Terminale Générale Chapitre 1 : Réactions acide-base Thème : Constitution et transformation de la matière
Chapitre1: Réactions acide-base
I – Le potentiel hydrogène (pH)
1- Définition
Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H3O+(aq) et des ions hydroxyde HO–(aq)
La concentration molaire des ions H3O+, notée [H3O+], définit l’acidité de la solution.
[H3O+] peut prendre des valeurs allant de quelques mol.L-1 à 10-14 mol.L-1.
La variation de cette grandeur se faisant sur 14 ordres de grandeurs, le chimiste Danois Soren Sorensen
introduisit en 1909 le potentiel Hydrogène ou pH, une grandeur beaucoup plus facile à utiliser.
Pour une solution aqueuse diluée ( [H3O+] 0,05 mol.L-1 ) on définit le potentiel hydrogène pH par :
pH=−log ¿ ¿
[H3O+] : concentration en ions oxoniums H3O+(aq) en mol.L-1
C0 = 1 mol.L-12: concentration standard
pH2: sans unité.
Remarque 2 : On calcule la concentration en ions oxonium H3O+2:
¿ ¿
Lorsque la concentration en ions H3O+ augmente, le pH diminue et réciproquement.
2- Solutions acide et basique
Le pH d’une solution aqueuse est toujours compris entre 0 et 14.
Une solution aqueuse est2: - acide lorsque le pH est compris entre 0 et 7
- neutre lorsque le pH est égal à 7
- basique lorsque le pH est compris entre 7 et 14.
3- Mesure du pH
On peut mesurer le pH2:
222-2 Avec du papier pH2:2On dépose une goutte de la solution à étudier sur le papier et on compare la couleur
obtenue à celle d’une échelle de teinte. L’incertitude est de 1 unité de pH2: U(pH) = 1.
-2Avec un pH-mètre2: On effectue une mesure plus précise. Mais il doit préalablement être étalonné avec
des solutions tampons de pH connu. L’incertitude est de 0,05 unité de pH2: U(pH) = 0,05.
II – La théorie de Brönsted des acides et des bases
1 – Les acides
2 – Les bases
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