Chapitres 15 & 16. Concepts clés À savoir

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1 Concepts clés À savoir Chapitres 15 & 16 Équilibre (p. 677) Réaction directe (p. 677) Réaction inverse (p. 677) Pourcentage de rendement (p. 680) Position de l équilibre (p. 680) Tableau IVE/ICE (p. 681) Constante d équilibre, K c (p. 684) Loi d équilibre (p. 684) Le principe de Le Châtelier (p ) Déplacement de l équilibre (p. 691) Produit ionique de l eau (p. 713) o Constante d auto-ionisation de l eau (p. 3 du livret de données) Théorie acido-basique d Arrhenius (p. 248) Théorie acido-basique d Arrhenius modifiée (p ) ph et poh (p ) Pourcentage d ionisation (p. 720) Théorie acido-basique de Brønsted-Lowry (p. 723) Acide de Brønsted-Lowry (p. 723) Base de Brønsted-Lowry (p. 723) Substance amphotère ou ampholyte (p. 723) Paire acide-base conjuguée (p. 725) Prédire les réactions/équilibres acido-basiques (p. 728) Constante d ionisation des acides, K a (p. 737) Constante d ionisation des bases, K b (p. 744) Interprétation des courbes de ph (p ) Régions tampons (p. 751) Point d équivalence (p. 751) Point de virage (p. 751) Indicateurs acido-basiques (p. 753) Entités polyprotiques (p ) Système tampon (p. 763) 1

2 Équilibre : l état d un système fermé dans lequel aucun changement observable ne se produit : présenter des propriétés macroscopiques constantes telles que : concentrations des réactifs/produits, température, pression un équilibre entre les réactions directe et inverse qui se produisent en même temps NOTE : le point auquel un équilibre est atteint est différent pour chaque réaction et dépend des substances chimiques impliquées. Pour certaines réactions, le point d équilibre favorise le côté des produits. Ceci veut dire que plus que la moitié des réactifs ont réagi et une grande quantité de produits ont été produits. Pour autres réactions, le point d équilibre favorise le côté des réactifs. Ceci veut dire qu on a encore une grande concentration de réactifs et une petite quantité de produits. Ceci peut-être expliqué par la théorie des collisions-réactions, qui énonce que : «les atomes sont impliqués dans des collisions qui mènent à un réarrangement des particules impliquées.» Ceci nous mène à l idée que la réaction inverse peut se produire ou que les produits peuvent ensuite réagir les unes avec les autres pour reformer les réactifs. En chimie, on représente un équilibre avec un système de deux flèches! Exemple : Na 2 SO 4 (aq) + CaCl 2 (aq)! CaSO 4 (s) + 2 NaCl(aq) Les équilibres des réactions chimiques sont plus complexes que les équilibres de phase ou de solubilité. Ceci est à cause du nombre de substances impliquées et la variété de réactions possibles. Un moyen à communiquer la position de l équilibre est avec le pourcentage de rendement. Pourcentage de rendement : le rapport entre la quantité de produit mesurée à l équilibre et la quantité maximale possible de produit. NOTE : la quantité maximale possible est calculée à l aide de la stoechiométrie on suppose que la réaction directe est quantitative et qu il n y a pas de réaction inverser la quantité de produit est obtenue empiriquement pourcentage de réaction = quantité obtenue quantité maximale prédite!100% Pour communiquer le pourcentage de réaction, le pourcentage est écrit au-dessus des flèches d équilibre : H 2 (g) + I 2 (g) 78%!!! " #!!! 2 HI(g) 2

3 Interpréter les valeurs des pourcentages de rendement : si le pourcentage de rendement est < 50%, alors les réactifs sont favorisés dans la réaction une très petite quantité de produit est produite et une grande quantité de réactifs reste après la réaction <50% #!!!!!! " si le pourcentage de rendement est > 50%, alors les produits sont favorisés dans la réaction une grande quantité de produit est produite et une petite quantité de réactifs reste après la réaction >50% #!!!!!! " si le pourcentage de rendement est > 99,9%, alors la réaction est quantitative, ce qui veut dire que seulement les produits sont présents à la fin de la réaction. Pour les réactions quantitatives, on n utilise pas le système de deux flèches, au lieu on utilise une seule flèche! "! La loi d équilibre : Pour la réaction : aa + bb! cc + dd où : A,B,C et D sont les espèces chimiques a, b, c et d sont les coefficients numériques l expression de la constante d équilibre : K c =! " C# c d $!" D# $ a!" A# $ ou K =! " produits # $ b c!" B# réactifs $!" # $ NOTE : on inclut les concentrations des solutions (aq) et des gaz (g), mais jamais les concentrations des substances pures (solides et liquides) La seule exception est lorsque tout le système est des liquides organiques et l eau Toute réaction a sa propre constante d équilibre. Interprétation de la valeur de la constante d équilibre, K c la plus grand la valeur numérique de K c, plus le système a tendance à favoriser la réaction directe ; c est-à-dire les produits K c > 1 la plus petite la valeur numérique de K c, plus le système a tendance à favoriser la réaction inverse ; c est-à-dire les réactifs K c < 1 3

4 Tableaux IVE/ICE Une méthode à aborder un problème de calculs équilibre, est d utiliser un tableau IVE/ICE IVE/ICE représente : Concentration Initiale Variation/Changement de concentration Concentration à l Équilibre Un tableau ICE/IVE décris ce qui arrive aux concentrations d un système lorsqu il atteint un équilibre ou rétabli en équilibre. Réaction générale : A(aq) + B (aq)! Z(aq) Concentrations [A] [B] [C] (mol/l) (mol/l) (mol/l) Initiale c i c i c i Variation/Changement - c - c + c Équilibre c eq c e1 c eq NOTE : c = c eq - c i et c eq = c + c i À noter la constante d équilibre peut seulement être calculée en utilisant les valeurs des [ ] d équilibre et non pas les valeurs initiales si une c est connue, on peut calculer les autres variations selon le rapport molaire c est négative pour les réactifs (puisque la [ ] ) c est positive pour les produits (puisque la [ ] ) si la valeur de K c est vraiment petite et la concentration initiale est au moins 1000 fois plus grande que K c c i - c c i ou [ ] x [ ] Le principe de Le Châtelier Lorsqu un système en équilibre est perturbé par un changement d une propriété du système, le système semble toujours réagir dans la direction qui s oppose au changement, jusqu à ce qu un nouvel équilibre est atteint. L application du principe de Le Châtelier implique 3 parties : État d équilibre initial État où l équilibre est en déplacement État du nouvel équilibre Le principe de Le Châtelier donne une méthode de prédire la réaction d un système chimique à une perturbation comme : une variation de concentration une variation de température une variation de pression 4

5 Variations de concentration : L addition de plus de réactif cause un déplacement du système vers la droite ceci veut dire que le système produit plus de produit pour éliminer l excès L élimination d un réactif cause un déplacement du système vers la gauche ceci veut dire que le système produit plus de réactifs pour remplir le vide L addition de plus de produit cause un déplacement du système vers la gauche ceci veut dire que le système produit plus de réactifs pour éliminer l excès L élimination d un produit cause un déplacement du système vers la droite ceci veut dire que le système produit plus de produits pour remplir le vide Si la substance ajoutée ne fait pas partie de l équilibre, alors sa tache est d enlever une substance de la réaction. Il faut souvent utiliser le tableau de solubilité. Variations de température : Pour des variations de température d un système il faut savoir si le système est endothermique ou exothermique. On considère l énergie d un équilibre chimique comme un réactif (endothermique) ou un produit (exothermique). Pour une réaction endothermique (réactifs + énergie! produits) Chauffer la réaction cause un déplacement vers la droite. énergie est un réactif et est ajoutée au système Refroidir la réaction cause un déplacement vers la gauche énergie est éliminée du système, alors on élimine un réactif Pour une réaction exothermique (réactifs! produits + énergie) Chauffer la réaction cause un déplacement vers la gauche. énergie est un produit et est ajoutée au système Refroidir la réaction cause un déplacement vers la droite énergie est éliminée du système, alors on élimine un produit NOTE : Pour des variations de température ou [ ] on observe que l équilibre : se déplace vers le côté opposé d une addition se déplace vers le même côté d une élimination Une variation de température d une réaction va changer la valeur de la constante d équilibre, K c Tout autre variation (pression/volume ou [ ]) ne change pas la valeur de la constante équilibre, K c. 5

6 Variations de pression : Impliquent seulement les équilibres chimiques impliquant des gaz. Pour prédire comment une variation de pression va affecter équilibre d un système, il faut regarder le nombre total de moles de réactifs gazeux et le nombre total de moles de produits gazeux. Si la pression d un système augmente le volume du système essaye de diminuer. Ceci veut dire que l équilibre se déplacer vers le côté ayant le plus petit nombre de moles de gaz. Si la pression d un système diminue le volume du système essaye d augmenter. Ceci veut dire que l équilibre se déplacer vers le côté ayant le plus grand nombre de moles de gaz. NOTE : -ceci fonctionne seulement pour des systèmes ayant des nombres inégaux de gaz -une variation de pression n affecte ni un système ayant un nombre égale de gaz des deux côtés, ni un système impliquant seulement des liquides, des solides ou des solutions Parfois un catalyseur est ajouté à une réaction. Un catalyseur augmente seulement le taux de réaction.le catalyseur permet à la réaction d atteindre un état d équilibre plus rapidement, et n affecte pas la position finale de l équilibre. Nature graphique du principe de Le Châtelier : Une variation d énergie ou de température résulte en un changement graduel de toutes les substances. Un changement graduel est représenté par une courbe. Pour déterminer si la variation est une augmentation ou une diminution d énergie il faut savoir si la réaction est endo ou exo. Une variation de concentration implique un grand changement. Ce changement est représenté par une petite droite verticale. Pour déterminer le type de changement il faut observer la direction de la droite (vers le haut = augmentation ou vers le bas = diminution) et quelle substance est représentée par la droite. Une variation de pression implique un grand changement de toutes les entités impliquées. Pour déterminer le type de changement il faut observer la direction du changement Récapitulation : S il y a une seule «spike», c est une variation de concentration si la «spike» se dirige vers le haut, c est une addition si la «spike» se dirige vers le bas, c est une élimination Si toutes les entités «spike», c est une variation de pression si toutes les «spikes» se dirigent vers le haut, c est une augmentation de pression si toutes se «spikes» se dirigent vers le bas, c est une diminution de pression S il n y a pas de «spikes», c est une variation de température La seule façon de déterminer si la température a augmenté ou a diminué est d observer comment l équilibre s est déplacé après la modification. Il faut savoir si la réaction est endothermique ou exothermique. 6

7 Produit ionique d eau (Auto-ionisation de l eau) : Les scientifiques ont découvert la valeur de la constante d équilibre d eau : 1,0 x H 2 O(l)! H 3 O + (aq) + OH - (aq) Cette valeur a été déterminée en utilisant la loi d équilibre : K e = [H 3 O + (aq)] [OH - (aq)] = 1,0 x Ceci s appelle la constante d auto-ionisation d eau [H 3 O + (aq)] = [OH - (aq)] = 1,0! 10 "14 =1,0! 10 "7 En manipulant la formule de la constante d ionisation d eau on obtient :!H " 3 O + (aq)# $ = K e!oh " - (aq)# $!OH " - (aq)# $ = K e!h " 3 O + (aq)# $ Théorie modifiée d Arrhenius des acides et des bases : acide : une substance qui réagit avec l eau pour produire des ions hydronium ions hydronium cause les propriétés acides d une solution base : une substance qui réagit avec l eau pour produire des ions hydroxyde ions hydroxyde causent les propriétés basiques d une solution HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) NH 3 (aq) + H 2 O(l)! NH + 4 (aq) + OH - (aq) Communiquer les concentrations : ph et poh ph = -log [H 3 O + (aq)] poh = -log [OH - (aq)] [H 3 O + (aq)] = 10 -ph [OH - (aq)] = 10 -poh ph + poh = 14,00 le nombre de chiffres significatifs dans une valeur de ph ou de poh correspond au nombre de chiffres après la virgule la partie décimale 7

8 Interpréter les valeurs ph et poh : ph < 7 ph > 7 poh < 7 poh > 7 ph = poh = 7 la solution a une concentration élevée en ions hydronium, alors la solution est acide la solution a une concentration faible en ions hydronium, alors la solution est basique la solution a une concentration élevée en ions hydroxyde, alors la solution est basique la solution a une concentration faible en ions hydroxyde, alors la solution est acide la solution a des concentrations égales en ions hydronium et en ions hydroxyde, alors la solution est neutre Forces des acides et des bases : Acides forts : les acides qui s ionisent quantitativement (100%) dans l eau pour former des ions hydronium. leurs valeurs de ph sont très basses très haute conductivité réactions rapides et vigoureuses avec des carbonates et des métaux actifs ex. : HCl(aq), H 2 SO 4 (aq), HNO 3 (aq) Acides faibles : les acides qui s ionisent partiellement pour former des ions hydronium (la plupart s ionisent à < 50%) leurs valeurs de ph sont plus proches de 7 moins haute conductivité réactions moins rapides et vigoureuses avec des carbonates et des métaux actifs CH 3 COOH(aq), HNO 2 (aq), H 2 CO 3 (aq) La concentration en ions hydronium d un acide peut être calculée en multipliant le pourcentage d ionisation par la concentration molaire de l acide. acide ion hydronium anion HA(aq) + H 2 O(l)! H 3 O + (aq) + A - (aq)!h " 3 O + (aq)# $ = p 100 %! " HA(aq) # $ où : p = pourcentage d ionisation! p = " H 3 O+ (aq)# $ % 100%!" HA(aq) # $ base forte : la «seule» base forte est l ion hydroxyde des composés ioniques 8

9 La théorie des acides et des bases de Brønsted-Lowry : La théorie modifiée des acides et des bases d Arrhenius explique bien les résultats d une réaction, mais n est pas utile pour les prédire. Il nous faut une nouvelle théorie acido-basique qui serait utile prédire quelles les substances réagissent comme des acides et celles qui agissent comme des bases. La théorie des acides et des bases de Brønsted-Lowry nous permet de prédire quelles substances agissent comme une base et celles qui agissent comme un acide. Un proton est simplement un atome d hydrogène ayant perdu son électron, et alors est essentiellement un ion hydrogène. Ils ont proposé que les composés agissant comme acides ont perdu un proton (H + ) à l eau pour former un ion hydronium (H 3 O + ). Ils ont proposé aussi que les composés agissant comme bases ont gagné un proton (H + ) de l eau pour former un ion hydroxyde (OH - ). Acide Brønsted-Lowry : une substance qui est un donneur de protons H + HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Base Brønsted-Lowry : une substance qui est un accepteur de protons H + NH 3 (g) + HOH(l)! NH 4 + (aq) + OH - (aq) Une réaction acido-basique de Brønsted-Lowry implique un transfert d un proton. En utilisant leur théorie, Brønsted et Lowry ont observé que certaines substances, comme l eau, agissaient comme un acide (donner un proton) et comme une base (accepteur de proton et le cas dépendait sur l identité de l autre substance. Ils ont classés ces substances comme : substance amphotère : un terme empirique qui se réfère à une substance chimique pouvant réagir comme un acide ou une base dans une réaction ampholyte : un terme théorique qui décrit une entité (ion ou molécule) pouvant aussi bien recevoir que donner un proton. Voici des ampholytes courants : tout ion polyatomique hydrogéné HSO 4! (aq), HSO 3! (aq), H 2 PO 4! (aq), HPO 4 2! (aq), HCO 3! (aq), HCrO 4! (aq), HCOO - (aq) HOOCCOO - (aq), HS - (aq) H 2 O(l) 9

10 Acides et bases conjugués Dans une réaction de transfert de proton (H + ), il y a toujours un acide Brønsted-Lowry et une base Brønsted-Lowry impliqués. CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l)! CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) acide : donneur de proton H + base: accepteur de proton lorsqu on regarde aux deux côtés de l équilibre, on observe qu il y a 2 acides : CH 3 COOH(aq) (réactif) H 3 O + (aq) (produit) 2 bases : H 2 O(l) (réactif) CH 3 COO - (aq) (produit) On voit que l acide (réactif) devient une base (produit) et la base (réactif) devient un acide (produit). Ces substances diffèrent l une de l autre par un seul proton. Ils sont des paires acide-base conjuguées. paire acide-base conjuguée : une paire de substances qui diffèrent seulement par un proton paire conjuguée CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l)! CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) paire conjuguée Chaque acide Brønsted-Lowry a une base conjuguée une base formée en enlevant un proton Chaque base Brønsted-Lowry a un acide conjugué un acide formée en ajoutant un proton Les acides et leurs bases conjuguées sont retrouvés dans le livret de données aux pages 8 et 9. 10

11 En utilisant la théorie de Brønsted-Lowry on peut déterminer la force d un acide. Selon la théorie de Brønsted-Lowry : un acide fort a une très faible attraction pour son proton et le donne facilement à toute base, par contre la base conjuguée de l acide fort a une très faible attraction pour des protons ne veut gagner aucun proton un acide faible a une plus forte attraction pour son proton et ne le donne pas aussi facilement à toute base, par contre la base conjuguée de l acide faible a une plus grande attraction pour des portons veut gagner un proton une base forte a une très forte attraction pour un proton et accepte facilement un proton de tout acide, par contre l acide conjugué de la base forte a une faible attraction pour son nouveau proton il veut le perdre une base faible a une très faible attraction pour un proton et n accepte pas facilement un proton de tout acide, par contre l acide conjugué de la base faible a une forte attraction pour son nouveau proton il ne veut pas le perdre Généralisation : le plus fort l acide, la plus faible sa base conjuguée la plus forte la base, le plus faible son acide conjugué le plus faible l acide, la plus forte sa base conjuguée la plus faible la base, le plus fort son acide conjugué Prédire les réactions/équilibres acido-basiques Aux pages 8 et 9 du livret de données il a un tableau des Forces relatives des acides et des bases. Au côté gauche, les acides sont donnés par ordre décroissant de force (plus fort plus faible) et les bases conjuguées sont données par ordre crossant de force (plus faible plus fort). si l acide se trouve au-dessus de la base la réaction est > 50% si l acide se trouve au-dessous de la base la réaction est < 50% Méthode en cinq étapes pour prédire la réaction acido-basique Énumère toutes les espèces (ions, atomes ou molécules) présentes au départ en solution aqueuse. Acides forts s ionisent 100 % pour produire H 3 O + (aq) et A - (aq) Acides faibles ne s ionisent pas 100 %, alors ils restent comme molécule (pas d ions hydronium) Identifie tous les acides et la bases, à l aide des définitions de Brønsted-Lowry. (A/B) Identifie l acide le plus fort et la base la plus forte présents, à l aide du tableau Forces relatives des acides et des bases. (AF/BF) Écris la réaction entre l AF et la BF montrant le transfert d un proton de l AF à la BF et prédisant l acide conjugué et la base conjuguée comme produits. Prédis la position de l équilibre en utilisant la généralisation ci-dessous. AB BF >50%!!!" #!!! <50%!!!" #!!! BF 11 AF

12 La constante d ionisation des acides, K a La loi d équilibre peut être appliquée pour calculer la constante d équilibre d une solution acide. Cette constante s appelle la constante d ionisation des acide, K a. HA(aq) + H 2 O(l)! H 3 O + (aq) + A - (aq)! K a = " H 3 O+ (aq)#! $ " A- (aq)# $!" HA(aq) # $ Les valeurs de K a de plusieurs acides ont été calculées par les chimistes et sont retrouvées dans le livret de données. La valeur de K a peut être utilisée à déterminer si un acide est fort ou faible. les acide forts ont des valeurs très élevées (100 % ionisation) les acides faibles ont des valeurs < 1 (ionisation très faible) En traitant les acides faibles, une chose à retenir est [H 3 O +(aq) ] = [A - (aq)] (rapport molaire de l équilibre).! K a = " H 3 O+ (aq)#! $ " A- (aq)#! $ = H O + (aq)# " 3 $ et! H!" HA(aq) # $!" HA(aq) # 3 O + (aq)# " $ =! " HA(aq) # $ % K a $ 2 Si la concentration molaire initiale de l acide est au moins 1000 fois plus grande que sa K a, tu peut supposer que les concentrations molaires initiales et à l équilibres de l acide sont numériquement égales. on peut approximer et non pas utiliser la formule quadratique Il y a aussi des constantes d ionisation des bases, K b, aussi. NOTE : La plupart des hydroxydes ioniques sont des bases fortes parce qu elles se dissocient complètement lors de la dissolution dans l eau. Les bases faibles sont retrouvées aux pages 8 et 9 du livret de données dans la colonne de la formule de la base conjuguée. S il faut calculer K b, il nous faut la formule : [HB + (aq)] = [OH - (aq)] B(aq) + H 2 O(l)! HB + (aq) + OH - (aq) "OH #! (aq) $ % = p 100 & " " # B(aq) $ % K a = # OH! (aq) $ " % # BH + (aq) $ " % = OH! (aq) $ # % "# B(aq) $ % "# B(aq) $ % 2 "OH #! (aq) $ % = " # B(aq) $ % & K b 12

13 Les chimistes ont découvert une relation unique entre les constantes d ionisation d eau, des acides et des bases. K e = K a x K b NOTE : On utilise K a, K b et % d ionisation lorsqu on traite les acides faibles et les acides forts. C est parce qu on veut déterminer la quantité d ions H 3 O + ou d ions OH - ionisé. Interpréter les courbes de ph Une façon d analyser les réactions acido-basiques est d utiliser les valeurs de ph et dans une courbe de ph. Elles ne représentent que les réactions quantitatives. courbe de ph : un graphique illustrant la variation continue du ph durant un titrage acidobasique un graphique du ph en fonction du volume de titrant (solution de tirage) ajouté Toutes les courbes de ph ont des formes caractéristiques et peuvent être interprété. effet tampon : un mélange d une paire conjuguée acide faible-base faible qui maintient un ph presque constant (résiste à toute variation de ph) la région plus ou moins horizontale sur la courbe point de virage : le point d un titrage auquel il y a un changement distinct et brusque d une propriété mesurable changement de couleur le point-milieu de l inflexion du graphique point d équivalence : le point où des quantités chimiques équivalentes de réactifs ont été mélangées au cours d une réaction le volume de titrant (solution de titrage) ajouté lorsque le point de virage est atteint effet tampon ph point de virage Volume de solution de titrage (ml) 13 point d équivalence

14 Interprétations: si le ph au départ est élevé, on peut conclure qu une base est titrée avec un acide si le ph au départ est faible, on peut conclure qu un acide est titré avec une base les régions plates sont des zones de tampon et il y une variation minime de ph les réactions acide fort-base forte sont quantitatives (100%) et ont un ph = 7 au point d équivalence au point d équivalence, les réactions acide fort-base faible ont un ph < 7 au point d équivalence, les réactions acide faible-base forte ont un ph > 7 si la courbe a plus d une inflexion on traite des substances polyprotiques Un indicateur acido-basique peut être utilisé pour indiquer le point de virage au lieu d un phmètre. Le point de virage est déterminer lorsqu il y a un brusque changement de couleur de l indicateur. indicateur acido-basique : une substance chimique qui change de couleur dans la présence d un acide ou d une base. NOTE : la plupart des indicateurs existent en une de deux formes conjuguées qui sont réversibles et distinctes en couleur. On peut utiliser la théorie de Brønsted-Lowry pour expliquer le comportement d un indicateur. paire conjuguée Réaction d indicateur : HIn(aq) + H 2 O(l)! In - (aq) + H 3 O + (aq) forme acide forme basique de l indicateur de l indicateur couleur 1 couleur 2 Si l indicateur est placé dans une solution acide la concentration en ions hydronium augmente, ce qui cause un déplacement de l équilibre vers la gauche plus de la forme acide de l indicateur (HIn(aq)) est produit alors couleur 1 apparaît Si l indicateur est placé dans une solution basique les ions hydroxydes élimine les en ions hydronium, ce qui cause un déplacement de l équilibre vers la droite plus de la forme basique de l indicateur (In - (aq)) est produit alors couleur 2 apparaît 14

15 Les solutions tampon : tampon : un mélange d un acide faible et de sa base conjuguée qui maintient un relativement constante ph lorsqu une petite quantité d acide fort ou base forte est y ajouté. paire conjuguée acide-base Essentiellement un système tampon peut transformer un acide fort en un acide faible et peut transformer une base forte en une base faible. Puisque les acides et bases forts sont transformés en acides et bases faibles, ils s ionisent partiellement. Ceci veut dire que les concentrations en ions H 3 O + (aq) et en ions OH - (aq) ne changent pas beaucoup. niveau de ph demeure relativement constant. Comment fonctionne-t-il un système tampon? Prenons donc le système tampon : CH 3 COOH(aq)/CH 3 COO - (aq) L ajout d un acide fort : CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l)! CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) suppose qu on ajoute une petite quantité d acide fort au système tampon d acide acétique. l acide donne au système un excès d ions H 3 O +, ce qui cause un déplacement de l équilibre vers le gauche, produisant plus de CH 3 COOH(aq) et H 2 O(l) la [H 3 O + (aq)] du système et le ph de la solution demeure plus ou moins constants Une autre façon de l expliquer : l acide fort (H 3 O + (aq)) réagit avec la base la plus forte, les ions CH 3 COO - (aq) du système tampon la réaction produira plus de CH 3 COOH(aq) et H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) la [H 3 O + (aq)] du système et le ph de la solution demeure plus ou moins constants L ajout d une base forte : paire conjuguée paire conjuguée suppose qu on ajoute une petite quantité de base forte au système tampon d acide acétique. les ions OH - (aq) réagissent avec et éliminent les ions H 3 O +, ce qui cause un déplacement de l équilibre vers la droite, produisant plus de H 3 O + (aq) et CH 3 COO - (aq) le ph de la solution demeure relativement constant parce que les ions H 3 O + (aq) sont remplacés Une autre façon de l expliquer : la base forte (OH - (aq)) réagit avec l acide le plus fort, CH 3 COOH(aq) du système tampon la réaction produira plus de CH 3 COO - (aq) et H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O(l) la [H 3 O + (aq)] du système et le ph de la solution demeure plus ou moins constants 15

16 Entités polyprotiques : monoprotique : une substance qui a la capacité de donner ou accepter un seul proton La courbe de ph pour des substances monoprotiques ont une seule inflexion. Il y a des substances qui démontrent plus d une inflexion dans leurs courbes de titrages. Ils sont polyprotiques. polyprotique : des acides ou bases Brønsted-Lowry qui ont la capacité d accepter ou de donner plus d un proton La courbe de ph pour toute substance polyprotique a : 2 différentes points de virage 2 ou 3 points d équivalence point de virage 1 point de virage 2 point d équivalence 1 point d équivalence 2 Supposons que la courbe ci-dessous représente la réaction de carbonate de sodium, Na 2 CO 3 (aq) avec de l acide chlorhydrique, HCl(aq). À partir de la courbe de ph, on peut déterminer qu il y a deux réactions quantitatives qui ont eu lieu. C est-à-dire que 2 transferts de protons ont eu lieu. 1 ère réaction : AF A H 3 O + (aq) Cl - (aq) CO 2! 3 (aq) Na + (aq) H 2 O(l) 2 ième réaction : AF B H 3 O + (aq) + CO 3 2- (aq) H 2 O(l) + HCO 3 - (aq) H 3 O + (aq) Cl - (aq) HCO 3! (aq) Na + (aq) H 2 O(l) B BF BF H 3 O + (aq) + HCO 3! (aq) H 2 O(l) + H 2 CO 3 (aq) Quelques bases polyprotiques courantes : CO 3 2! (aq), S 2- (aq), PO 4 3! (aq), BO 3 3! (aq), SO 3 2! (aq), SO 4 2! (aq), OOCCOO 2- (aq) Quelques acides polyprotiques courants : H 2 CO 3 (aq), H 2 S(aq), H 3 PO 4 (aq), H 3 BO 3 (aq), H 2 SO 3 (aq), H 2 SO 4 (aq), HOOCCOOH(aq) B A B 16