\documentclass[10pt,a4paper]{article}

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\title{LC13 -- Acides et Bases}
\date{\today}

\begin{document}

\titre{Aurélien Goerlinger}{Yohann Faure}{}{}

\newcommand{\oxonium}{\ce{ H3O^+ }}
\newcommand{\aq}{{ _{(\text{aq})}}}
\newcommand{\eq}{{ ^{(\text{eq})}}}
\newcommand{\liq}{{ _{(\text{l})}}}
\newcommand{\pka}{\text{pK}_{\text{A}}}
\newcommand{\pkb}{\text{pK}_{\text{B}}}



\subsection*{Commentaires du jury}

L'usage de solutions du quotidiens dans l'introduction est une bonne mise en contexte, qui nécessite cependant de la rigueur dans l'usage de papier pH : on ne trempe pas le papier pH, on dépose quelques gouttes dessus.

Les notions de $\pkb$ et de concentration standard $c^o$ sont hors programme, et même s'il est douloureux d'écrire une constante d'acidité dimensionnée, on le fait au niveau lycée. Globalement il ne faut pas s'écarter du programme qui est assez limité. Par exemple la connaissance d'aucune constante n'est exigible à l'exception de la vitesse de la lumière.

Une expérience quantitative bien exploitée est nécessaire dans toutes les leçons de Chimie. Ici la dernière fait office d'expérience quantitative, il faut donc bien l'exploiter et bien faire apparaître les calculs. Ne pas oublier de faire apparaître des calculs d'incertitude et de les exploiter.

\textbf{Rappels expérimentaux :} ne pas laisser les électrodes du pH-mètre tremper dans les solutions acides, agiter les solutions, porter des gants et lunettes.

\textbf{Éléments théoriques à connaître :} Le fonctionnement d'un pH-mêtre, le mécanisme de Grotthuss, ce qu'il se passe hors de [0,14] pour le pH (on parle de différenciation, alors qu'on parle de nivellation des acides forts dans l'eau entre 0 et 14), les différentes notations de flèches de réactions ($\rightarrow$, $\leftrightarrow$, etc.), démonstration des relations du calcul de pH avec la méthode de la réaction prépondérante.

\subsection*{Notation}
\begin{center}
    \includegraphics[width=0.5\textwidth]{fig/notation.jpg}
\end{center}

\newpage

\subsection*{Niveau : Terminale}


\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\ $\longrightarrow$ \ }p{0.48\linewidth}}
\textit{Physique Chimie (TS, 2012)}, \textbf{Collection E.S.P.A.C.E} & p329, détermination du pKa \\ 
\textit{Physique Chimie (TS, 2012)}, \textbf{Collection Nathan} & cours sur les Acides et les Bases\\
\end{tabular}
%\footnotetext{Par soucis de place toujours, je pense pas qu'il soit nécessaire de mettre les références exactes surtout pour un livre classique.}
% Vous avez vu cette commande badass pour ne pas mettre les footnotes dans les environements locaux ??

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



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Fonction Logarithme
 \item Équations bilans
 \item Formule de Lewis et formule semi-développée
 \item Avancement et constante de réaction
 \item Notations relatives aux concentrations
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item pH de différentes solutions du quotidien
	\item Mesure de pKa de CH$_{3}$COOH/CH$_3$COO$^{-}$
	\item Comparaison acide fort -- acide faible
	\end{itemize}
\end{minipage}



\tableofcontents
\pagebreak

	\section*{Introduction : acidité et société}

Quand on boit du coca, mange un citron ou touche de l'eau de javel, ça pique, et on sent bien qu'il se passe quelque-chose qu'il ne se passe pas avec d'autres substances. Ce qu'il se passe, c'est que nos nerfs réagissent à l'acidité ou la basicité de ces produits. Un moyen de mettre cela en évidence est d'utiliser du papier pH, qui donne une indication sur le pH d'une solution, et donc sur son acidité.\\
\manip{
\textbf{pH de différentes solutions\\}
Matériel : du papier pH, un citron, du coca, de l'eau, de la javel, et de l'eau chaude (c'est pas dit que ce soit probant, à tester). Il peut être bien de penser à projeter le résultats des expériences.

On dépose quelques goûtes de chaque solution sur du papier pH et on montre qu'il réagit différemment selon les produits. On en déduit l'acidité des dits produits. Le test avec l'eau chaude vise à montrer que le pH dépend de la température, mais il est globalement foireux.
}


\section{Quelques définitions}
\subsection{Potentiel Hydrogène, pH}

Dans une solution quelconque, le pH est donné par la formule suivante :

\begin{equation}
\text{pH}=-\log\left(\frac{[\oxonium]^{(\text{eq})}}{c^o}\right)
\end{equation}

Que l'on peut réexprimer

$$[\oxonium]^{(\text{eq})}=10^{-\text{pH}}c^o$$

[\oxonium] correspond à la concentration en ions oxoniums du milieu. Par exemple, l'eau pure à 25$^o$ C a un pH de 7, c'est à dire qu'elle contient 10$^{-7}$ moles d'ions oxoniums par litre d'eau.

D'où peuvent venir les ions \oxonium ?

\subsection{Acides et Bases}

Commençons par un exemple. Cette molécule (\textit{dessiner la bête}) est la molécule d'acide acétique (ou acide éthanoïque), que l'on trouve dans le vinaigre par exemple. Cette molécule réagit avec l'eau selon la réaction suivante. On observe une libération d'un proton, qui vient se fixer sur l'eau et forme un \oxonium.


~
\begin{center}
    \chemfig{-[:90](=[:150]O)-[:30,,,1]OH} + \chemfig{H_2O} = \chemfig{-[:90](-[:30]{O}{^{-}})=[:150]O} + \chemfig{H_3O^+}
\end{center}

\textit{Entourer la fonction acide carboxylique.
}


\begin{equation}
    {\ce{CH3COOH{\aq}  + H2O{\liq} = CH3COO^-{\aq}  + H3O^+\aq}}
\end{equation}

\important{\textbf{Def :} Un \textbf{acide} est une espèce susceptible de libérer un proton.}

\ce{CH3COOH} est donc un acide.

Mais cette équation peut se mettre dans l'autre sens, auquel cas on observe plutôt une espèce qui capte un proton depuis l'ion oxonium.

\begin{equation}
    {\ce{CH3COO- {\aq} + H3O+{\aq} = CH3COOH{\aq} + H2O{\liq}}}
\end{equation}

\important{\textbf{Def :} Une \textbf{base} est une espèce susceptible de capter un proton.}


De manière générale, on peut écrire une réaction Acide-Base sous une forme générique comme suit. l'acide AH réagit avec l'eau pour donner la base A$^{-}$ et un ion oxonium. On nommera alors AH/A$^{-}$ un \textbf{couple acide-base}. On dit que A$^{-}$ est la base conjuguée de AH, et réciproquement.

\begin{equation}
    \ce{AH{\aq} + H2O{\liq} = A- {\aq} + H3O+{\aq}}
\end{equation}

\subsection{Le cas de l'eau}
Il est important de bien connaître l'eau, car c'est le solvant des réactions que nous allons étudier. Elle est partout, et il faut en savoir le plus possible sur elle.

Regardons ce qu'il se passe lorsque un \oxonium réagit avec de l'eau :

\begin{equation}
    \ce{H3O+{\aq} + H2O{\liq} = H2O{\liq} + H3O+{\aq}}
\end{equation}
\label{eq:eau1}
\vskip -1cm
$$\ce{AH{\aq} + H2O{\liq} = A- {\aq} + H3O+{\aq}}$$

\begin{equation}
    \ce{H2O{\liq} + H2O{\liq} = HO- {\aq} + H3O+{\aq}}
\end{equation}
\label{eq:eau2}
\vskip -1cm
$$\ce{AH{\aq} + H2O{\liq} = A- {\aq} + H3O+{\aq}}$$

On observe alors que \oxonium est un acide, de base conjuguée \ce{H2O}, et que \ce{H2O} est un acide de base conjuguée \ce{HO-}. L'eau apparaît dans les deux couples acide-base \ce{H3O+}/\ce{H2O} et \ce{H2O}/\ce{HO-}, elle est ampholyte.

\important{Def : une espèce est dite \textbf{ampholyte} (ou amphotère) si elle est à a fois un acide et une base.}

En utilisant l'équation précédente, on obtient la relation dite \textbf{d'autoprotolyse de l'eau} :

\begin{equation}
    \ce{2H2O{\liq} = H3O+{\aq} + HO- {\aq}}
\end{equation}

Cette équation a pour constante de réaction
\begin{equation}
    \text{K}_{\text{e}}=\frac{[\oxonium]{\eq}[\ce{HO-}]{\eq}}{{c^o}^2}
\end{equation}

Avec le cas particulier de l'eau pure, on peut remonter à la valeur de K$_{\text{e}}$. L'eau pure est électriquement neutre, donc [\oxonium]$\eq$=[\ce{HO-}]$\eq$. Ainsi $\text{K}_{\text{e}}=[\oxonium]{\eq}^2/{c^o}^2$. Ainsi K$_{\text{e}}=(10^{-\text{pH}})^2$. Or on a vu que pH(eau)=7, donc K$_{\text{e}}=10^{-14}$

\important{Def : la constante de réaction d'autoprotolyse de l'eau s'appelle le \textbf{produit ionique de l'eau}, et a pour valeur K$_{\text{e}}=10^{-14}$ à 25$^o$C.}


\subsection{Lien entre le pH et la notion d'Acide}

Qualitativement, si on ajoute un acide dans l'eau, on ajoute par sa dissociation des ions \oxonium, ce qui augmente leur concentration, et diminue donc le pH. Inversement, en ajoutant une base on consome des \oxonium, et on augmente le pH.

\important{Def : On parle de \textbf{solution acide} si pH<7, de \textbf{solution basique} si pH>7, et de solution neutre si pH=7 (à 25$^o$C.}

\begin{center}
   \includegraphics[width=.8\textwidth]{fig/flechepH.png}
\end{center}


\remarque{Limites du pH}{En solution aqueuse, nous admettrons que le pH est entre 0 et 14. Les raisons pour cela dépassent notre programme, cependant cette limite est fondamentale en solutions aqueuse et doit toujours être prise en compte. Une solution dont on calcule le pH hors de cette limite va, en pratique, saturer à cette limite.}


\section{Réactions acido-basiques}

\subsection{Constante d'équilibre K$_{\text{A}}$}

Reprenons la forme générale de la réaction d'acide AH dans l'eau :
\begin{equation}
    \ce{AH {\aq} + H2O {\liq} = A- {\aq} + H3O+ {\aq}}
\end{equation}

Il est possible d'attribuer à cet équilibre une constante de réaction, notée K$_{\text{A}}$ et appelée constante d'acidité

\important{Def: On définit la \textbf{constante d'acidité} K$_{\text{A}}$ du couple AH/A$^-$ par l'expression :
\begin{equation}
    \text{K}_{\text{A}}=\frac{[\text{A}^-]{\eq}[\oxonium]{\eq}}{[\text{AH}]{\eq}c^o}
\end{equation}
}

En pratique, on peut également utiliser le pK$_{\text{A}}$ définit par $\text{pK}_{\text{A}} = - \text{log(K}_{\text{A}})$.

Pour de nombreux couples acido-basiques, ces valeurs de K$_{\text{A}}$ sont tabulées. 

Par exemple, on trouve $\text{pK}_{\text{A}}(\text{\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-}})=4.8$.

\subsection{Lien avec le pH}

Pour un couple acido-basique, on a vu que la constante d'acidité K$_{\text{A}}$ s'écrivait 
$$\text{K}_{\text{A}}=\frac{[{\text{A}^-}]{\eq}[\oxonium]{\eq}}{[{\text{AH}}]{\eq}c^o}$$
On peut alors en déduire l'expression du pK$_{\text{A}}$ :
$$\text{pK}_{\text{A}} = - \text{log(K}_{\text{A}}) = - \text{log}\left(\frac{[{\text{A}^-}]{\eq}[\oxonium]{\eq}}{[{\text{AH}}]{\eq}c^o}\right)$$
En utilisant la définition du pH ainsi que les propriétés du logarithme, on déduit l'expression suivante :

\important{
\begin{equation}
    \text{pK}_{\text{A}} = \text{pH} - \text{log}\left(\frac{[{\text{A}^-}]{\eq}}{[{\text{AH}}]{\eq}}\right) \iff \text{pH} = \text{pK}_{\text{A}} + \text{log}\left(\frac{[{\text{A}^-}]{\eq}}{[{\text{AH}}]{\eq}}\right)
\end{equation}
}

\subsection{Diagrammes de prédominance}


Une fois le lien entre pH et $\pka$ établi, on peut dresser un diagramme de prédominance du couple AH/A$^-$ :
\begin{itemize}
    \item Si $[{\text{A}^-}]{\eq}=[{\text{AH}}]{\eq}$, on obtient directement $\text{pH} = \text{pK}_{\text{A}}$.
    \item Si $[{\text{A}^-}]{\eq}>[{\text{AH}}]{\eq}$, on dit que A$^-$ est majoritaire. On a alors $\text{log}\left(\frac{[{\text{A}^-}]{\eq}}{[{\text{AH}}]{\eq}}\right)>0$ donc $\text{pH} > \pka$.
    \item Si $[{\text{AH}}]{\eq}>[{\text{A}^-}]{\eq}$, on dit que AH est majoritaire. On a alors $\text{log}\left(\frac{[{\text{A}^-}]{\eq}}{[{\text{AH}}]{\eq}}\right)<0$ donc $\text{pH} < \text{pK}_{\text{A}}$.
\end{itemize}


\begin{center}
    \hskip -2cm \includegraphics[width=0.4\textwidth]{fig/Diagramme_distrib.png}
    
    \includegraphics[width=0.7\textwidth]{fig/diagramme_predominance.png}
\end{center}


\experience{[Si y'a le temps] Mesure du pK$_{\text{A}}$ du couple $\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-}$}{Juste une idée}{2 minutes}{
Dans un bécher de 200mL, verser 50mL d'une solution d'acide éthanoïque \ce{CH3COOH} à 0.1mol/L ainsi que 50mL d'une solution d'ion acétate \ce{CH3COO-}. Avec un pH-mètre, mesurer le pH de la solution. Le pH obtenu correspond au $\pka$ du couple.
}


\subsection{Force relative des acides et des bases}

\experience{Comparaison entre un acide fort et un acide faible}{Juste une idée}{5 minutes}{
Verser 100 mL d'eau distillée dans 2 béchers de 200 mL. Dans un premier temps, suivre le pH dans le premier bécher après y avoir dissout 0.02 mol (environ 3.8 g) d'acide paratoluènesulfonique (APTS) (172 g.mol$^{-1}$, environ 190 hydraté). Répétez l'opération pour le second bécher après y avoir dissout 0.02 mol (1.8 g) d'acide lactique (90 g.mol$^{-1}$).

Les deux acides sont dissous, mais pas parfaitement dissociés. L'acide fort (APTS) est beaucoup plus dissocié que l'acide lactique, acide faible.

Quantitativement : soit pH$^1$ le pH de la solution d'APTS. $\oxonium_1 = 10^{-\text{pH}_1}$. Alors on a la quantité d'APTS dissocié, et en évaluant l'incertitude de la mesure de la balance et du pH, on peut voir si ça peut correspondre à un acide entièrement dissocié.

De même, soit pH$_2$ le pH de la solution d'acide lactique, on en déduit directement la quantité dissociée.
}


\important{Def : Un \textbf{acide fort} est un acide que l'on considère se dissocier totalement dans l'eau. Une \textbf{base forte} est une base que l'on considère réagir complètement avec l'eau.}

Pour les acides et les bases fortes, on ne peut pas définir de pK$_{\text{A}}$ à notre niveau, cependant on peut trouver des valeurs tabulées de $\pka$ négatifs ou supérieurs à 14.



\noindent Quelques acides forts : acide chlorhydrique $\ce{HCl}$, acide sulfurique $\ce{H2SO4}$, acide nitrique $\ce{HNO3}$.

\noindent Quelques bases fortes : hydroxyde de sodium $\ce{NaOH}$, hydroxyde de potassium $\ce{KOH}$.

\important{Def : Un \textbf{acide faible} est un acide qui ne se dissocie pas totalement dans l'eau. Une \textbf{base faible} est une base qui ne se protonise pas totalement dans l'eau.}

Def (alternative) : Un acide faible est un acide pour lequel un $\pka$ (entre 0 et 14) existe.

\noindent Quelques acides faibles : acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ ($\pka$ = 4.8), acide citrique (${\pka}_1$ = 3.13, ${\pka}_2$ = 4.76, ${\pka}_3$ = 6.40), acide lactique $\ce{HNO3}$ ($\pka$ = 3.86).

\noindent Quelques bases faibles : éthanoate $\ce{CH3COO-}$ (pK$_{\text{B}}$ = 4.3), ammoniaque $\ce{NH3}$ (pK$_{\text{B}}$ = 4.3).

\remarque{Couples avec des acides forts ou des bases fortes}{La base conjuguée d'un acide fort sera une base faible. Inversement, l'acide conjugué d'une base forte sera un acide faible. 
    
\textbf{Exemple :} L'acide sulfurique $\ce{H2SO4}$ est un acide fort et sa base conjuguée $\ce{HSO4}^-$ est une base faible. 

\textbf{CEPENDANT}
Ce n'est pas parce qu'un acide est faible que sa base conjuguée sera forte. Inversement, l'acide conjugué d'une base faible n'est pas forcément un acide fort.
    
\textbf{Exemple :} L'acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ est un acide faible mais sa base conjuguée $\ce{CH3COO-}$ est également une base faible.
}

\section*{Conclusion}

Nous avons vu comment les notions de pH, d'acides et de bases étaient définies, et avons exprimer les relations entre pH et $\pka$. Les indispensables pour le baccalauréat sont de parfaitement connaître la définition d'un $\pka$ et du pH, ainsi que du pk${_\text{e}}$.

Les acides et les bases sont incroyablement utiles pour la fabrications d'espèce chimiques variées, mais leur utilisation n'est pas sans risque. L'usage de gants, de lunettes, d'une blouse, de chaussures fermées et d'un pantalon sont de rigueur lors de leur manipulation en salle de TP.

\remarque{Point sur les pictogrammes de sécurité pour un hypothétique TP plus tard}{
Les acides et bases peuvent être toxiques, dangereux pour la santé, nocif ou irritant, corrosifs, explosifs si mélangés, et dangereux pour l'environnement. \textit{(utiliser la page suivante)}
}

\textbf{Ouverture:}
L'étude des réactions acido-basiques est un premier pas dans la chimie générale. Les réactions de complexation ou de précipitation peuvent être étudiées de façon très similaire.




\newpage

\includegraphics[width=.15\textwidth]{fig/acid.jpg} \textbf{Corrosif}

\includegraphics[width=.15\textwidth]{fig/exclam.jpg} \textbf{Nocif/irritant}

\includegraphics[width=.15\textwidth]{fig/explos.jpg} \textbf{Explosif}

\includegraphics[width=.15\textwidth]{fig/pollut.jpg} \textbf{Dangereux pour l'environnement}

\includegraphics[width=.15\textwidth]{fig/silhouet.jpg} \textbf{Dangereux pour la santé}

\includegraphics[width=.15\textwidth]{fig/skull.jpg} \textbf{Toxique}

\end{document}
