Title:
URL Source: file://pdf.893958b0242449e0b0dd5fa2db6e4422/
Markdown Content:
Universit SETIF 1 FERHAT ABBAS
Facult de Mdecine
Dpartement de Pharmacie
Laboratoire de Chimie Analytique
Cours de Deuxime Anne Pharmacie
Dr ZEBAR. M
# PLAN
INTRODUCTION
I. DEFINITIONS
II. MTHODES DES MESURES DU pH
III. DIAGRAMME DE PRDOMINANCE DES ESPCES EN SOLUTION
IV. CALCUL DE pH DES SOLUTIONS AQUEUSES
CONCLUSION
Anne universitaire : 2024 - 2025
# pH DES SOLUTIONS
# AQUEUSES SIMPLES 1
INTRODUCTION
Lors de ltude des proprits acido -basiques des solutions aqueuses, on est souvent amen faire des calculs de concentrations et de pH. Ces calculs ncessitent gnralement le passage par l'utilisation combine des relations de conservation de la matire (ou des espces) et d'lectroneutralit, ainsi que des constantes d'quilibre, dont le produit ionique de l'eau.
I. DEFINITIONS
Le pH est lune des mesures analytiques les plus importantes et les plus frquemment utilises dans les laboratoires, quils soient danalyses, de contrle ou de recherche et dveloppement.
Le pH : p pour potentiel et H pour Hydrogne.
Selon le chimiste Danois Sorensen, le potentiel dhydrogne serait gal au cologarithme dcimal de
la concentration analytique molaire des protons hydrats ou des ions hydronium.
Cette dfinition nest valable que pour les solutions dilues. Cest une dfinition thermodynamique plus gnrale, lorigin e,
le pH est gal au cologarithme dcimal de lactivit des ions hydronium.
En suivant le mme raisonnement, la concentration en ions OH- est exprime par le pOH :
Grce lquation du produit ionique de leau on en dduit une quation qui lie le potentiel de lhydrogne au potentiel dhydroxyde :
25 C
Remarque : Le pH mesure lacidit ou la basicit dune solution et non la force de lacide ou de la base en solution. Le
pKa mesure la force propre de lacide ou de sa base conjugue indpendamment de sa concentration.
Lchelle de pH traduit de faon plus prcise lacidit ou la basicit (alcalinit) dun milieu.
Dans leau , le pH es compris entre 0 et 14. Une solution est dite :
Acide : [H 3O+] > [OH -] : pH < 7 Neutre : [H 3O+] = [OH -] : pH = 7 Basique : [H 3O+] < [OH -] : pH > 7 Figure 01. Echelle de pH en milieu aqueux 2
II. MTHODES DES MESURES DU pH
1. Les appareils lectroniques (pH-mtres)
Permettent une mesure assez prcise de la valeur du pH, condition d'tre correctement talonns (rgls).
Ltalonnage avec des solutions tampon.
a) par une solution de pH = 7 puis par une solution de pH = 4 des mesures en milieu acide.
b) par une solution de pH = 7 puis une solution de pH = 10 des mesures en milieu basique.
2. Les indicateurs colors
Permettent une mesure un peu moins prcise mais suffisante dans certaines situations. Il sagit dune mthode semi-quantitative.
III. DIAGRAMME DE PRDOMINANCE DES ESPCES EN SOLUTION
La constante dacidit lacide faible Ha :
Donc on a une quation qui lie le pH au pKa : De cette relation on dduit un diagramme de prdominance des espces en solution :
pH = pKa les concentrations de lacide et de
la base sont gales.
pH > pKa , [acide] < [base] ; lespce
prdominante est la base.
pH < pKa , [acide] > [base] ; donc lacide est lespce prdominan te.
IV. CALCUL DE PH DES SOLUTIONS AQUEUSES
Dmarches requises pour calculer le pH :
numrer les espces prsentes en solution en prcisant acide ou basique.
Ecrire les ractions de dissociation. crire lquilibre de leau : les constantes sont toujours vrifies.
Constantes dquilibres des ractions (Ka, Kb).
Quand il sagit de ractions partielles o la dissociation nest pas totale :
crire le bilan massique : BM.
crire le bilan lectrique : BC 3
Conservation de la masse (BM)
A. Cas dun sel de cation acide e t anion aprotique en solution
Dissociation totale du sel en solution
NH 4CL NH 4+
+ CL -
Csel Anion aprotique Cl -
ne ragit pas ; NH 4+
est un acide qui ragit dans leau selon la raction : NH 4+
+ H2O NH 3 + H 3O+
Csel = [NH 3] + [NH 4+
] = [CL -
]
B. Cas dun sel de cation aprotiqu e et anion basique en solution
Dissociation totale du sel en solution
CH 3COONa CH 3COO -
+ Na +
Csel cation aprotique Na +
ne ragit pas en solution ; CH 3COO -
est une base qui ragit d ans leau selon la raction :
CH 3COO -
+ H 2O CH 3COOH + OH -
Csel = [ CH 3COO -
] + [CH 3COOH] = [ Na +
]
Equation du bilan des charges (BC)
Les solutions dlectrolytes sont lectriquement neutres : [Charges ngatives] = [charges positives]
HA + H 2O A- + H 3O+
H3O+ + OH - 2 H 2O (auto- dissociation de leau)
BC : [H 3O+] = [A -] + [OH -]
Remarque : si lors de la dissociation il apparat des ions divalents ou trivalents le bilan lectrique (bilan de charge) scrit
:
[H 3O+
]t = [ H 2PO 4-
] + 2 [HPO 42-
] + 3 [PO 43-
] + [OH -
]4
Les approximations qui permettent de simplifier les calculs
Milieu nettement acide (pH 6.5) : OH - << H 3O+ ngligeable
Milieu nettement basique (pH 7.5) : H 3O+ << OH - ngligeable
Electrolyte partiellement dissoci : ngliger la fraction dissocie devant la fraction non dissocie.
Solution de mlange dacide et de base : H3O+ et OH - peuvent tre ngligs devant les concentrations dacide et
de base.
Toutes les approximations doivent tre vrifies aprs le calcul de pH.
pH de leau pure
1. pH des lectrolytes forts a. pH dune solution dacide fort
a) 10 -6
N < C HA < 0,1 N
BM : CA = [HA] + [A -
] (acide totalement dissoci CA = [A -
])
BC : [H3O+
] = [ OH -
] + [A -] ( Le milieu acide (pH 6.5), on nglige les OH -
devant les H3O+
, autoprotolyse de leau
nglige ) [H3O+
] = [A -
] = C A .5
Exemple : pH de HCl (0,2 M) et H 2SO 4 (0,2 M) pH HCl = -log 0,2 = 0,7 pH H2SO4 = -log 0,2 * 2 = -log 0,4 = 0,39
b) Solution trs dilue C HA 10 -6
N
Lautoprotolyse de leau est prise en compte : Ke = [H 3O+
]. [OH -
] 1
BM : [C A = [HA] + [A -
] (acide totalement dissoci CA = [A -
]) ..2
BC : [H 3O+
]= [A -
]+ [OH -
]eau = CA + [OH -
]eau 3
On ne peut pas ngliger les [OH -] venant de leau
(1. 2 et 3) : [H 3O+
] = C A + Ke/[H 3O+
][H 3O+
] - C A [H 3O+
] Ke = 0
c) Solution trs concentre C HA > 0,1 N
Il se comporte comme un lectrolyte faible HA + H 2O A-
+ H3O+
t = 0 C 0 0t eq (1- ) c C C
[H 3O+
] = C
b. pH dune solution dune base forte
a) 10 -6
N < C B< 0,1 N
BM : CB = [B] + [BH +
] (Base totalement dissocie CB = [BH +
])
BC : [H 3O+
] + [BH +
] = [OH -
] (En milieu basique (pH 7.5) , [ H3O+] est ngligeable 6
[BH +
] = [OH -
] = C B
B + H 2O BH + + OH -t = 0 C 0 0t 0 C CpH = -log 10 [H 3O+
] = -log 10 Ke /[OH -
]
b) Solution trs dilue C B 10 -6
N
[H 3O+
][OH -
] = Ke .1
BM : CB = [B] + [BH +
] (Base totalement dissocie CB = [BH +
] ) 2
BC : [OH -
] =[H 3O+
] +[BH +
] [H 3O+
] = [OH -
] - [BH +
] = Ke / [H 3O+
] CB .....3
1 ,2 et 3 [H 3O+
]2
+ C B [H 3O+
] Ke = 0
c) Solution trs concentre C B > 0,1 N
B + H 2O BH +
+ OH -
t = 0 C 0 0t eq (1- ) c C C
2. pH des lectrolytes faibles a. pH dune solution dacide faible
t = 0 C 0 0
t eq (1- ) c C C 7
1r
cas : nest pas ngligeable devant 1 ( > 0,05)
BM : [Ha] + [a -
] = C A [Ha] = C A - [a -
] ([a -
] nest pas ngligeable, un acide faible trs dilu se comporte comme fort)
BC : [H 3O+
] = [A -
] + [OH -
] [H 3O+
] = [a -
] ([OH -
] est ngligeable en milieu acide)
[Ha] = C A - [H 3O+
]
[H 3O+
] 2
+ Ka [H 3O+
] -C AKa = 0
2me
cas : est ngligeable devant 1 ( < 0,05)
[a -
] [Ha]
BM : [Ha] + [a -
] = C A [Ha] = C A (faible dissociation)
BC : [H 3O+
] = [a -
] + [OH -
] (solution acide [OH -
] est ngligeable devant [H 3O+]) [H 3O+
] = [a -
]
b. pH dune solution de base faible
t = 0 C 0 0
t eq (1- ) c C C
1r
cas : nest pas ngligeable devant 1
BM : C B = [b] + [bH +
] (une base faible trs dilu se comporte comme forte)
BC : [OH -
]=[bH +
]+[H 3O+
] [OH -
]=[bH +
] ([H 3O+
] est ngligeable en milieu basique) 8
2me
cas : est ngligeable devant 1
BM : [b] + [bH +
] = C B [b] = C B (faible dissociation)
BC : [OH -
] = [bH +
] + [H 3O+
] [ bH +
] = [OH -
] - [H 3O+
] [bH+
] = [OH -
] = Ke/ [H 3O+
]
3. pH dune solution de polyacide
Le diacide faible H 2A qui se dissocie selon les deux quilibres : [H 3O+
][OH -
] = Ke
BM : [H 2A] + [ HA -
] + [ A 2-
] = C
BC : [HA -
] + 2 [A 2-
] + [OH -
] = [H 3O+
]Le calcul du pH est en fonction des Ka de chaque acide :
1. Les fonctions acides (ou basiques) sont fortes
Ex : H2SO 4 (pKa 1= -7,5 pKa 2= 1,7 ),Ba(OH) 2 , Ca( OH) 2
pH analogue celui dun monoacide ou monobase fort (C en normalit)
Pour un diacide fort :
H2A + 2 H 2O A2-
+ 2 H 3O+
BM : CA = [H 2A] + [A 2-
] [C A] = [A 2-
] (acide totalement dissoci)
BC : [H 3O+
] = [OH -
] + 2 [A 2-
] [H 3O+
] = 2 [A 2-
] [H 3O+
] = 2 CA (milieu acide, on nglige OH- provenant de leau) 9
Pour une dibase forte :
B + 2 H 2O BH 2+
+ 2 OH -
On suit le mme raisonnement quun diacide
2. Les fonctions acides (ou basiques) sont faibles
Les fonctions sont loigns et l acide ou la base sont faibles ( pKa 4) :
pH analogue celui dun monoacide ou monobase, la deuxime et la troisime fonction sont ngliger
Les fonctions sont proches dacide ou base faible ( pKa 4 ) :
pH dun mlange dacides ou de bases.
4. pH des solutions ampholytes
Un ampholyte est une espce qui, comme leau, intervient comme acide dans un couple et comme base dans un autre.
Exemple :
Anions drivs de polyacides HCO 3-
, H 2PO 4-
, HPO 42-
Ce pH est appele pH isolectrique pHi :
pH< pHi : prdominance dions acides .
pH >pHi : prdominance dions basiques .
pH= pHi : galit des deux espces.
CONCLUSION
Le pH est le potentiel hydrogne. Il sert dterminer le degr d'alcalinit ou d'acidit d'un aliment ou de tout autre type de solution partir de la concentration en ions hydrogne dans le compos. Il permet aussi dexpliquer les phnomnes
dacidose et d alcalose en biochimie.