Forces Des Acides Et Des Bases - Chapitre 10 PDF

Chapitre 10 Chap. 7 du livre FORCES DES ACIDES ET DES BASES COURS T Spé PC 1. Produit ionique de l’eau L’eau est un ampholyte. L’acide H2O peut donc réagir sur la base H2O. L’équation de la réaction s’écrit :...

Chapitre 10 Chap. 7 du livre FORCES DES ACIDES ET DES BASES COURS T Spé PC 1. Produit ionique de l’eau L’eau est un ampholyte. L’acide H2O peut donc réagir sur la base H2O. L’équation de la réaction s’écrit : H3O+(aq) / H2O(l) H2O(l) + H+ ⇌ H3O+(aq) H2O(l) / HO− (aq) H2O(l) ⇌ HO−(aq) + H+ 2 H2O(l) ⇌ HO−(aq)+ H3O+(aq) Cette réaction est appelée l’autoprotolyse de l’eau. Elle est très limitée. La constante d’équilibre de cette réaction est : [𝐻𝐻3 𝑂𝑂+ ]𝑒𝑒𝑒𝑒 × [HO− ]𝑒𝑒𝑒𝑒 𝐾𝐾𝑒𝑒 = 𝑐𝑐° ² On l’appelle le produit ionique de l’eau. A 25°C : 𝐾𝐾𝑒𝑒 =10-14 𝑝𝑝𝐾𝐾𝑒𝑒 = 14 Remarques : Ke ne dépend que de la température. on définit aussi le 𝑝𝑝𝐾𝐾𝑒𝑒 la notation « p » correspond à « −log » (parfois nommé « cologarithme »). La réaction d’autoprotolyse a lieu dans toute solution aqueuse. Toute solution aqueuse contient des ions H3O+(aq) et HO-(aq) dont les concentrations sont liées par le produit ionique de l’eau. Le caractère acide, basique ou neutre d’une solution aqueuse est lié aux concentrations en ions oxonium H3O+ et hy- droxyde HO− qu’elle contient, donc au pH de la solution et au pKe T spe – PC – Chapitre 10 – cours Page 1 2. Réaction d’un acide ou d’une base avec l’eau 2.1. Acides et bases faibles Acide faible Base faible Un acide AH peut réagir avec de l’eau. Un base A- peut réagir avec de l’eau. Lorsque cette réaction n’est pas totale (τ < 1), on dit qu’on a Lorsque cette réaction n’est pas totale (τ < 1), on dit qu’on a un acide faible une base faible Il s’établit alors un équilibre chimique représenté par : Il s’établit alors un équilibre chimique représenté par : AH + H2O(l) ⇌ A-(aq) + H3O+(aq) A-(aq) + H2O(l) ⇌ HA + HO-(aq) 2.2. Cas limite des acides et bases fortes Acide fort Base forte Lorsque la réaction entre l’eau et un acide AH est totale (τ = Lorsque la réaction entre l’eau et une base A- est totale (τ = 1), on dit qu’on a un acide fort. 1), on dit qu’on a une base forte. La réaction totale est symbolisée avec une → : La réaction totale est symbolisée avec une → : AH + H2O → A + H3O- + A- + H2O → AH + HO- Conséquences : Conséquences : l'acide AH n'existe pas dans l'eau : il est sous la forme l'acide AH est un acide infiniment faible A- et H3O+ Quelle que soit la nature de la base forte mise en le seul acide présent en solution sera alors H3O+ solution, la seule base présente en solution sera alors la base A- est une base infiniment faible HO- si C est la concentration en acide fort de la solution, si C est la concentration en base forte de la solution, le pH est : pH = - log C le pH est : pH = 14 + log C La réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique. 3. Constante d’acidité 3.1. Définition On considère la réaction d’un acide faible HA avec l’eau : AH + H2O ⇌ A- + H3O+. À cette équation est associée une grandeur sans unité appelée constante d’acidité du couple AH/A- : [𝐴𝐴- ]𝑒𝑒𝑞𝑞 × 𝐻𝐻3 𝑂𝑂+ 𝑒𝑒𝑒𝑒 𝐾𝐾𝑎𝑎 = [𝐴𝐴𝐻𝐻 ]𝑒𝑒𝑒𝑒 ×𝑐𝑐° avec [A-], [H3O+] et [AH], les concentrations en mol.L-1et c°=1 mol.L-1 On pose aussi pKa = - log Ka soit Ka = 10-pKa. 3.2. Forces comparées des acides et bases dans l’eau Plus 𝐾𝐾𝑎𝑎 augmente, plus il y a de produits et moins il y a de réactifs. Le taux d’avancement est plus important, l’acide est plus fort. Le 𝑝𝑝𝐾𝐾𝑎𝑎 est donc est plus faible (car 𝑝𝑝𝐾𝐾𝑎𝑎 = − log 𝐾𝐾𝑎𝑎.). Conclusion : plus 𝑲𝑲𝒂𝒂 est important, plus 𝒑𝒑𝒑𝒑𝒂𝒂 est faible, et plus l’acide faible est fort. A l'inverse plus l’acide est fort plus sa base conjuguée est faible. Conclusion : plus 𝒑𝒑𝒑𝒑𝒂𝒂 est fort, et plus la base faible est forte L’échelle de 𝑝𝑝𝐾𝐾𝑎𝑎 permet de comparer la force des acides et celle des bases dans l'eau. T spe – PC – Chapitre 10 – cours Page 2 4. Acide et base faible en solution 4.1. Relation pH-pKA Cette relation est parfois nommée « relation de Henderson » 4.2. Diagramme de prédominance La relation précédente permet de tracer des diagrammes de distribution qui représente les pourcentages des espèces acide et basique d’un même couple dans une solution en fonction du pH de la solution. On peut simplifier ce diagramme en traçant le diagramme de prédominance d’un couple AH(aq)/A–(aq). Il représente les domaines de prédominance de l’espèce acide et de l’espèce basique conjuguée en fonction du pH de la solution. 5. Applications 5.1. Demi-équivalence d’un titrage Pour déterminer le pKA d’un couple, on peut utiliser le titrage d’un acide faible AH par les ions HO− La réaction support du titrage est : AH + HO− → A− + H2O La demi-équivalence du titrage est atteinte lorsqu’on a versé la moitié du volume équivalent de solution titrante. On a alors apporté assez de réactif titrant HO− pour consommer la moitié du réactif titré AH initialement présent. Il s’est transformé en son espèce conjuguée A−, qui est donc présente en quantité égale. À la demi-équivalence : [AH]éq = [A−]éq. [𝐴𝐴− ] Or, 𝑝𝑝𝑝𝑝 = 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 + 𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙 = 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 + 𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙(1) = 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 + 0 [AH] donc 𝑝𝑝𝑝𝑝 = 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 Le pH à la demi-équivalence est égal au pKA du couple du réactif titré. Ceci est vrai également pour le titrage d’une base faible par H3O+. T spe – PC – Chapitre 10 – cours Page 3  5.2. Indicateur coloré et équivalence d’un titrage acido-basique : Un indicateur coloré est un couple acide base dont les 2 espèces n'ont pas la même teinte. La zone de virage est le domaine de pH pour lequel la solution prend la teinte sensible de l’indicateur coloré. Un indicateur coloré peut être utilisé pour un titrage afin de repérer l’équivalence. Il sera adapté au titrage si la zone de virage de l’indicateur coloré contient le pH à l’équivalence pHE du titrage. 5.3. Solution tampon Une solution tampon est une solution qui a la capacité de maintenir le pH du milieu réactionnel ou biologique presque constant dans le cas d’une dilution modérée ou d’un ajout modéré d’un acide ou d’une base. Composition d’une solution tampon : une solution tampon est obtenue en réalisant un mélange quasiment équimolaire d’un acide faible AH et de sa base conjuguée A-, c’est-à-dire [AH] ≈ [A−]. [𝐴𝐴−] Le pH de cette solution sera : 𝑝𝑝𝑝𝑝 = 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 + 𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙 ≈ 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 + 𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙(1) = 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 + 0 soit 𝑝𝑝𝑝𝑝 ≈ 𝑝𝑝𝑝𝑝𝐴𝐴 [AH] Le sang est un milieu tamponné. 5.4. Cas des acides alpha-aminés T spe – PC – Chapitre 10 – cours Page 4