\documentclass[10pt,a4paper]{article}

\usepackage{agrphy}

\title{LC13 Acides, Bases}
\date{\today}

\begin{document}

\titre{MONNET Benjamin}{}{}{}



\subsection*{Niveau : L3}



\subsection*{Programme}
\begin{center}
\includegraphics[scale=0.8]{programme1.PNG}
\end{center}
\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{programme2.PNG}
\end{center}



\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\ $\longrightarrow$ \ }p{0.48\linewidth}}
\textit{Nom du bouquin}, \textbf{auteur}\footnotemark  & A quoi ser ce livre ? \\ 
\end{tabular}

\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Spectre d'absorption/UV visible
 \item Equations de réactions
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item  
	\end{itemize}
\end{minipage}



\tableofcontents
\pagebreak




\section*{Introduction}
On a tous déjà mangé des aliments que nous décrivions comme étant "acides". Je pense en particulier au jus de citron. Mais qu'est ce que ça veut dire qu'être acide exactement ?

\manip{pH du quotidien

Tester le pH du coca, du jus de citron, de l'eau du robinet et de l'eau de Javel avec du papier pH.}

\section{pH, acide et base}
\subsection{pH}
Afin de définir l'acidité d'une solution, on a besoin d'une échelle. Cette échelle, on l'appelle le pH et est donnée par :

\[
pH=-log \left( \frac{[H_3O^+}{c^o} \right) \Leftrightarrow [H_3O^+]=10^{-pH}
\]

Autrement dit, l'acidité d'une solution est caractérisée par sa concentration en ion oxonium. Si une solution a un pH inférieure à 7, elle est dite acide. Autrement, elle est dite basique. Pour pH=7, on a une solution neutre, comme pour de l'eau pure par exemple.

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{echelle_pH.pdf}
\end{center}

\subsection{Acides et Bases}
On utilise ici la notion de base et d'acide de Bronsted qui est un chimiste danois du XX ième siècle.

\hspace{7mm}

Un \textbf{acide} est une espèce \textbf{capable de céder au moins un proton} $H^+$. \underline{Exemple} : l'acide acétique $CH_3COOH + H_2O = CH_3COO^- +H_3O^+$. Il y a aussi l'acide chloridryque HCl ou encore l'acide sulfurique $H_2SO_4$.

\hspace{7mm}

Une \textbf{base} est une espèce\textbf{ capable de capter un proton} $H^+$. \underline{Exemple} : $CH_3COO^- +H_3O^=CH_3COOH + H_2O$, ect..

\hspace{7mm}

On appelle alors couple acide/base le couple formé d'un acide et de sa base conjuguée. \underline{Exemple} : $CH_3COOH/CH_3COO^-$, $H_2SO_4/HSO4^-$, ect...

Il existe aussi des espèces qui peuvent être des acides et des bases et c'est ce dont on va parler tout de suite en étudiant le cas de l'eau

\subsection{Cas particulier de l'eau}
L'eau est un ampholite. Cela signifie qu'elle est à la fois acide dans un couple et base dans l'autre :

\[
\begin{array}{rcl}
H_2O + H^+ & = & H_3O^+ \\
H_2O = HO^- + H^+ \\
\end{array}
\]

En réalité on écrit plutôt la somme de ces 2 équations qui s'appelle l'auto-protolyse de l'eau :

\[
2H_2O = HO^- + H_3O^+
\]

Cette réaction est équilibrée et permet d'introduire le produit ionique de l'eau $K_e$ qu'il faut connaitre par coeur :

\[
K_e=10^{-14}=[H_3O^+][HO^-]
\]

Si on prend le cas d'une solution neutre : $[H_3O^+]=10^{-7}$, on trouve $[HO^-]=[H_3O^+]=10^{-7}$

\section{Réactions acido-basiques}
\subsection{Définition}
Une réaction acido-basique est une réaction métant en jeu l'échange d'un proton entre deux espèces. On peut par exemple écrire la réaction entre l'acide acétique et l'eau :

\[
CH_3COOH + H_2O = CH_3COO^- + H_3O^+
\]

\transition{
On ne peut toujours pas avec ce que l'on a dit déterminer quelle forme (acide ou basique) de notre espèce est majoritaire.
}

\subsection{Constante d'acidité et prédominance}
Afin de déterminer sous quelle forme notre espèce est présente, on fait appelle à la constante d'acidité $K_a$ du couple que l'on souhaite étudié. On utilise plus exactement $pKa=-log(K_a)$. Dans ce cas-là, les concentrations de l'acide AH et de sa base conjuguée A$^-$ sont reliées par :

\[
pH=pKa + log \left( \frac{[A^-]}{[AH]} \right)
\]

Cette formule permet de tracer le diagramme de prédominance d'une espèce comme l'acide acétique par exemple.

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{domaines.pdf}
\end{center}

\experience{Diagramme de prédominance du BBT}{}{}{
\textbf{Compliqué niveau temps ?}

Le BBT est une espèce chimique qui change de couleur en fonction du pH et pourrait être utilisé par les élèves un jour en TP de chimie. On montre le changement de couleur en direct à la classe.

En préparation, on enregistre au spectroscope le spectre du BBT dans trois solutions différentes : pH=2,7 et 12. On voit ainsi quelle forme prédomine à quel pH et on rend la notion de domaine de prédominance plus concets.
}

Ainsi, il est aisé de déterminer le $pKa$ d'un couple acido-basique si on a à disposition son acide et sa base. En les introduisant en même quantité dans un mélange, on a $[AH]=[A^-]$. Ainsi, on a directement $pH=pKa$

\experience{Détermination du pKa de l'acide acétique}{}{2 min}{
Ben même quantité des deux et pH-mètre.
}

\subsection{Force relative des bases et des acides}
\underline{Définition} : un acide fort est un acide qui réagit quantitativement avec l'eau. De même avec une base fote.

Les acides forts ont un pKa inférieur à 0 trandis que les bases fortes  ont un pKa supérieur à 14. Quelques exemples :

\begin{itemize}
 \item \underline{Acides forts} : acide chlorhydrique, acide sulfurique
 \item \underline{Bases fortes} : hydroxyde de sodium, hydroxyde de potassium
\end{itemize}

\experience{Vérification d'une base forte}{}{}{
On met un volume de 10 mL d'acide chlorhydrique à 0.02M dans le même volume d'eau. On s'attend à avoir pH=2
}

Par opposition, un acide faible est un acide qui ne réagit pas quantitativement avec l'eau. De même pour une base faible. Leur pKa est alors situé entre 0 et 14.

\begin{itemize}
 \item \underline{Acides faibles} : acide acétique acide citrique
 \item \underline{Bases faibles} : éthanolate, ammoniac (pKa=9.7)
\end{itemize}

\begin{center}
\begin{tabular}{c|c|c}
Couple acide/base & Formule & pKa \\ \hline
eau/ion hydroxyde & H$_2$O/HO$^-$ & 14 \\
ion ammonium/ammoniac & NH$_4^+$/NH$_3$ & 9.2 \\
Acide acétique/ion acétate & CH$_3$COOH/CH$_3$COO$^-$ & 4.75 \\
Acide fluorhydrique/ion fluorure & HF/F$^-$ & 3.17 \\
\end{tabular}
\end{center}

\bigbreak

Plus un acide est fort plus la réaction  AH + H$_2$O $\rightarrow$ A$^-$ + H$_3$O$^+$ se fait facilement. Autrement dit, plus un acide est fort plus son Ka est élevé et donc son pKa est petit. Ainsi, l'acide acétique est plus fort que l'ion ammonium ! Par contre, l'ammoniac est une base plus fort que l'ion acétate.

\section*{Questions}
\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{Questions.PNG}
\end{center}

\begin{itemize}
 \item Pour différencier les acides forts dans l'eau (c'est-à-dire plus forts que H$_3$O$^+$) il faut choisir un solvant moins basique
que l'eau, par exemple le méthanol (le pKa du couple CH$_3$OH$_2^+$ / CH$_3$OH vaut -2,2). Dans le méthanol, HCl et HNO$_3$ sont des acides faibles, et sont ainsi différenciés. Inversement, un solvant plus basique que l'eau nivellera davantage les acides.
 \item Pour un acide fort : $pH=-\mathrm{log}C$, pour une base forte :$pH=14+\mathrm{log}C$, acide faible : $pH=\frac{1}{2}pKa-\frac{1}{2}pC$, base faible : $pH=\frac{1}{2}pKa+\frac{1}{2}pC$
 \item Acide de Lewis : receveur de doublet
 \item L'unité utilisée dans le formule est mol/L. je lui fais imaginer un cube de 1m sur 1m en disant que ça contiendrait beaucoup plus d'un litre. 1000L = 1m$^3$
 \item activité d'un solvant toujours égale à 1 ?
 \item NH$_3$ gaz dans les CNTP
 \item "L'état standard de référence correspond, pour un corps pur, à un état d'agrégation le plus
stable défini à une température et une pression standard donnés – définis mais fixés arbitrairement."
 \item L'électrode combinée est une électrode " double ", c'est à dire qu'elle réunit en un seul objet l'ensemble de l'électrode indicatrice en verre et de l'électrode de référence
 \item Activité définie par $\mu (T,P)=\mu_i^o+RT\mathrm{ln}(a_i)$. Le calcul change selon le cas (\livre{\url{http://agregationchimie.free.fr/fichiers/cours_thermodynamique.pdf} p.26})
 \item C'est dangereux de mettre de l'eau dans de l'acide fort (ça peut gicler ?)
 \item \textbf{Attention :} au lycée, il manipule pas des concentration à plus de 0.1 M !
 \item Diminution du produit ionique de l'eau avec la température
 \item pH neutre = $[H_3O^+]=\frac{pKe}{2}$ donc ça change avec la température. Comme Ke diminue, pKe augmente et la concentration en ions oxonium augmente donc.
 \item Zwitterion = une charge - et une charge +
 \item Amphotère = agit à la fois comme une base et comme un acide
 \item Un ampholyte est une espèce amphotère
 \item C'est un papier qui a trempé dans une solution appelée « indicateur universel ». Cet indicateur est un mélange qui contient différents corps ; chacun d'eux réagit à un certain pH en donnant un produit d’une certaine couleur. Par exemple, un indicateur connu est la solution de phénolphtaléine, qui est transparente à pH < 7 (acide) et rose à pH > 7 (basique). Certains indicateurs concernent d'autres « tranches » de pH. En mélangeant plusieurs indicateurs qui se complètent (mais ne réagissent pas entre eux), on obtient une solution qui prend diverses couleurs selon le pH et permet de le mesurer à peu près : c'est un indicateur universel.
 \item  Tant que l'eau de javel est jaune elle est active. Comme elle se périme la couleur disparaît et il ne reste plus rien d'autre que du sel.
 \item Epaisseur du verre de l'électrode de verre : 0.1mm environ.
\end{itemize}

\section*{Remarques}
\begin{itemize}
 \item En vrai pH c'est -log(a(H$^+$))
\end{itemize}




\end{document}
