Chapitre 7 : Transformations associées à des réactions acidobasiques en solution aqueuse

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1 Classe de TS Partie BChap 7 Chapitre 7 : Transformations associées à des réactions acidobasiques en solution aqueuse Pré requis : Réactions acidobasiques vues en ère S et au chapitre 5 Indicateurs colorés vus en ère S lors des dosages Connaissances et savoirfaire exigibles : () (2) () (4) (5) (6) Savoir que K e est la constante d équilibre associée à l équation de la réaction d autoprotolyse de l eau. Connaissant la valeur du ph d une solution aqueuse, dire si elle est acide, basique ou neutre. À partir de la concentration molaire des ions H O ou OH, déduire la valeur du ph de la solution. Associer la constante d acidité K A à l équation de la réaction d un acide sur l eau. Déterminer la constante d équilibre associée à l équation d une réaction acidobasique à l aide des constantes d acidité des couples en présence. Connaissant le ph d une solution aqueuse et le pk A du couple acide/base indiquer l espèce prédominante ; application aux indicateurs colorés. I Réaction d autoprotolyse de l eau : ) D où vientelle? 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 : [H O = 0 ph = 0 7 mol/l. D où proviennentils? 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 H 2 O (l) = H O OH 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 : K e = [H O [OH Comme il y a autant d ions oxonium que d ions hydroxyde produits par l autoprotolyse : [H O = [OH =.0*0 7 mol/l et K e = 0 4 Remarque : On rappelle que la constante d équilibre d une réaction ne dépend que de la température. La valeur de Ke cidessus n est valable qu à 25 C.

2 Classe de TS Partie BChap 7 c. Généralement en chimie, à une grandeur X on associe une grandeur px = log X. Ici on a alors : pk e = log K e = 4 a. Définition (2) : ) Echelle de ph : Une solution est dite acide si elle contient plus d ion oxonium que l eau pure : Solution acide [H O >.0*0 7 mol/l ph < 7.0 Une solution est dite basique si elle contient moins d ions oxonium que l eau pure : Solution basique [H O <.0*0 7 mol/l ph > 7.0 Une solution neutre sera donc une solution dont le ph est de 7.0 [H O =.0*0 7 mol/l b. Exemples : valeur de ph de différentes solutions courantes (voir doc cicontre) Doc n :Valeur du ph de quelques solutions c. Application () : Soit une solution d hydroxyde de sodium de concentration 5.0*0 2 mol/l. Quelle est nature acidobasique de cette solution et quelle est la valeur de son ph? On sait que K e = [H O [OH = 0 4 d où [H O = = = 2.0*0 [ OH 5.0 *0 Alors ph = log [H O = log 2.0*0 2 =.7 II Constante d acidité d un couple acidobasique : ) Définition (4) : Soit un acide HA et sa base conjuguée A. La constante d acidité de ce couple acide/base est la constante d équilibre de la réaction de l acide avec l eau : [ [ HA H 2 O (l) = A H O A O K A = HA [ 2 mol/l A cette constante d acidité K A on associe son pk A : pk A = log K A 2

3 Classe de TS Partie BChap 7 2) Exemples : a. Soit l acide éthanoïque de formule CH COOH et sa base conjuguée l ion éthanoate de formule CH COO. Ce couple [ a pour constante [ d acidité : CH COO O K A = CH COOH [ K A =.7*0 5 à 25 C et pk A = 4.76 b. L eau participe est membre de deux couples acidobasiques : Soit elle est acide dans le couple H 2 O (l) /OH : H 2 O (l) H 2 O (l) = OH H O Alors K A = [H O [OH = 0 4 et pk A = 4 Soit elle est base dans le couple H O / H 2 O (l) : H O H 2 O (l) = H 2 O (l) H O [ H O Alors K A = = et pk A = 0 H O [ c. Remarque : Les valeur de pk A ne sont pas limitées par 0 et 4 mais peuvent prendre des valeurs négatives ou supérieures à 4. C est le cas notamment de certains acides comme l acide nitrique HNO, il réagit totalement avec l eau et son pk A est négatif. III Comparaison des acides entre eux et des bases entre elles à même concentration : Fiche élève ) 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 celleci dépend telle? b. Relation entre dissociation et taux d avancement final pour : On considère la dissociation d un acide HA dans l eau selon l équation : HA H 2 O (l) = A H O On obtient un volume V de solution. Etablissons le tableau d avancement de celleci : Doc n 2 :Valeur du pk A de quelques couples acidobasiques Equation de la réaction HA H 2 O (l) = A H O Etat Avancement (mol) Initial 0 c V Excès 0 0 En cours x c V x Excès x x final x éq c V x éq Excès x éq x éq Le taux d avancement final s écrit donc : τ = x xéq V = = xmax xmax / V [ H O ( aq éq / ) On voit alors que, pour une même concentration d acide apporté, plus un acide est dissocié dans l eau, plus la concentration en H O sera grande et donc plus le ph final de la solution sera petit. c

4 Classe de TS Partie BChap 7 c. Relions ceci au constante d acidité : Expérimentalement, on mesure le ph de différentes solutions acides de même concentration.0*0 2 mol/l. On calcul alors le taux d avancement de la réaction et on met en relation ces résultats avec le pk A des couples : Acides ph τ pk A H O Cl HF *0.20 C 6 H 5 COOH. 7.9* CH COOH.4 4.0* 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 K A > K A ou pk A < pk A alors ph < ph et [H 0 f > [H 0 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 H 2 O (l) = HA OH Etat Avancement (mol) n(a ) n(h 2 O (l) ) n(ha ) n(oh ) Initial 0 c V Excès 0 0 En cours x c V x Excès x x final x éq c V x éq Excès x éq x éq xéq xéq / V [ OH Le taux d avancement s écrit : τ = = Ke = = x x / V c max max 0 [ H c On comprend alors aisément que nous obtenons la conclusion suivante : 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 K A < K A ou pk A > pk A alors ph > ph IV Constante d équilibre associée à une réaction acidobasique (5) : ) Cas général : On considère la réaction acidobasique entre un acide A H et la base A 2 : Pour connaître l équation de cette réaction, on doit considérer les deux demiéquations associées à chaque couple : A H = A H A 2 H = A 2 H H ( aq ) A2 ( aq ) = A ( aq ) A2 H ( aq ) A Ecrivons les constante d équilibre de cette réaction : A A H [ [ 2 K = [ A H [ A 2 4

5 Classe de TS Partie BChap 7 Multiplions en haut et en bas par la concentration en ions oxonium : K A [ [ [ A O A2 H K = [ A H [ A [ H O 2 /K A2 D où : K = K K A A2 2) Exemple : Soit la réaction entre l acide éthanoïque (pk A = 4.76) et l ammoniac (pk A2 = 9.20). On peut savoir immédiatement si la transformation va être totale. pk On calcul : K = A K A 0 0 = = 2.8*0. K > 0 4 : cette réaction est donc totale. PK A K 0 0 A2 V Diagramme de prédominance et de distribution d espèces acides et basiques en solution (6) : Cette notion a été introduite lors du TPχ n 6 avec un exemple. ) Cas général : [ [ Soit un couple acidobasique HA /A A O de K A = [ HA Prenons le logarithme de cette expression : log K A = log ( aq ) log [H O log [H O = log K A log ph = pk A log Ainsi : Si ph = pk A alors log = 0 donc = Si ph > pk A alors log Si ph < pk A alors log > 0 donc > < 0 donc > Voici le diagramme de prédominance alors obtenu : Doc n : diagramme de prédominance de l acide et de la base > > ph Prédominance de l acide HA Prédominance de la base A pk 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 : 5

6 Classe de TS Partie BChap 7 Doc n 4 : diagramme de distribution de l acide et de la base prédomine pk A 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 H 2 O (l) = Ind H O Au couple HInd / Ind est associé un pk A c. Zone de virage : Selon la valeur du ph par rapport au pk A, c est l une ou l autre des formes de l indicateur coloré, donc une couleur qui va prédominer. Lorsque ph = pk A, 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 pk A 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 acidobasique. On connaît, grâce à sa couleur (teinte sensible), le moment où l on passe au niveau de son pk A. On obtient alors environ le ph de l équivalence : ph = pk A. Exercices n 2, 7 et 2 p 42/44 6

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