Equilibres acido-basiques

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1 Equilibres acido-basiques I. Définitions A. Couple acide base D après la définition de Brönsted et Lowry (192), Un acide est toute espèce susceptible de libérer un proton. Une base est toute espèce susceptible de capter un proton. A chaque acide on peut donc associer sa base conjuguée et réciproquement : Exemple : + + L ensemble des deux espèces / est appelée couple acido-basique. On appelle polyacide un acide susceptible de libérer plusieurs protons (Exemple : ). On appelle ampholyte une espèce possédant à la fois des propriétés acides et basiques (Exemples :, ). B. Couples de l eau L eau est un ampholyte et intervient donc dans deux couples acido-basiques : / correspondant à la demi-équation + / correspondant à la demi-équation + En combinant ces deux demi-équations, on obtient la réaction d autoprotolyse de l eau, c est-à-dire celle pour laquelle l eau en tant qu acide d un couple réagit avec l eau en tant que base d un autre : + Sa constante d équilibre vaut 10 à 25 C et est appelé produit ionique de l eau. = = Remarques : L ion est appelé ion hydroxyde et l ion ion oxonium Les concentrations intervenant dans le produit ionique de l eau sont toujours à l équilibre. Page 1 sur 9

2 On note = C. ph On définit le (potentiel hydrogène) d une solution par : = Remarque : il s agit d un logarithme décimal et non népérien. Une solution est dite : Neutre si = donc si =10 donc =10 donc =7. Acide si > donc si >10 donc >10 donc <7. Basique si < donc si <10 donc <10 donc >7. II. Réactions acido-basiques A. Définition Une réaction acido-basique est une réaction entre l acide d un couple et la base d un autre. Exemples : correspond bien à une équation-bilan et non à une demiéquation. B. Constante d acidité Soit un couple acido-basique noté /. Considérons la réaction de l acide avec l eau qui s écrit : + + La constante d équilibre de cette réaction est appelée constante d acidité et notée. A l équilibre, nous avons vu que = donc = Remarque : la constante d acidité est une grandeur sans dimension puisque, comme nous l avons vu au chapitre précédent, ce sont les activités qui interviennent dans cette Page 2 sur 9

3 expression, ce qui signifie que =1. et l activité de l eau (qui vaut 1 en tant que solvant) sont sous-entendues. Dans les tables, on trouvera souvent : = Remarque : donc =10. A l équilibre, =. Donc = = +. Donc = + = + Remarque : cette relation est valable uniquement avec les concentrations à l équilibre. C. Constantes d acidité des couples de l eau Pour le couple /, l équation s écrit + +. On en déduit que, à l équilibre, =1 et donc / = Pour le couple /, l équation s écrit + +. On en déduit que, à l équilibre, = et donc / =. III. Force des acides et des bases Soient deux couples acido-basiques notés / (de constante d acidité ) et / (de constante d acidité ). Intéressons nous à la réaction de l acide avec la base afin de déterminer son sens suivant les valeurs des constantes d acidité. + + Sa constante d équilibre, notée peut s écrie, à l équilibre : Page sur 9

4 = = = Nous avons vu au chapitre précédent que la réaction se déroulerait plutôt dans le sens direct (c est-à-dire que l acide réagit «bien» avec la base ) si >1 donc si > (ou encore < ). Dans ce cas, on dit que l acide est plus fort que l acide (ou que la base est plus forte que la base ), c est-à-dire que la réaction entre l acide et la base se fera «bien»). Plus l écart entre les est important plus la réaction se fait «bien» dans le sens direct. Par ailleurs, on appelle acide fort un acide totalement dissocié en solution aqueuse et un acide faible un acide partiellement dissocié en solution. (De même pour les bases) Exemples : Acides faibles : acide acétique ; ion ammonium,. Acides forts : acide chlorhydrique,, acide nitrique, sulfurique. Bases faibles : ion éthanoate, ammoniaque. Bases fortes : soude,, potasse,.,, acide Considérons un acide fort (que nous noterons pour l instant ), c est-à-dire totalement dissocié dans l eau de constante d acidité. Cela signifie que la réaction + + est en fait quasi-totale, donc que sa constante d équilibre est très supérieure à 1. Or, à l équilibre, = Donc >1 donc <0. =. On peut montrer de même que, pour une base forte, >. On peut alors représenter sur une échelle de l évolution de la force des acides et des bases : Il en résulte que l acide le plus fort et la base la plus forte pouvant exister dans l eau sont respectivement les ions oxonium et hydroxyde. IV. Diagramme de prédominance Une espèce est dite prédominante sur une espèce si >. Page sur 9

5 Soit un couple acido-basique /. Le diagramme de prédominance est la représentation, en fonction du de l espèce prédominante du couple. L acide est prédominant si > Donc si >1 Donc si >0 ou <0 Donc si + < Donc si <. On peut procéder de la même manière pour le domaine de prédominance de la base. On aboutit alors au diagramme suivant : V. Méthode de calcul d un 1. Faire le bilan des espèces majoritaires (c est-à-dire de concentration au moins dix fois supérieures à celles des autres) en solution (eau incluse). 2. Classer sur un axe orienté par le les couples acido-basiques intervenant dans les espèces majoritaires.. Ecrire la réaction entre l acide majoritaire le plus fort ( le plus faible) et la base majoritaire la plus forte ( le plus élevé) : elle est appelée réaction prépondérante.. Calculer la constante d équilibre de la réaction prépondérante : a. Si 1 : on peut supposer la réaction quasi-totale. b. Si 1 : on peut supposer la réaction quasi-nulle (absente). c. Si 1 : on ne peut faire aucune hypothèse a priori. 5. Faire un tableau d avancement permettant d exprimer toutes les concentrations en fonction d une seule variable (l avancement en général). 6. Ecrire l équation (ayant pour variable l avancement) découlant de l égalité entre la constante d équilibre et le quotient réactionnel à l équilibre en tenant compte des éventuelles hypothèses précédentes pour simplifier les calculs. Page 5 sur 9

6 7. Vérifier les hypothèses pour pouvoir conclure (par exemple, si on a supposé la réaction quasi-totale, vérifier que le réactif limitant est bien en concentration négligeable par rapport aux autres espèces intervenant dans la réaction). Exemple : d une solution d acide faible Soit une solution d acide acétique de concentration =1, Déterminer le de la solution à 25 C. Données à 25 C : / =,8 ; =1. Commençons par dresser le bilan des espèces majoritaires : L eau (!) ; L acide acétique ; Et c est tout! Les ions hydroxyde et oxonium ne sont pas majoritaires, étant présents dans l eau (supposée pure) à une concentration de 10. à 25 C L acide le plus fort majoritaire est donc l acide acétique et la base la plus forte (la seule majoritaire en l occurrence) est donc l eau. La réaction prépondérante s écrira donc : + + Sa constante d équilibre s écrit alors = On peut supposer la réaction quasi-absente. Dressons le tableau d avancement : = =10, CI 1,0.10 è 0 10 CEq 1,0.10 è 10 + = 1 donc on peut supposer la réaction quasi-nulle et, donc, 1,0.10 et donc 1, Par ailleurs, comme nous dissolvons un acide dans l eau, on peut supposer que le à l équilibre sera inférieur à 6 et donc que 10. et donc que =. Ecrivons alors l égalité entre quotient réactionnel à l équilibre et constante de réaction : Page 6 sur 9

7 = = Donc = =. Numériquement, =, Les deux hypothèses ( 1,0.10 et 10 ) sont donc vérifiées. Donc = Donc = = = + Donc = Donc = Donc =, Page 7 sur 9

8 Acides et bases courants Nom Formule Propriétés 1 Acide chlorhydrique HCl Acide fort 2 Acide nitrique HNO Acide fort Ion nitrate NO Ion spectateur Soude (hydroxyde de sodium) NaOH Base forte Potasse (hydroxyde de potassium) KOH Base forte 5 Acide nitreux HNO 2 Acide faible Ion nitrite NO 2 Base faible + 6 Ion ammonium NH Acide faible Ammoniaque NH Base faible 7 Acide acétique (éthanoïque) CH COOH Acide faible Ion acétate CH COO - Base faible 8 Acide méthanoïque (formique) HCOOH Acide faible Ion méthanoate HCOO - Base faible 9 Acide carbonique H 2 CO (CO 2 dissous) Acide faible Ion hydrogénocarbonate HCO Ampholyte 2 Ion carbonate CO Base faible 10 Acide sulfurique H 2 SO Acide fort Ion hydrogénosulfate HSO Acide faible 2 Ion sulfate SO Base faible 11 Acide sulfureux H 2 SO Acide faible Ion hydrogénosulfite HSO Ampholyte 2 Ion sulfite SO Base faible 12 Acide sulfhydrique H 2 S Acide faible Ion hydrogénosulfure HS - Ampholyte Ion sulfure S 2- Base faible 1 Acide phosphorique H PO Acide faible Ion dihydrogénophosphate H 2PO Ampholyte Ion hydrogénophosphate Ion phosphate HPO Ampholyte 2 PO Base faible Page 8 sur 9

9 Table des matières I. Définitions... 1 A. Couple acide base... 1 B. Couples de l eau... 1 C. ph... 2 II. Réactions acido-basiques... 2 A. Définition... 2 B. Constante d acidité... 2 C. Constantes d acidité des couples de l eau... III. Force des acides et des bases... IV. Diagramme de prédominance... V. Méthode de calcul d un... 5 Page 9 sur 9

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