmax 1


 augmente lorsque la concentration de l’acide faible diminue.






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