Cours de Réactivité chimique Module C132 – S3 PDF

Tronc Commun MIP S3 Département de Chimie. FST-Errachidia Cours de Réactivité chimique Module C132 – S3 Présenté par : Pr. El houssine MABROUK A.U : 2021/2022...

Tronc Commun MIP S3 Département de Chimie. FST-Errachidia Cours de Réactivité chimique Module C132 – S3 Présenté par : Pr. El houssine MABROUK A.U : 2021/2022 1  Sommaire Chapitre I- Les équilibres chimiques Chapitre II- Les équilibres ioniques en solution aqueuse Chapitre III- Les équilibres d’oxydo-réduction Chapitre IV- Les équilibres de précipitation Chapitre V- Les équilibres de complexation Chapitre VI- Cinétique chimique 2  CHAPITRE II Les équilibres ioniques en solution aqueuse 3  Définitions Acide et base de Bronsted Un acide est une espèce chimique qui réagit en cédant au moins un proton H+. Donc un acide est un donneur de H+. elle est désigné par AH. Exemples: HCl, H2SO4, H2CO3, H3PO4, CH3COOH. - Une base est une espèce chimique qui réagit en fixant un proton H+. elle est susceptible de libérer au moins un ion OH-. Donc une base est un accepteur de H+. Elle est désignée par B. Exemples: HSO4-, SO42-, H2PO4-, HPO42-, CH3COO-, OH-. Téorie de Lewis Un acide est un accepteur de doublet d’électrons et une base un donneur de doublet d’électrons. Exemples : - BF3, AlCl3, TiCl4 : acides de Lewis. - H2O, (Et)2O, NH3 : bases de Lewis. 4  Couple acide-base conjuguée Lorsqu’un acide en solution aqueuse, AH(aq), cède un proton à l’eau, il y a production de sa base correspondante, A- (aq), dite base conjuguée. Le couple AH(aq)/A-(aq) ainsi formé porte le nom de couple acide-base conjuguée : Exemples HCl Cl- + H+ HCl/Cl- CH3COOH CH3COO- + H+ CH3COOH/CH3COO- NH4+ NH3 + H+ NH4+/ NH3 5  Acides et bases en solution aqueuse diluée Les couples acide-base de l’eau L’eau pure est un ampholyte car elle se comporte à la fois comme un acide et une base. Cette propriété est illustrée par sa réaction d’ionisation nommée également réaction d’autoprotonation. La molécule d’eau se dissocie partiellement suivant la réaction : H2O H+ + OH- Acide base H2O/OH- Dans ce cas H2O est un acide de Bronsted 6 D’autre part, la molécule d’eau est considérée comme une base de Bronsted selon la réaction suivante : H3O+ H2O + H+ acide base H3O+/H2O La molécule H2O présente donc à la fois un caractère acide et un caractère basique. La réaction d’autoprotolyse de l’eau implique donc deux molécules d’eau et s’écrit : H2O + H2O H3O+ + OH- L’eau est un composé amphotère ou ampholyte. Dans l’eau pure les concentrations des ions H3O+ et OH- sont égales. Des mesures conductimétriques précises permettent de déterminer cette concentration [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/l : Condition d'électroneutralité dans l'eau pure Ke= [H3O+].[OH-] = 10-14 mol2.l-2 à 25°C Ke est un nombre constant. On l’appelle produit ionique de l’eau. 7  Forces des acides et des bases dans l’eau Cas d’un acide fort: sa réaction avec l’eau est totale HCl + H2O H3O+ + Cl- HNO3 + H2O H3O+ + NO-3 Cas d’une base forte : NH2- + H2O OH- + NH3 Cas d’un acide faible : AH + H2O H3O+ + A- Les deux couples acido-basiques mis en jeu sont AH/A- et H3O+/H2O. Il s’agit en fait d’une réaction d’hydrolyse. 8  La réaction acido-basique se produisant en solution aqueuse coexiste à tout instant avec l’équilibre de dissociation de l’eau: H2O + H2O HO- + H3O+ Les concentrations de ces espèces sont reliées entre elles par la constante d’acidité du couple AH/A-qui s’écrit selon l’équation suivante : Par convention : On caractérise les couples acide–base par leurs pKa. Plus un acide est fort, plus son pKa est faible Exemple : pKa(HCN/CN–) = 9,1 pKa(HF/F–) = 3,2 HF est un acide plus fort que HCN Règle Plus un acide est fort et plus sa base conjuguée est faible. Plus une base est forte et plus son acide conjugué est faible. 9 Cas d’une base faible : A- + H2O AH + OH- La constante de basicité s’écrit : On remarque que : Ka.Kb = = Ke pka + pkb = pke (pka = -log ka et pkb=-logkb) 10 Réaction acide-base : Couples A1/B1 et A2/B2 1 A1 + B 2 B1 + A2 2 Si Ka1>>Ka2 alors la réaction se déroule dans le sens (1) Si Ka1 -log10[H3O+] + 1 pKa > pH + 1 pH < pKa – 1 13 * A- est prédominant devant AH quand [A-] > 10[AH] > -log10Ka < -1 -log10[H3O+] pKa < - 1 + pH pH > pKa + 1 D’où le diagramme de prédominance suivant AH AH et A- A- pH Pka - 1 Pka + 1 14 Exemple : H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ pKa1 = 2,1 H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ pK2 = 7,2 HPO42- + H2O PO43- + H3O+ pK3 = 12,3 H3PO4 H2PO4 HPO4 PO43- - 2- pH 1,1 3,1 6,2 8,2 12,3 13,3 15 Relation entre pH et pOH Dans le cas général (à 25°C) [H3O+] [OH-] = Ke = 10-14 -log [H3O+] - log [OH-] = - log Ke = 14 Soit : pH + pOH = 14 [H3O+] = [OH-] =  Ke = 10 -7 Le pH de l’eau pure est donc égal à 7. * Cas d’une Solution Acide On appellera solution acide toute solution pour laquelle la concentration des ions hydronium est supérieure à celle des ions hydroxyde. [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 10-7 et [OH-] < 10-7 Pour une solution acide : pH < 7 et pOH > 7 16  * Cas d’une Solution Basique On appellera solution basique toute solution pour laquelle la concentration des ions hydroxyde est supérieure à celle des ions hydronium. [OH-] > [H3O+] [OH-] > 10-7 et [H3O+] < 10-7 Pour une solution basique : pH > 7 et pOH < 7 * Cas d’une Solution Neutre Toute solution dont le pH sera égal à 7 (comme l’eau pure) sera appelée solution Neutre. Remarque Toutefois, dans la pratique, les solutions très peu acides ou très peu basiques pourront être considérée comme quasiment neutre. Une solution neutre aura donc un pH proche de 7 (6 < pH < 8) 17  [H3O+]  [OH-] Très Acide Acide Basique Très Basique 0 2 4 6 7 8 10 12 14 pH [H3O+] >>> [OH-] [OH-] >>> [H3O+] L’échelle des pH se trouve dans la pratique limitée vers les pH trop faibles et les pH trop forts car la mesure et la définition même du pH implique des concentrations peu élevées. On se limite donc en général à 0 < pH < 14. Ceci ne signifie pas que le pH ne peut devenir négatif ou dépasser la valeur 14 mais signifie simplement que les choses se compliquent et que des précautions doivent être prises pour des concentrations élevées. 18  Calcul du pH des solutions aqueuses [A-]