Ka et pka = - Log(Ka)..

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1 Acide et base : l essentiel de ce qu il faut retenir A propos des acides Dans la théorie de Brönsted- Lowry, un acide est un donneur de proton et une base un accepteur de proton. L eau se comporte comme une base lorsqu elle accepte un proton, proton qu elle prend à un acide. Cet acide AH cédant ce proton H +, ce qu il en reste est sa base conjuguée, A -. Deux types d acides sont à distinguer : Ceux qui cèdent la totalité de leurs protons : s ils sont AH lorsqu ils sont introduits, ils se retrouvent en totalité sous la forme A -. De tels acides sont des acides forts. Ceux qui ne cèdent qu une partie de leurs protons : s ils sont AH lorsqu ils sont introduits, ils se retrouvent en partie sous la forme A -, leurs bases conjugées, mais restent aussi présents sous la forme AH. De tels acides sont des acides faibles. Cette réaction de l eau, base réagissant avec un acide, est caractérisée par une constante d équilibre, qui est appelée la constante d acidité Ka du couple AH/A - :..AH + H2O = A - + H3O + Ka et = - Log(Ka).. Si l acide est fort, < 0, la réaction précédente est totale. Conclusion : une solution d acide fort ne contient que la base A - et plus de molécule AH. A - n accepte pas de proton car AH les cède tous, A - est une base dite indifférente dans l eau, elle n a aucune propriété acido- basique. Si l acide est faible, > 0, la réaction précédente n est pas totale. Conclusion : une solution d acide faible contient la base A - et toujours l acide AH. A - accepte un proton : c est une base faible. Interrogeons la base! L eau peut aussi se comporter comme acide lorsqu elle cède un proton, proton qu elle donne à une base. Cette base A - acceptant ce proton H +, ce qu elle devient est son acide, A -. Deux types de bases sont là aussi à distinguer : Celles qui acceptent les protons pour être totalement protonées : si elles sont A - lorsqu elles sont introduites, elles se retrouvent en totalité sous leur forme acide conjuguée AH. De telles bases sont des bases fortes.

2 Celles qui n acceptent qu en partie le don de proton : si elles sont A - lorsqu elles sont introduites, elles se retrouvent en partie sous la forme AH, leur acide conjugé, mais restent aussi présentes sous la forme A -. De telles bases sont des bases faibles. La réaction de l eau, acide réagissant avec une base, est caractérisée par une constante d équilibre, qui est appelée la constante de basicité Kb du couple AH/A - (ne pas retenir Kb, c est inutile).. A - + H2O = AH + HO - K = Kb = Ke/Ka.. Si la base est forte, > 14, la réaction précédente est totale. Conclusion : une solution de base forte ne contient que l acide AH et plus de base A -. AH ne cédant pas de proton car A - les accepte tous, AH est un acide dit indifférent dans l eau, il n a aucune propriété acido- basique. Si la base est faible, < 14, la réaction précédente n est pas totale. Conclusion : une solution de base faible contient l acide AH et toujours la base A -. AH peut céder un proton : c est un acide faible. Tableau 1 : exemples de couples acide/base pk a Acide Base La solution contient HNO 3 + H 2O (l) = NO H 3O + < 0 Fort Indifférente NO 3 - HCl + H 2O (l) = Cl - + H 3O + < 0 Fort Indifférente Cl - H 3PO 4 + H 2O (l) = H 2PO H 3O + 2,1 faible faible H 3PO 4 H 2PO - 4 CH 3COOH + H 2O (l) = CH 3COO - + H 3O + 4,7 faible faible CH 3COOH CH 3COO - HClO + H 2O (l) = ClO - + H 3O + 7,1 faible faible HClO ClO - NH H 2O (l) = NH 3 + H 3O + 9,2 faible faible NH + 4 NH 3 HPO H 2O (l) = PO H 3O + 11,3 faible faible HPO 2-4 PO 3-4 CH 3CH 2OH + H 2O (l) = CH 3CH 2O - + H 3O + >14 indifférent forte CH 3CH 2O - NH 3 + H 2O = NH H 3O + > 14 indifférent forte NH 2 - Le d une solution Il est défini par : = - Log([H3O + ]/c ) dans l hypothèse où les solutions sont diluées A propos de Ka et de La constante d acidité notée Ka est associée à la réaction : AH + H2O = A - + H3O + L expression de Ka est, d après la relation de Gulberg et Waage :!!!! é".[!!]é" Ka = [!"]é".! Le passage au Logarithme décimal de l égalité précédente nous conduit à :

3 Log(Ka) = Log([H3O + ]éq[a - ]éq/[ah]éq) = Log([H3O + ]éq/c ) + Log([A - ]éq/[ah]éq) Soit : - = - + Log([A - ]éq/[ah]éq) Passons et dans l autre demi- membre de l équation et, comme souvent, en omettant éq, nous établissons : = + Log(!!!" ) C est cette relation qui nous permet d établir les diagrammes de prédominance : Si < alors [A - ]/[AH] < 1 Si > alors [A - ]/[AH] > 1 [AH] > [A - ] : AH prédomine [A - ] > [AH] : A - prédomine Ce qui nous donne le diagramme de prédominance suivant : AH A- Et les diagrammes de distribution? Ce sont des diagrammes qui indiquent les proportions relatives (souvent sous la forme de pourcentage) des formes acide ou basique d un couple en fonction du de la solution. Schéma 2 : diagramme de distribution exemple de H 2 SO 3, HSO 3 - et SO 3 2- H2SO3 HSO3(-) SO3(2-) 1 2

4 Le diagrammes de prédominance peut se déduire du diagramme précédent : H2SO3 HSO3(-) SO3(2-) 1 2 Schéma 2 : diagramme de prédominance Titrages Titrer un acide (ou une base), c est rechercher la concentration de cette espèce dans une solution Titrer une solution contenant l espèce A consiste à déterminer la concentration de A à partir d une réaction impliquant un réactif titrant B, par une méthode qui permettra de détecter l équivalence, c est à dire le moment où les réactifs A et B auront été mélangés en les proportions stoechiométriques de la réaction de titrage. Cette réaction de titrage doit être rapide et (quasi)totale. L équivalence est le moment où il y a changement de réactif limitant. C est aussi ce qui correspond au mélange des réactifs dans les proportions stoechiométriques. PhCOOH PhCOO pente assez verticale parce que acide faible dosé ve/2 ve Schéma 3 : allure de la courbe de titrage d'un acide faible assez faible Si l acide est faible est vraiment faible, à la demi- équivalence, il y a au tant de base formée que d acide restant à doser ; alors d après la relation = + Log([A- ]/[AH]),

5 =. Sur les tracés précédents, on voit bien que l on a effectivement 50 % et 50 % en VE2. Ce n est pas le cas si l acide est assez fort ( petit) : PhCOOH PhCOO- pente assez horizontale parce que acide presque fort dosé ve ve/2 Schéma 4 : titrage d'un acide faible...assez fort Si l acide est faible n est pas très faible mais assez fort, c est bien avant la demi- équivalence qu il y a au tant de base formée que d acide restant à doser ; alors à la demi- équivalence, cette fois,. Sur les tracés précédents, on voit bien que l on a effectivement 50 % et 50 % bien avant VE2. 150,0 112,5 83,7 90,5 94,5 96,9 98,2 99,0 99,4 99,7 100,0 73,0 75,0 57,4 38,2 37,5 20,2 0,1-2 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3, ,5 5 5, Sur ce graphique, on voit que plus l acide AH est fort, c est à dire plus son est donc petit, alors plus il est dissocié en solution, au profit de sa base A-. A l inverse, plus un acide est faible, donc plus son est petit, alors moins il est dissocié initialement.