Fiche de cours - Force des acides et des bases PDF

Fiche de cours - Force des acides et des bases I Réaction d’autoprotolyse de l’eau : 1) D’où vient-elle ? Mesurons le pH d’une eau pure. On trouve pH = 7 à 25°C. Ceci signifie que la concentration des ions oxonium dans cette eau est de : [H3O+(aq)] = 10-pH = 10-7 mol/L. D’où pro...

Fiche de cours - Force des acides et des bases I Réaction d’autoprotolyse de l’eau : 1) D’où vient-elle ? Mesurons le pH d’une eau pure. On trouve pH = 7 à 25°C. Ceci signifie que la concentration des ions oxonium dans cette eau est de : [H3O+(aq)] = 10-pH = 10-7 mol/L. D’où proviennent-ils ? Puisqu’il n’y a que des molécules d’eau dans une eau pure, ce sont ces molécules d’eau qui ont données naissance aux ions oxonium. Ainsi comme une solution est neutre électriquement, il y a présence d’anions en même quantité que les cations oxonium. On explique cet équilibre par le fait qu’un ion oxonium est créé par une molécule d’eau qui capte un proton à une autre molécule d’eau, qui elle, à céder son proton. 2) Equation de la réaction et produit ionique : a. L’eau, espèce amphotère, joue donc un double rôle d’acide et de base, selon l’équation : 2 H2O(l) = H3O+(aq) + OH-(aq) Cette réaction est appelée autoprotolyse de l’eau b. A cette réaction, on associe une constante d’équilibre Ke appelée produit ionique de l’eau. On a : Ke = [H3O+(aq)] × [OH-(aq)] Comme il y a autant d’ions oxonium que d’ions hydroxyde produits par l’autoprotolyse : [H3O+(aq)] = [OH-(aq)] = 1.0*10-7 mol/L et Ke = 10-14 Remarque : On rappelle que la constante d’équilibre d’une réaction ne dépend que de la température. La valeur de Ke ci-dessus n’est valable qu’à 25°C. Source principale : Julien Geandrot 1  c. Généralement en chimie, à une grandeur X on associe une grandeur pX = - log X. Ici on a alors : pKe = - log Ke = 14 3) Echelle de pH : ci. Définition :  Une solution est dite acide si elle contient plus d’ion oxonium que l’eau pure : Solution acide ⇔ [H3O+(aq)] > 1.0*10-7 mol/L ⇔ pH < 7.0  Une solution est dite basique si elle contient moins d’ions oxonium que l’eau pure : Solution basique ⇔ [H3O+(aq)] < 1.0*10-7 mol/L ⇔ pH > 7.0  Une solution neutre sera donc une solution dont le pH est de 7.0 ⇔ [H3O+(aq)] = 1.0*10-7 mol/L cii. Exemples : valeur de pH de différentes solutions courantes Doc n°1 :Valeur du pH (voir doc ci-contre) de quelques solutions courantes d. Application : Soit une solution d’hydroxyde de sodium de concentration 5.0*10-2 mol/L. Quelle est nature acido-basique de cette solution et quelle est la valeur de son pH ? 10 −14 10 −14 On sait que Ke = [H3O+(aq)] × [OH-(aq)] = 10-14 d’où [H3O+(aq)] = = = 2.0 *10 −12 mol/L [ ] OH − ( aq ) 5.0 *10 −3 Alors pH = - log [H3O+(aq)] = - log 2.0*10-12 = 11.7 II Constante d’acidité d’un couple acido-basique : 1) Définition : Soit un acide HA(aq) et sa base conjuguée A-(aq). La constante d’acidité de ce couple acide/base est la constante d’équilibre de la réaction de l’acide avec l’eau : HA(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) [ ] [ ] A − ( aq ) × H 3O + ( aq ) KA = [ ] HA( aq ) A cette constante d’acidité KA on associe son pKA : pKA = - log KA Les concentrations des espèces en solution aqueuse sont des concentration à l'équilibre ! Source principale : Julien Geandrot 2  2) Exemples : a. Soit l’acide éthanoïque de formule CH3-COOH et sa base conjuguée l’ion éthanoate de formule CH3-COO-. Ce couple a pour constante d’acidité : [ ] [ CH 3 − COO − ( aq ) × H 3O + ( aq ) ] KA = [ CH 3 − COOH ( aq ) ] -5 KA = 1.7*10 à 25°C et pKA = 4.76 b. L’eau participe est membre de deux couples acido- basiques :  Soit elle est acide dans le couple H2O(l)/OH-(aq) : H2O(l) + H2O(l) = OH-(aq) + H3O+(aq) Alors KA = [H3O+(aq)] × [OH-(aq)] = 10-14 et pKA = 14  Soit elle est base dans le couple H3O+(aq)/ H2O(l) : H3O+(aq) + H2O(l) = H2O(l) + H3O+(aq) [ H 3O + ( aq ) ] Alors KA = [ H 3O + ( aq ) ] = 1 et pKA = 0 Doc n°2 :Valeur du pKA de quelques couples acido-basiques c. Remarque : Les valeur de pKA ne sont pas limitées par 0 et 14 mais peuvent prendre des valeurs négatives ou supérieures à 14. C’est le cas notamment de certains acides comme l’acide nitrique HNO3, il réagit totalement avec l’eau et son pKA est négatif. III Comparaison des acides entre eux et des bases entre elles à même concentration : 1) Comparaison des acides entre eux : a. Critère de comparaison : Pour comparer deux acides entre eux, on compare leur dissociation dans l’eau. Plus cette dissociation est importante, plus on dit que l’acide est « fort ». De quoi celle-ci dépend t-elle ? b. Relation entre dissociation et taux d’avancement final pour : On considère la dissociation d’un acide HA(aq) dans l’eau selon l’équation : HA(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) On obtient un volume V de solution. Etablissons le tableau d’avancement de celle-ci : Equation de la réaction HA(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) Avancement Etat (mol) Initial 0 c×V Excès 0 0 En cours x c×V - x Excès x x final xéq c×V - xéq Excès xéq xéq Le taux d’avancement final s’écrit donc : τ= xéq = xéq / V = [H O 3 + ( aq ) ] x max x max / V c On voit alors que, pour une même concentration d’acide apporté, plus un acide est dissocié dans l’eau, plus la concentration en H3O+(aq) sera grande et donc plus le pH final de la solution sera petit. Source principale : Julien Geandrot 3 c. Relions ceci au constante d’acidité : Expérimentalement, on mesure le pH de différentes solutions acides de même concentration 1.0*10-2 mol/L. On calcul alors le taux d’avancement de la réaction et on met en relation ces résultats avec le pKA des couples : Acides pH τ pKA H3O (aq) + Cl-(aq) + 2.0 1 0.00 HF(aq) 2.6 2.5*10-1 3.20 C6H5COOH(aq) 3.1 7.9*10-2 4.19 CH3-COOH(aq) 3.4 4.0*10-2 4.75 d. Conclusion : Pour deux solutions d’acides de même concentration en soluté apporté, la plus acide (plus petit pH) correspond à celle dont l’acide est le plus dissocié dans l’eau : Si KA > KA’ ou pKA < pKA’ alors pH < pH’ et [H30+(aq)]f > [H30+(aq)]f’ et τ > τ’ 2) Comparaison des bases entre elles : Nous pouvons faire la même étude que précédemment. Le tableau d’avancement devient : Equation de la réaction A-(aq) + H2O(l) = HA(aq) + OH-(aq) Avancement Etat n(A-(aq)) n(H2O(l)) n(HA(aq)) n(OH-(aq)) (mol) Initial 0 c×V Excès 0 0 En cours x c×V - x Excès x x final xéq c×V - xéq Excès xéq xéq Le taux d’avancement s’écrit : τ = xéq = x éq / V = [OH − ( aq ) ]= Ke x max x max / V c [H 3 0 + ( aq ) ]× c On comprend alors aisément que nous obtenons la conclusion suivante (voir également l'échelle de classement des couples acidobasiques usuels en annexe): Pour deux solutions de bases de même concentration en soluté apporté, la plus basique (plus grand pH) correspond à celle dont la base est la plus dissociée dans l’eau : Si KA < KA’ ou pKA > pKA’ alors pH > pH’ IV Constante d’équilibre associée à une réaction acido-basique : 1) Cas général : On considère la réaction acido-basique entre un acide A1H(aq) et la base A2-(aq) : Pour connaître l’équation de cette réaction, on doit considérer les deux demi-équations associées à chaque couple : A1H(aq) = A1-(aq) + H+ A2-(aq) + H+ = A2H (aq) − − A1 H ( aq ) + A2 ( aq ) = A1 ( aq ) + A2 H ( aq ) Ecrivons les constante d’équilibre de cette réaction : − [ A1 ( aq ) × A2 H ( aq ) ][ ] [ ] [ ] K= − A1 H ( aq ) × A2 ( aq ) Source principale : Julien Geandrot 4 Multiplions en haut et en bas par la concentration en ions oxonium : [A − 1 ( aq ) ]× [H O ]× [A H ] + ( aq ) 1/KA2 ]× [A ]× [H O ] 3 2 ( aq ) [A H K= − + 1 ( aq ) 2 ( aq ) 3 ( aq ) KA1 K A1 D’où : K= K A2 2) Exemple : Soit la réaction entre l’acide éthanoïque (pKA1 = 4.76) et l’ammoniac (pKA2 = 9.20). On peut savoir immédiatement si la transformation va être totale. K 10 − pK A1 10 −4.76 On calcul : K A1 = − PK A 2 = −9.20 = 2.8 * 10 4. K > 104 : cette réaction est donc totale. K A2 10 10 V Diagramme de prédominance et de distribution d’espèces acides et basiques en solution : 1) Cas général : Soit un couple acido-basique HA(aq)/A-(aq) de KA = [A ]× [H O ] − ( aq ) + ( aq ) [HA ] 3 ( aq ) Prenons le logarithme de cette expression : [A - (aq) ] log KA = log + log [H3O+(aq)] [HA (aq) ] [A - (aq) ] ⇔ - log [H3O+(aq)] = - log KA + log [HA (aq) ] [A - (aq) ] ⇔ pH = pKA + log [HA (aq) ] Ainsi : [A - (aq) ] Si pH = pKA alors log = 0 donc [A-(aq)] = [HA(aq)] [HA (aq) ] [A - (aq) ] Si pH > pKA alors log > 0 donc [A-(aq)] > [HA(aq)] [HA (aq) ] [A - (aq) ] Si pH < pKA alors log < 0 donc [HA(aq)] > [A-(aq)] [HA (aq) ] Voici le diagramme de prédominance alors obtenu : Doc n°3 : diagramme de [HA(aq)] > [A-(aq)] [A-(aq)] > [HA(aq)] prédominance de l’acide pH et de la base Prédominance de l’acide HA pKA Prédominance de la base A- On peut associer à ce couple acide base un digramme de distribution qui représente le pourcentage de chaque espèce en fonction du pH de la solution : Source principale : Julien Geandrot 5  Doc n°4 : diagramme de distribution de l’acide et de la base [HA(aq)] pKA [A-(aq)] prédomine prédomine 2) Application aux indicateurs colorés : zone de virage d’un indicateur coloré : a. Définition : On rappelle qu’un indicateur coloré est une espèce qui existe sous deux formes, l’une acide et l’autre basique, et que ces deux formes ont deux couleurs différentes. b. Réaction avec l’eau : HInd(aq) + H2O(l) = Ind-(aq) + H3O+(aq) Au couple HInd(aq)/ Ind-(aq) est associé un pKA c. Zone de virage :  Selon la valeur du pH par rapport au pKA, c’est l’une ou l’autre des formes de l’indicateur coloré, donc une couleur qui va prédominer.  Lorsque pH = pKA, on obtient une couleur qui est un mélange des deux couleurs de HInd et Ind- : on appelle cette couleur la teinte sensible. Sinon au dessus et en dessous de ce point, on observe la teinte acide ou la teinte basique.  On appelle zone de virage la zone de pH autour du pKA où on observe la teinte sensible. (Exemple expérimental : le BBT) d. Intérêt d’un indicateur coloré : Un indicateur serve à suivre l’évolution d’un titrage acido-basique. On connaît, grâce à sa couleur (teinte sensible), le moment où l’on passe au niveau de son pKA. On obtient alors environ le pH de l’équivalence : pH = pKA. VI Solution tampon (d'après Hachette Chimie PCSI 2012): Une solution présente un effet tampon si son pH varie très peu : – par addition de petites quantités d’ions hydronium ou d’ions hydroxyde apportées par des acides ou des bases pouvant être forts ; – par dilution modérée. Une solution tampon constituée d’un acide et de sa base conjuguée a un pouvoir tampon maximum lorsque pH = pKA. Source principale : Julien Geandrot 6  En Chimie, on utilise des solutions tampons chaque fois que l’on veut effectuer une réaction à pH constant même si cette réaction consomme ou produit des ions hydronium. Une solution tampon ayant un pH qui dépend peu de l’ajout modéré d’acide ou de base ou d’eau peut constituer une solution étalon de pH. On utilise ainsi des solutions tampons pour étalonner un pH-mètre avant toute mesure de pH. Approfondissement pour les WARRIORS : Présentation des diacides et des triacides. Etablissement d'un diagramme de distribution dans le cas d'un couple acide-base. Est-il possible d'avoir un acide plus fort que l'ion oxonium en solution ? OUI !!!!!!!!!! Source principale : Julien Geandrot 7  Annexe: échelle d'acidité des couples acides-bases usuels : Source principale : Julien Geandrot 8