Introduction et rappels

Le pH

Le pH, ou encore potentiel hydrogène, correspond à une mesure de l'activité chimique de ce qu'on appelle les hydrons dans une solution. Mais vous les connaissez plus certainement sous le nom de protons ou encore ions hydrogènes. De façon plus particulière, ces protons, dans une solution aqueuse, se présent sous la forme de l'ion hydronium qui représente le plus simple des ions oxonium.

Le pH est, le plus souvent, utilisé afin de mesurer l'acidité ou encore la basicité du solution. On peut alors la déterminer avec l'échelle suivant dans le cas d'un milieu aqueux à 25°C :

  • une solution de pH égal à 7 est considérée comme étant neutre ;
  • une solution de pH inférieur à 7 est considérée comme étant acide. De ce fait, plus son pH diminue, plus elle est acide ;
  • une solution de pH supérieur à 7 est considérée comme étant basique. De ce fait, plus son pH augmente, plus elle est basique.

Mais la définition que nous connaissons aujourd'hui du pH, définition de Sorensen, n'a été officiellement reconnue qu'à partir du milieu du XXe siècle par l'UICPA.

L’UICPA, l’Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée est une organisation non gouvernementale ayant son siège à Zurich, en Suisse. Créée en 1919, elle s’intéresse au progrès de la chimie, de la chimie physique et de la biochimie. Ses membres sont les différentes sociétés nationales de chimie et elle est membre du Conseil International pour la Science.
L’UICPA est une autorité reconnue dans le développement des règles à adopter pour la nomenclature, les symboles et autres terminologie des éléments chimiques et leurs dérivé via son Comité Interdivisionnel de la Nomenclature et des Symboles. Ce comité fixe la nomenclature de l’UICPA.

Cette définition est donc celle que nous retrouvons dans les manuels scolaire et s'énonce ainsi :

    \[ pH = - \log \left( a _ { \text { H } } \right) \]

Avec aH, également noté aH+ ou [H+], qui correspond à l'activité des ions hydrogène H+. aH correspond donc à une grandeur sans dimension tout comme le pH.

Néanmoins, cette définition ne nous permet pas d'obtenir des mesures directes du pH ni même des calculs. En effet, le pH dépend uniquement de l'activité des ions hydrogènes. De ce fait, le pH dépend de plusieurs autres facteurs découlant de cette activité. On peut par exemple parler de l'influence du solvant ou encore de la température.

Il reste cependant possible d'obtenir des valeurs approchées du pH en utilisant ce calcul. Pour cela, il est nécessaire de faire appel à des définitions de l'activité.

Cette définition formelle ne permet pas des mesures directes de pH, ni même des calculs. Le fait que le pH dépende de l’activité des ions hydrogène induit que le pH dépend de plusieurs autres facteurs, tels que l’influence du solvant. Toutefois, il est possible d’obtenir des valeurs approchées de pH par le calcul, à l’aide de définitions plus ou moins exactes de l’activité.

Aujourd'hui, une autre définition du pH a été donné par l'UICPA. Cette définition, déterminée grâce à une méthode électrochimique expérimentale, consiste à utiliser la relation de Nernst (sur laquelle nous reviendrons plus tard dans cet article) dans une cellule électrochimique définie comme qui suit :

Électrode de référence | Solution de KCl concentré | Solution X | H2 | Pt (électrode à hydrogène)

Ainsi, via des mesures de ce qu'on appelle force électromotrice, également notée fem ou f.e.m., de la cellule avec une solution de référence notée S, on peut obtenir la relation suivante : 

    \[ pH \left( H \right) = pH \left( S \right) + \frac { \left( E _ { S } - E _ { X } \right) \times F } { R \times T \times \ln \left( 10 \right) } \]

Avec :

  • pH(X) représentant le pH de la solution inconnue ;
  • pH(S) représentant le pH tabulé de la solution de référence S ;
  • EX représentant la f.e.m. de la cellule avec la solution inconnue X ;
  • ES représentant la f.e.m. de la cellule avec la solution de référence S à la place de la solution X ;
  • F = 96 485 C mol−1 représentant la constante de Faraday ;
  • R = 8,314 472 J mol−1  représentant la constante universelle des gaz parfaits ;
  • Et T représentant la température absolue, en kelvins.

Mesurer le ph

La mesure du pH peut se faire à l'aide d'outils comme :

  • Les indicateurs colorés, peu précis mais qui indiquent approximativement la valeur de pH ;
  • Le papier pH qui indique la valeur du pH à une unité près ;
  • Le pH-mètre qui indique, quant à lui, une valeur du pH à 0.1 unité près.

A noter que le pH est plus généralement mesuré grâce au pH-mètre, celui-ci reposant sur l'électrochimie et restant plus précis que le papier pH qui n'est qu'un indicateur. Le pH-mètre est appareil composé d'une électrode combinée spéciale, également appelée électrode de verre, ou encore de deux électrodes séparées. De façon générale, l'électrode de référence utilisée dans les pH-mètre correspond à une électrode au calomel saturée, également notée ECS.

Mais le pH peut également être trouvé par calcul :

En effet, d'après la loi de Nernst,

    \[ pH \left( H \right) = pH \left( S \right) + \frac { \left( E _ { S } - E _ { X } \right) \times F } { R \times T \times \ln \left( 10 \right) } \]

Avec :

  • X représentant la solution dont on cherche à déterminer le pH ;
  • S représentant la solution de référence ;
  • R représentant la constante de gaz parfaits ;
  • T représentant la température ;
  • F représentant la constante de Faraday.

Il peut être intéressant de noter que, à une température de 298 K, on obtient :

    \[ \frac { R \times T \times \ln \left( 10 \right) } { F } = 59,159 \text { V } \]

Comment mesurer le pH d'une solution ?
Le plus fiable pour mesurer le pH est d'utiliser un appareil de mesure adapté : un pH-mètre.

Les acides et les bases

Acide et base selon Brönsted

Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+.

    \[ AH \rightleftarrows A ^ { - } + H ^ { + } \]

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

    \[ B + H ^ { + } \rightleftarrows BH ^ { + } \]

On obtient donc une réaction acido-basique :

    \[ AH + B \rightleftarrows A ^ { - } + BH ^ { + } \]

Dans cet exemple, on peut alors parler de :

  • Couple AH/A-
  • Couple BH+/B

Il y a un transfert d'un proton H+ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple. A chaque acide est associé une base qui est dite base conjuguée (réciproquement). Les deux forment un couple Acide/Base.

Une réaction acido-basique est l'échange d'un proton H+ hydraté. Un acide est une espèce capable de céder un proton H+.

Quelques exemples

EXEMPLE 1 : Acide éthanoïque ou acide acétique ( CH3COOH ).

Quand un acide perd son H+, il donne une base conjuguée :

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

( acide ) - ( base )

Les couples acide-base de la réaction sont : CH3COOH / CH3COO- et H3O+ / H2O.

EXEMPLE 2 : Acide méthanoïque ( HCOOH ).

HCOOH + H2O = HCOO- + H3O+

( acide ) - ( base )

Les couples acide-base de la réaction sont : HCOOH / HCOO- et H3O+ / H2O.

2 : DÉFINITION DU pH.

Le pH est la mesure du taux d'acidité d'une solution en fonction de la concentration de [ H3O+ ].

pH = -log[H3O]

[H3O+] = 10-pH

EXEMPLE 1 : Si [H3O+] = 5,5 x 10-2 mol.L-1 alors pH = 1,26.

EXEMPLE 2 : Si pH = 2,82 alors [H3O+] = 1,51 x 10-3 mol.L-1.

Pourquoi les citrons sont-ils acides ?
Les citrons contiennent une substance qui leur donne leur goût acide : l'acide citrique. Il est très utilisé dans les métiers de l'alimentation afin de donner des caractéristiques acides à des préparations ou en temps qu'anti-oxydant naturel.

Les oxydo-réductions

Une réaction d'oxydoréduction, également appelée réaction redox, correspond à une réaction chimique au cours de laquelle a lieu un transfert d'électron. C'est-à-dire une réaction durant laquelle une espèce chimique dite oxydant reçoit un ou plusieurs électrons d'une autre espèce chimique dite réducteur.

Un oxydant, également appelé agent d'oxydation, correspond à un ion, un corps simple ou un composé qui, lors d'une réaction d'oxydoréduction, reçoit un ou plusieurs électrons d'une autre espèce chimique.

Lavoisier mettra en évidence en 1772, suite à ses manipulations du mercure, le rôle du dioxygène dans certaines réactions d'oxydoréduction. D'où le nom oxydation qui signifie "combinaison avec l'oxygène".

Un réducteur, également appelé agent de réduction, correspond à un ion, un corps simple ou un composé qui, lors d'une réaction d'oxydoréduction, cède un ou plusieurs électrons à une autre espèce chimique. le terme réduction quant à lui signifie "l'extraction d'un métal de son oxyde", une définition connue en métallurgie.

Les réactions d'oxydo-réduction forment une grande famille puisqu'elles comprennent de nombreuses réactions chimiques.

En effet, elles interviennent dans les combustions, certains dosages métallurgiques mais également la corrosion des métauxl'électrochimie et la respiration cellulaire. Ces réactions sont alors essentielles puisqu'elles jouent un rôle fondamental en biologie : elles permettent la transformation de l'oxygène en eau, de formule H2O, au sein des organismes vivants. Elles sont également massivement utilisées dans l'industrie humaine, notamment afin d'obtenir de la fonte à partir de différents minerais composés d'oxyde de fer grâce à une réduction, puis de fer et d'acier à partir de la fonte grâce à une réaction d'oxydation. Ces différentes utilisations peuvent être expliquée par l'extrême mobilité de l'électron, sa légèreté mais également son omniprésence dans toutes les formes de la matière.

Comment se produit la rouille ?
La rouille du fer est une réaction d'oxydo-réduction entre le métal et l'oxygène contenu dans l'air.
Les meilleurs professeurs de Physique - Chimie disponibles
1er cours offert !
Anis
4,9
4,9 (79 avis)
Anis
90€
/h
1er cours offert !
Greg
5
5 (96 avis)
Greg
110€
/h
1er cours offert !
Grégory
5
5 (83 avis)
Grégory
110€
/h
1er cours offert !
Ahmed
4,9
4,9 (79 avis)
Ahmed
40€
/h
1er cours offert !
Minh duc
5
5 (49 avis)
Minh duc
100€
/h
1er cours offert !
Pierre-thomas
5
5 (42 avis)
Pierre-thomas
80€
/h
1er cours offert !
Sébastien
5
5 (71 avis)
Sébastien
60€
/h
1er cours offert !
Antoine
4,9
4,9 (73 avis)
Antoine
60€
/h
1er cours offert !
Anis
4,9
4,9 (79 avis)
Anis
90€
/h
1er cours offert !
Greg
5
5 (96 avis)
Greg
110€
/h
1er cours offert !
Grégory
5
5 (83 avis)
Grégory
110€
/h
1er cours offert !
Ahmed
4,9
4,9 (79 avis)
Ahmed
40€
/h
1er cours offert !
Minh duc
5
5 (49 avis)
Minh duc
100€
/h
1er cours offert !
Pierre-thomas
5
5 (42 avis)
Pierre-thomas
80€
/h
1er cours offert !
Sébastien
5
5 (71 avis)
Sébastien
60€
/h
1er cours offert !
Antoine
4,9
4,9 (73 avis)
Antoine
60€
/h
1er cours offert>

La transformation chimique

L'avancement d'une réaction

Considérons la réaction chimique dont l'équation est : aA + bB cC + dD où A et B sont les réactifs, C et D les produits et a, b, c et d sont les nombres stœchiométriques. Les notations utilisées dans la suite sont résumées ci-dessous :

  • x : avancement de la réaction ;
  • n(A)0 : quantité de matière initiale de A ;
  • n(A) : quantité de matière de A à la date t ;
  • n(A)f : quantité de matière finale de A.

Etat d'équilibre

On définit l'état d'équilibre d'une réaction chimique lorsque deux réactions simultanées ont des effets qui s'annulent.

De cet état découlent plusieurs conséquences, comme la loi d'action de masse. Cette dernière stipule qu'à partir d'une certaine température, il existe une relation constante entre les concentrations des produits et des réactifs à l'équilibre.

On peut calculer la constante d'équilibre de deux réactions avec la formule suivante  pour l'équation générale aA +bB ⇌ cC + dD :

    \[K_{c} = \frac {[C]^{c} \cdot [D]^{d} } {[A]^{a} \cdot [B]^{b}}\]

Avec :

Taux d'avancement

Le taux d'avancement d'une réaction chimique indique si la totalité ou non des réactifs ont été consommés. Pour le calculer, on utilise cette formule :

    \[\tau = \frac {x_{f}} {x_{max}}\]

Dans laquelle :

  • τ : taux d'avancement ;
  • xf : avancement final (en mol) ;
  • xmax : avancement maximal (en mol).

Avancement final

L'avancement final est un avancement qui est réellement observé, atteint. Mais l'avancement maximal correspond également à l'avancement atteint lorsqu'un réactif est entièrement consommé (avancement théorique observable).

Le temps de demi-réaction est la durée au bout de laquelle l'avancement x est égal à la moitié de l'avancement final. Si la transformation est totale, ce qui correspond à la disparition du réactif limitant, l'avancement final est l'avancement maximal alors : Quand t = t 1/2,

    \[ x = \frac { x _{max} } {2} \]

Pour calculer le temps de demi-réaction, on utilise cette formule : On calcule xmax à partir du réactif limitant dans le tableau d'avancement. On en déduit:

    \[ x = \frac { x _{max} } {2} \]

En reportant cette valeur sur la courbe x=f(t) on déduit par simple lecture graphique la valeur de t1/2.

Pourquoi les citrons sont-ils acides ?
Les citrons contiennent une substance qui leur donne leur goût acide : l'acide citrique. Il est très utilisé dans les métiers de l'alimentation afin de donner des caractéristiques acides à des préparations ou en temps qu'anti-oxydant naturel.

La vitesse de réaction

On peut définir la vitesse volumique de réaction avec l'aide de l'expression suivante :

    \[ v = \frac {ab} {cd} \frac { \text {d} x } { \text {d} t} \]

Avec :

  • v représentant la vitesse volumique de réaction (en mol.m-3.s-1) ;
  • V représentant le volume de la solution (en m3) ;
  • dx représentant la variation de l'avancement (en mol) ;
  • dt représentant la durée de la variation (en s).

De nombreuses données sont à prendre en compte afin de calculer l'équation d'une vitesse de réaction d'un mélange chimique.

D'après la relation de définition , il faut connaître V et la fonction x=f(t). Cette fonction peut être connue soit:

  • Par son graphe (il est donné dans certains exercices) ;
  • Par un tableau de mesures présentant les valeurs des couples {ti ; xi} (il est donné dans certains exercices) ;
  • A l'aide du tableau d'avancement de la réaction. Il faut alors connaître,soit par une méthode chimique soit par une méthode physique, l'évolution de la concentration de l'un des réactifs ou de l'un des produits de la transformation. Etudier les deux TP de cinétique chimique.

Méthodes

  • Graphiquement: On trace la tangente à la courbe x=f(t) à la date t choisie. La valeur du rapport dx/dt est égal au coefficient directeur de cette tangente ;
  • On divise alors cette valeur par la valeur de V (volume de la solution) ;
  • Par le calcul: Un tableur calcule directement la vitesse v à partir des valeurs de V, ti et xi.

Evolution de la vitesse de réaction au cours du temps

Au cours du temps les réactifs disparaissent donc leur concentration diminue. Or nous avons déjà vu que la concentration des réactifs est un facteur cinétique. Plus la concentration des réactifs est faible plus la réaction est lente. Donc, en général, au cours du temps la vitesse de réaction diminue.

Exercice d'entraînement : Cette réaction est-elle totale ?

1. L’ammoniac

La synthèse industrielle de l’ammoniac s’effectue en phase gazeuse. Les réactifs dihydrogène et diazote sont introduits dans les proportions stœchiométriques. La réaction a lieu en présence d’un catalyseur qui est du ruthénium sur support de graphite, sous une pression comprise entre 100.105 Pa et 200.105 Pa et à une température comprise entre 350°C et 500°C.

L’équation associée à la réaction de synthèse est :

N2 (g)  +  3  H2 (g)   =  2 NH3 (g)

Dans un réacteur, on mélange 1,0.102 mol de diazote et 3,0.102 mol de dihydrogène.

Le taux d’avancement final de cette réaction est t = 0,70.

1.1. Donner l’expression du taux d’avancement final et la signification des termes utilisés.

1.2. La réaction de synthèse de l’ammoniac est-elle une réaction totale ? Justifier la réponse.

1.3. Établir le tableau d’avancement relatif à cette réaction.

En déduire la composition finale en quantité de matière du mélange.

1.4. Quel intérêt a-t-on d’un point de vue microscopique à choisir une température élevée lors d’une transformation chimique ?

1.5. Quel est le rôle du catalyseur dans la synthèse de l’ammoniac ?

  1. La solution aqueuse d’ammoniac

Données : dans les conditions expérimentales de l’exercice on a :

  • Volume molaire d’un gaz : Vm = 24,0 L.mol-1;
  • Produit ionique de l’eau : Ke = 1,0.10 –14.

Un volume gazeux d’ammoniac v = 2,4.10-1 L est dissous dans de l’eau distillée pour obtenir VS = 1,0 L de solution aqueuse d’ammoniac S.

2.1. Donner l’expression, puis calculer la quantité de matière d’ammoniac n0 contenue dans le volume gazeux v.

2.2. Le pH de la solution S est mesuré et a pour valeur 10,6.

2.2.1. Rappeler la définition d’une base selon Bronsted.

2.2.2. Écrire l’équation de la réaction modélisant la transformation chimique de l’ammoniac avec l’eau.

2.2.3. Calculer la quantité de matière en ions hydroxyde présente dans la solution S.

2.2.4. La transformation chimique associée à la réaction dont l’équation a été écrite en 2.2.2. est-elle totale ? Justifier la réponse.

2.3. Détermination de la constante d’acidité.

2.3.1. Donner l’expression de la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction 2.2.2. et déterminer sa valeur.

2.3.2. En déduire la valeur de la constante d’acidité Ka du couple : NH4+/NH3.

3. Étude d’un mélange d’acide éthanoïque et d’une solution aqueuse d’ammoniac.

Données : dans les conditions expérimentales de l’exercice on a :

  • Produit ionique de l’eau : Ke = 1,0.10 –14;
  • pKa du couple NH4+ / NH3 = 9,2 ;
  • pKa du couple CH3CO2H/CH3CO2 = 4,8.

Expérience :

État initial : dans un bécher on introduit VA = 100,0 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration cA = 1,0.10-1 mol.L-1 et VB = 40,0 mL d’une solution aqueuse d’ammoniac de concentration cB = 5,0.10-1 mol.L-1. Dans cet état, on néglige la présence d’ions CH3CO2- et NH4+. Toutes les grandeurs relatives à cet état seront notées avec i en indice.

État d’équilibre : le pH du mélange est mesuré et a pour valeur 9,2. Toutes les grandeurs dans cet état seront notées avec eq en indice.

Questions :

La transformation chimique qui a lieu est modélisée par la réaction chimique d’équation :

CH3CO2H(aq)   +    NH3(aq)    =   CH3CO2(aq)  + NH4+(aq)       (équation 1)

3.1. Détermination du quotient de réaction

3.1.1. Donner l’expression littérale puis calculer le quotient de réaction du système dans l’état d’équilibre : Qr,eq.

3.1.2. Quelle est la valeur du quotient de réaction dans l’état initial Qr,i ? Le comparer à Qr,eq et conclure sur l’évolution du système.

3.2. Composition du mélange

3.2.1. Pour le couple NH4+/NH3, tracer le diagramme de prédominance des espèces en fonction du pH.

3.2.2. En déduire la relation entre [NH3]eq et [NH4+]eq dans le mélange étudié.

3.3. Donner, en la justifiant, la relation entre [NH4+]eq et [CH3CO2-]eq.

3.4. La mesure de la conductivité de la solution S a permis de connaître la concentration en ion ammonium lorsque l’équilibre est atteint. Sa valeur est [NH4+]eq = 7,1.10-2 mol.L-1.

3.4.1. En déduire la quantité de matière des espèces NH4+, CH3CO2- , NH3  et CH3COOH présentes dans le mélange à l’équilibre. On pourra s’aider éventuellement d’un tableau d’avancement.

3.4.2. La transformation chimique entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac, modélisée par la réaction chimique d’équation 1, est-elle totale ?

Besoin d'un professeur de Physique - Chimie ?

Vous avez aimé l’article ?

Aucune information ? Sérieusement ?Ok, nous tacherons de faire mieux pour le prochainLa moyenne, ouf ! Pas mieux ?Merci. Posez vos questions dans les commentaires.Un plaisir de vous aider ! :) 5,00/5 - 1 vote(s)
Loading...

Clément

Freelancer et pilote, j'espère atteindre la sagesse en partageant le savoir que j'ai acquis lors de mes voyages au volant de ma berline. Curieux scientifique, ma soif de découverte n'a d'égale que la durée de demie-vie du bismuth 209.