Questionnaire a été réalisé avec Questy Pour s'auto-évaluer

AIDE

 

 

 Mesure du pH

-        Les indicateurs colorés :

-        Comme indicateurs colorés, on utilise, l'hélianthine, le bleu de bromothymol et la phénolphtaléine.

-         L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer un encadrement de la valeur du pH d'une solution.

-        Le papier pH :

-        Le papier pH est imbibé d'un mélange de plusieurs indicateurs colorés, il peut donner une valeur du pH à 0,5 unité près.

-        Le pH-mètre :

-        Dans les conditions habituelles, au lycée, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité près (Le plus souvent à 0,1 unité près).

Le pH-mètre

-        Il est constitué d’une sonde de mesure reliée à un voltmètre électronique.

-        La sonde de mesure est constituée d’une électrode de verre et d’une électrode de référence (les deux électrodes peuvent être combinées ou séparées).

-        Il est nécessaire d’étalonner le pH-mètre avant toute mesure.

-        L’étalonnage du pH-mètre nécessite l’utilisation de deux solutions étalons de pH connu.

-        Mesure du pH : pour effectuer la mesure du pH d’une solution aqueuse, la sonde doit être rincée à l’eau distillée, essuyée puis plongée dans la solution étudiée. 

-        Après agitation et stabilisation de la mesure, la valeur du pH est relevée.

 

 La mesure du pH et sa précision

-        Dans les conditions habituelles, au lycée, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité près (Le plus souvent à 0,1 unité près).

-        Conséquence :

-        Une mesure de pH effectuée à 0,05 unité près conduit à une valeur de la concentration en ion oxonium [H₃O ⁺] connue à 11,5 % près.

-        Une simple mesure de pH ne peut donner une concentration avec précision.

-        Il faut limiter le nombre de chiffres significatifs pour représenter une concentration déduite de la valeur du pH.

-        Toute concentration déduite de la valeur du pH sera exprimée avec 2 chiffres significatifs au maximum.

-        Dans le cas présent, pH = 3,90

-        [H₃O⁺] ≈ 1,0 × 10 ^{– 3,90} mol / L

-        Or à la calculatrice : 10 ^{– 3,90} ≈ 1,25892541179 × 10 ^{– 4}

-        Le résultat avec deux chiffres significatif :

-        [H₃O⁺] ≈ 1,3 × 10 ^{– 4} mol / L

 Acide et base selon Bronsted

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

-        On écrit : AH  =  H⁺  +  A^–

-        Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton  

-        On écrit : A^– +  H⁺  =  AH 

-        Exemples : HCl =  H⁺  +  Cl^–

-        CH₃COOH  =  H⁺  +  CH₃COO^–

-        NH₄⁺  =  H⁺  +  NH₃

 Couples acide / base

-        L’espèce chimique A^– donne l’acide AH en captant un proton H⁺.

-        On dit que A^– est la base conjuguée de l’acide AH.

-        On parle du couple acide / base : AH / A^–.

-        Exemples : AH =  H⁺  +  A^– couple  AH / A^–

-        B + H ⁺  =  BH ⁺  couple  BH ⁺ / B

-        Dans le cas présent : 

-        Couple 1: H₂O / HO^–

-        Couple 2 : H₃O ⁺ / H₂O

 Réactions acido-basiques.

-        Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton entre l’acide A₁H d’un couple sur la base A₂^- d’un autre couple.

-        Couple acide / base 1 : A₁H    = H⁺ + A₁^–

-        Couple acide / base 2 : A₂H    = H⁺ + A₂^–

-        Équation de la réaction : On se place dans le cas ou l’acide A₁H réagit sur la base A₂^–

A₁H     +     A₂^–    =     A₁^–       +    A₂H

-        cette réaction met en jeu les couples acide / base suivants : A₁H / A₁^– et A₂H / A₂^–