A. ZRINEH & A. EL YAHYAOUI

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1 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, UNIVERSITE MOHAMMED V AGDAL FACULTE DES SCIENCES RABAT FILIÈRE SMPC, S, CHIMIE GÉNÉRALE II, RÉACTION CHIMIQUE A. ZRINEH & A. EL YAHYAOUI

2 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, CHAPITRE I : REACTIONS ACIDE-BASE EN SOLUTIONS AQUEUSES I COUPLES ACIDE-BASE 1- Evolution des notions d acide et de ase a) Théorie d Arrhénius Définition : un acide (ase) est un corps qui se dissocie dans l eau en donnant des ions H (OH - ). H O acide HA : HA H A - H O ase BOH : BOH B OH - ) Théorie de Lewis Définition : Un acide (ase) est un composé chimique qui présente une lacune et accepteur d électrons (doulet électronique disponile : donneur d électrons). H : OH - H O H acide de Lewis ase de Lewis

3 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, c) Théorie de Bronsted Remarque : cette théorie est très importante pour le calcul des ph et elle est valale pour tous les solvants. Acides et ases selon Bronsted Définition : Un acide (ase) est un composé capale de céder (capter) un proton H. Ex : CH 3 COOH CH 3 COO - H acide ase conjuguée NH 3 H NH 4 ase acide conjugué (CH 3 COOH/ CH 3 COO - ) et (NH 4 / NH 3 ) sont deux couples acide-ase. a) Réaction acide - ase Les protons (H ) n existent pas à l état lire. Pour qu un acide puisse céder des protons, il faut en sa présence une ase susceptile de les fixer. A I B I proton demi-réaction B II proton A II A I B II B I A II Réaction gloale

4 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, ) Caractère ampholyte de l eau - Comportement asique de H O Ex : CH 3 COOH H O CH 3 COO - H 3 O. A I B II B I A II Les couples acide-ase sont : CH 3 COOH/CH 3 COO - et H 3 O /H O - Comportement acide de H O Ex : NH 3 H O NH 4 OH - B I A II B I B II Les couples acide-ase sont : NH 4 /NH 3 et H O/OH - L eau peut jouer le rôle d un acide ou d une ase, elle présente donc un caractère ampholyte (deux rôles). Puisque l eau est ampholyte, on peut envisager la réaction entre deux molécules H O. H O H O OH - H 3 O A I B II B I A II L application de la loi d action de masse à cet équilire donne :

5 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, [ H 3 O ] [OH - ] Keq = [H O] K eq,98 = 3, (conductimétrie) Ces deux relations permettent de définir de définir et calculer le produit ionique K e de l eau par : K e = K eq [H O] = [H 3 O ] [OH - ] = à 98 K [H O] = 1000/18 = 55,5 mol L -1 1litre de H O pèse 1000g M HO = 18 g/mol (1000/18) mol à 5 C ou 98 K K e = [H 3 O ] [OH - ] = K e : produit ionique de l eau c) Concentration en ions H 3 O, notion de ph. Dans l étude quantitative des ions acide H 3 O et asique OH -, l eau est choisie comme référence. On parle d électroneutralité ([H 3 O ] = [OH - ]). - életroneutralité [H 3 O ] = [OH - ] Le milieu est dit neutre. Ke = [H 3 O ] [OH - ] [H 3 O ] = [OH - ] = 1O -14 = 10-7 mol/l

6 Acide H O Base H 3 O Réactions d hydrolyse Université Mohammed V Agdal - Faculté des Sciences, Raat Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, On définit le ph par : ph = -log 10 [H 3 O ] - [H 3 O ] = 10-7 mol/l ph = 7 milieu neutre - [H 3 O ] >10-7 mol/l ph < 7 milieu acide - [H 3 O ] < 10-7 mol/l ph > 7 milieu asique On définit aussi le poh par : poh = -log 10 [OH - ], sachant que [H 3 O ][OH - ]=10-14 On peut écrire : - log 10 [H 3 O ] - log 10 [OH - ] = -log ph poh = 14 d) Force des acides et des ases en solution aqueuse. 1- Hydrolyse Base H O Acide OH - Toutes les réactions acide-ase dans l eau se font en fonction de leurs forces par rapport aux couples H 3 O /H O et H O/OH - qui constituent les limites de mesure de ph (0-14) (voir plus loin).

7 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, Force d un acide 7 Soit la réaction : Acide H O Base H 3 O [Base] [H 3 O ] [Base] [H 3 O ] K eq = Ka = K eq [H O] = [Acide] [H O] [Acide] Ka : constante d acidité pka = - log 10 Ka L acide est d autant plus fort que sa constante d acidité Ka est plus forte (son pka plus faile) et inversement. Exemples : pka(hf/f - ) = 3, < pka (HCN/CN - ) = 9,4 l acide HF est plus fort que l acide HCN Tous les acides qui ont des pka finis sont plus failes que l acide H 3 O. Certains acides sont plus forts que H 3 O (HCl, HNO 3, HClO 4 ), ils sont totalement dissociés dans l eau. Ex : HClO 4 H O ClO 4 - H 3 O Réaction totale 3) Force d une ase Soit la réaction : Base H O Acide OH -

8 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, [Acide] [OH - ] [Acide] Ke Ke K = = = [Base] [Base] [H 3 O ] Ka 8 K e = K a. K pk e = 14 = pk a pk Pour tout couple acide ase A/B on a : pk a pk = 14 Une ase est d autant plus forte que son pk est plus faile (K forte) et que le pk a de son acide conjugué est plus fort (K a faile). Dans le cas des ases plus fortes que OH - (NaOH, KOH,.), la réaction dans l eau est totale. Ex : NaOH H O Na, H O OH - réaction totale. 4) Echelle des pk a On peut classer les couples acide-ase selon les valeurs de leurs pka par rapport à celles des couples H 3 O /H O et H O/OH - de l eau et étalir l échelle suivante :

9 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, PK a pk NaOH, KOH H O 14 0 OH - Acides Bases conjuguées - HCO 3 10, 3,8 - CO 3 acidité HCN 9,4 4,6 CN - asicité croissante NH 4 9, 4,8 NH 3 croissante H S 7, 6,8 HS - CH 3 COOH 4,8 9, CH 3 COO - H 3 PO 4 1 H PO 4 - H 3 O 0 14 H O HCl, HNO 3, HClO 4 - Application à la prévision des réactions : Considérons deux couples acide-ase A 1 /B 1 et A /B A 1 H O B 1 H 3 O [B 1 ] [H 3 O ] Ka 1 = [A 1 ]

10 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, A H O B H 3 O [B ] [H 3 O ] Ka = [A ] 10 Soit la réaction gloale : 1 [B 1 ] [A ] Ka 1 A 1 B B 1 A K = = [A 1 ] [B ] Ka pk = pk a1 - pk a K = 10 (pka pka1) * si : pka 1 < pka A 1 plus fort que A et B plus forte que B 1, la réaction gloale se fait dans le sens (1) pk < 0 K > 1 *si : pka 1 > pka A 1 plus faile que A et B plus faile que B 1 La réaction gloale se fait dans le sens () pk > 0 K < 1 e) Effet nivelant ou différenciant d un solvant Dans l eau, les acides plus forts que H 3 O et les ases plus fortes que OH - sont totalement dissociés et ne peuvent pas être classés. Dans ce cas l eau est dite solvant nivelant. Pou pouvoir classer ces composés il faut choisir : - pour les acides forts, un solvant plus acide (moins asique) que l eau permet de freiner la réaction et la rendre équilirée.

11 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, Ex : CH 3 COOH est plus acide (moins asique) que l eau. 11 Si on le choisit comme solvant, on pourra envisager comme pour l eau, la réaction d auto-ionisation suivante : CH 3 COOH CH 3 COOH CH 3 COO - CH 3 COOH A I B II B I A II et les couples acide-ase analogues à ceux de l eau seront : CH 3 COOH /CH 3 COOH analogue H 3 O /H O analogue CH 3 COOH/CH 3 COO - H O/OH - La dissociation d un acide HA (fort dans l eau) se fait dans l acide acétique par exemple selon l équilire : HA CH 3 COOH A - CH 3 COOH A I B II B I A II Avec K A [A - ] [CH 3 COOH ] = (valeur finie) [HA] La détermination des K A des différents acides (forts dans l eau) permet de les classer dans l acide acétique. Ex : HClO 4 > H SO 4 > HCl > HNO 3 Dans ce cas l acide acétique est dit solvant différenciant.

12 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, Pour les ases fortes un solvant plus asique (moins acide) que l eau permet d étalir des équilires. Ex : NH 3 (plus asique que H O) NH 3 NH 3 NH NH 4 A I B II B I A II est considéré comme solvant différenciant pour les ases (fortes dans l eau).

13 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, II- RELATIONS QUANTITATIVES, ph DES SOLUTIONS D ACIDES, DE BASES ET DE SELS : 1- ph d une solution aqueuse d un acide (ase) fort (e) : a- Cas d un acide fort HA H O A - H 3 O H O OH - H 3 O E.I C 0 0 E.I : état initial E.F 0 C C E.F : état final Pour déterminer le ph ([H 3 O ]), il faut systématiquement reproduire des données telles que : - Inventaire des espèces présentes (E.P.) : A -, H 3 O, OH -. - Produit ionique de l eau (P.I.) : (1) K e = [ H 3 O ] [OH - ] - Conservation de masse (C.M.) : () [A - ] = C - Electroneutralité (E.N.) : (3) [H 3 O ] = [A - ] [OH - ] (1) et () dans (3) [H 3 O ] = C K e /[H 3 O ] (I) [H 3 O ] - C[H 3 O ] - K e = 0 - Résolution : 1- [H 3 O ] = C C 4ke

14 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, Approximations [OH - ] << [H 3 O ] ([H 3 O ] > M, ph < 6,5) Si C > M (I) devient [H 3 O ] [A - ] = C ph = - log C Application : HCl (C = 10-7 M) 1 ph = 6,80 juste ph = 7,00 faux - Cas d une ase forte B H O BH OH - H O H 3 O OH - EI C 0 0 EF 0 C C (1) Ke = [H 3 O ] [OH - ] () [BH ] = C [OH - ] = C K e /[OH - ] (3) [OH - ] = [BH ] [H 3 O ] [OH - ] - C [OH - ] - K e = O

15 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, α - Résolution C C 4ke K e 1- [OH - ] = [H 3 O ] = C C 4ke 15 β- Approximations [H 3 O ] << [OH - ] ([OH - ] > c est à dire ph > 7,5) si C > M (II) [OH - ] C poh = -log C ph = 14 log C - ph d une solution aqueuse d un acide (ase) faile. a- Acide faile HA H O A - H 3 O H O OH - H 3 O E.I. C 0 0 E.F. C(1- α ) Cα Cα E.P : HA, A -, H 3 O, OH -. [A - ] [H 3 O ] [HA] Ka = [A - ] = Ka (1) [HA] [H 3 O ] C.M. : [A - ] [HA] = C [HA] = C - [A - ] () Ke P.I : Ke = [H 3 O ] [OH - ] [OH - ] = (3) [H 3 O ] E.N. : [H 3 O ] = [A - ] [OH - ] (4)

16 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, KaC () dans (1) [A - ] = (1 ) Ka [H 3 O ] 16 KaC Ke [H 3 O ] = Ka [H 3 O ] [H 3 O ] (1 ) et (3) dans (4) (III) [H 3 O ] 3 Ka [H 3 O ] -(KaCKe)[H 3 O ] - KaKe = 0 α- Résolution : généralement difficile β- Approximations : KaC [OH - ] << [H 3 O ] [H 3 O ] = Ka [H 3 O ] On otient alors : [H 3 O ] Ka[H 3 O ] - KaC = 0 [ H O ] 3 - Ka Ka = 4KaC - [OH - ] << [H 3 O ] et [A-] << [HA] ( α 0,05) (4) devient () devient [H 3 O ] [A - ] [HA] C KaC (1) devient [H 3 O ] = [H 3 O ] = kac [H 3 O ]

17 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, ph = ½ pka ½ log c Dans le cas où [OH - ] << [H 3 O ], on peut également résoudre le prolème en fonction de α ou I. [ O ] - Ka Ka 4KaC H 3 = = Cα (a) -I I 4I α = (α) = f (I), I = Ka C (4) * I 0,1 ou α 0,7 I << 4I I 4I 4I α I - I/ () [H 3 O ] = C α = KaC - Ka ph = -log ( KaC - Ka ) * I 0,005 ou α 0,05 I << I () devient α = I (c) [H 3 O ] = C α = KaC ph = ½ pka ½ log C

18 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, α = I (c) 0,005 0,1 I = Ka/C ph = 1/ (pka-log C) 0,05 0,7 18 α = I I/ () ph = - log ( KaC - Ka ) Ka Ka 4KaC I > 0,1 ou α > 0,7 (a) ph = - log ( ) - ase faile B H O BH OH - H O H 3 O OH - C 0 0 C( 1- α ) Cα Cα [OH - ] [BH ] K = (1) Ke = [ H 3 O] [OH - ] () [B] [B] [BH ] = C (3) [OH - ] = [BH ] [H 3 O ] (4) C K K e (1), () et (3) dans (4) [OH - ] = (IV) [OH - ] K [OH - ] Ke On remplace [OH - ] par et K par Ke/Ka [H 3 O ] Ke C [H 3 O ] = [H 3 O ] ( IV ) [H 3 O ] Ka [H 3 O ] α Résolution : Généralement compliquée β Approximations

19 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, [H 3 O ] << [OH - ] IV devient : 19 Ke C [H 3 O ] = [H 3 O ] Ka [H 3 O ] C[H 3 O ] - Ke [H 3 O ] - Ke Ka = 0 [OH - ] = K K 4K C, [H 3 O ] = Ke Ke C 4KakeC - [H 3 O ] << [OH - ] et [BH ] << [B] ( α 0,05) (4) devient (3) devient [OH - ] [BH ] [B] C [OH - ] (1) devient K = poh = 1/ pk - 1/ log C C ph = 14 poh = 14 1/ (14 pka) 1/ log C = 7 1/ pka 1/ log C Pour travailler en fonction de I et α, on applique les formules étalies dans le cas de l acide faile en remplaçant Ka pour K, [H 3 O ] par [OH - ] et ph par poh. [H 3 O ] << [OH - ] [OH - ] = K K 4K C = Cα -I 4I I α = et ph = 14 log ( K K 4K C ) α = f(i) et I = K /C

20 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, * I 0,1 ou α 0,7 0 [OH - ] = ( K C - K ) poh = - log ( K C - K ) ph = 14 log ( K C - K ) * I 0,005 ou α 0,05 [OH - ] = K C poh = 1/ p K ½ log C ph = 7 1/ pka 1/ log C 0,005 0,1 I = K /C 0,05 0,7 α ph=71/pka1/logc ph = 14 log ( K C - K ) I > 0,1 ( α > 0,7) ph = 14 log ( K K 4K C ) 3- ph d une solution aqueuse d un sel. a) Sel d acide fort et de ase forte (sel neutre) NaCl H O Na aq Cl aq Na et Cl - ne présentent aucun caractère acide-ase, la solution est neutre ph = 7 ) Sel d acide fort et de ase faile (sel acide) NH 4 Cl H O NH 4 Cl - : dissociation NH 4 H O NH 3 H 3 O : hydrolyse

21 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, Le ph est celui de l acide faile NH 4. ph = ½ pka ½ log C c) Sel d acide faile et de ase forte (sel asique) H O CH 3 COONa CH 3 COO - Na CH 3 COO - H O CH 3 COOH OH - 1 Le ph est celui de la ase faile : PH = 7 1/ pka 1/ log C d) Sel d acide faile et de ase faile H O CH 3 COONH 4 CH 3 COO - NH 4 CH 3 COO - H O CH 3 COOH OH - [ CH 3 COOH] [OH - ] [H 3 O ] [CH 3 COO - ] K 1 = K a1 = (1) [CH 3 COO - ] [ CH 3 COOH] [NH 3 ] [H 3 O ] NH 4 H O NH 3 H 3 O K a = () [NH 4 ] Equation gloale : CH 3 COO - NH 4 CH 3 COOH NH 3 C C 0 0 C(1-α ) C(1- α) C α Cα Les relations (1) et () permettent d écrire : [CH 3 COOH] [NH 4 ] [ H 3 O ] = K a1 = K a [CH 3 COO - ] [NH 3 ]

22 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, ph = pk a1 log [CH 3 COO - ] [NH 3 ] = pk a log [CH 3 COOH] [NH 4 ] [CH 3 COO - ] [NH 3 ] ph = 1/ (pk a1 pk a) 1/ log [CH 3 COOH] [NH 4 ] [CH 3 COO - ] = [NH 4 ] et ph = 1/ (pk a1 pk a ) [CH 3 COOH] = [NH 3 ] Le ph est indépendant de la concentration C du sel. 4) ph d une solution d ampholyte (HCO 3 -, HSO 3 -.) acide : HCO - 3 H O CO 3 - H 3 O K a1 = ase : HCO - 3 H O H CO 3 OH - K a = [CO 3 - ] [H 3 O ] [HCO 3 ] [HCO 3 ] [H 3 O ] [H CO 3 ] Réaction gloale : HCO - 3 CO - 3 H CO 3. [CO - 3] [H 3 O ] K a1.k a = = [H 3 O ] car [CO 3 - ] = [ H CO 3 ] [H CO 3 ] ph = 1/ (pk a1 pk a ) Le ph est indépendant de C.

23 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, ) ph d une solution contenant un acide faile et sa ase conjuguée : «solution tampon». (CH 3 COOH CH 3 COONa ) C a C CH 3 COOH H O CH 3 COO - H 3 O [CH 3 COO - ] [H 3 O ] (1) K a = CH 3 COO - H O CH 3 COOH OH - [CH 3 COOH] 3 C.M. : [CH 3 COOH] [CH 3 COO - ] = C a C () E.N. : [H 3 O ] [Na ] = [CH 3 COO - ] [OH - ] (3) [Na ] = C (4) Approximation : l acide et la ase sont failes, on peut négliger [H 3 O ] et [OH - ] devant C a et C. (3) [H 3 O ] [Na ] = [CH 3 COO - ] [OH - ] [CH 3 COO - ] = C () devient : [CH 3 COOH] = Ca (1) Ka = [H 3 O ] C /C a ph = pk a log C /C a Relation d HENDERSON Cas particulier : Lorsque C a = C, ph = pk a, la solution est dite tampon. Son ph varie très peu si on lui ajoute de petites quantités d acide ou de ase ou si on la dilue. Ex : (NH 3 et NH 4 Cl) et (NaH PO 4 et Na HPO 4 ) 6) ph d un mélange de deux acides a) mélange de deux acides (ases) fort(e)s. HA 1 (C 1 ) ; HA (C ) B 1 OH (C 1 ), B OH (C ) HA 1 H O A - 1 H 3 O HA H O A - H 3 O

24 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, E.N. : [H 3 O ] = [A - 1] [A - ] [OH - ] C 1 C négligeale ph = - log (C 1 C ) Bases fortes ph = 14 log (C 1 C ) ) mélange d acide fort (HA 1 (C 1 )) et d acide faile (HA (C )) 4 HA 1 H O A - 1 H 3 O [ H 3 O ] [A - ] HA H O A - H 3 O K a = C (1- α) C α C α [HA ] (1) E.N.: [H 3 O ] = [OH - ] [A - ] [A - 1] = C α C 1 () négligeale C α [H 3 O ] Ka K a = α = C (1- α) Ka [H 3 O ] C Ka () [H 3 O ] = C 1 Ka [H 3 O ] - Résolution : [H 3 O ] (Ka C 1 ) [H 3 O ] - C Ka C 1 Ka = 0 [ H 3 O ] = ( k a C1) ( k a C1) 4 K a ( C1 C ) - Approximations : * Si C 1 >> αc [H 3 O ] C 1 ph = - log C 1 L acide fort impose le ph

25 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, * Si C 1 << αc [H 3 O ] C Ka Ka [H 3 O ] 5 [ H O ] 3 = - Ka Ka 4KaC c) Solution d un diacide [HA - ] [H 3 O ] H A H O HA - H 3 O Ka 1 = (1) C [H A] [A - ] [H 3 O ] HA - H O A - H 3 O Ka = () [HA - ] A partir des relations (1) et (), on peut étalir le diagramme de prédominance des espèces H A, HA - et A -. [HA - ] [A - ] (1) ph = pka 1 log et () ph = pka log [H A] [HA - ] si ph = pka 1 [H A] = [HA - ] ph < pka 1 [H A] > [HA - ] ph > pka 1 [H A] < [HA - ] Le même raisonnement au voisinage de pka permet de tracer ce diagramme : H A HA - A - pk a1 pk a ph On peut écrire : C.M. : C = [H A] [HA - ] [A - ] (3) E.N. : [H 3 O ] = [OH - ] [HA - ] [A - ] (4) Quand on a H A, [OH - ] << [H 3 O ] ; [A - ]<<[H A] [HA - ] car H A et HA - sont très failes :

26 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, (1) et (3) [HA - ] = [H 3 O ] CKa 1 Ka 1 [H 3 O ] [ H O ] 3 = - Ka 1 Ka 1 4Ka 1C Remarque : Indicateur coloré et propriétés acide-ase Un indicateur coloré est un couple acide ase (HIn/In - ) tel que : HIn H O H 3 O In - [H 3 O ] [In - ] [HIn] Ki = [H 3 O ] = Ki [HIn] [In - ] [In - ] ph = pki log [HIn] zone de virage HIn changement In - de couleur pki-1 pki pki1 ph La couleur de HIn est différente de celle de In -. Exemple : héliantine pki = 3,7 zone de virage HIn rouge orange In - jaune,7 3,7 4,7 ph

27 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, III- TITRAGE ACIDO-BASIQUE - Dosage d un acide faile CH 3 COOH par une ase forte NaOH.. CH 3 COOH (Na, Va) avec Na = pca p = 1 NaOH (N, V) avec N = pc p = 1 Tracé de la coure de neutralisation ph = f(v NaOH ) = f(v) : 14 log C ph 71/pka 1/logC P.E. pka 1/pka 1/logCa T 0 0,5 1 x 0 Ve/ Ve Ve V

28 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, * Expression des nomres de moles d équivalents : CH 3 COOH NaOH (CH 3 COO -, Na ) H O 8 V = 0 x = 0 0<V<Ve 0<x<1 NaVa 1000 NaVa NV NV 1000 V = V e 0 0 x =1 NVe 1000 V > V e 0 N( V Ve) 1000 NVe 1000 * Expression des concentrations : CH 3 COOH NaOH (CH 3 COO -, Na ) H O V = 0 x = 0 0<V<Ve 0<x<1 NVe Va = Ca = Na NaVa NV Va V 0 NV Va V - V = V e 0 0 x =1 NVe C' = - Va Ve V > V e 0 x>1 C' ' = N( V Ve) Va V NVe Va Ve

29 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, On définit l avancement de la réaction par son taux d équivalence : x = N V /N a V a. nomre de mol. d équiv. de NaOH versé x = nomre de mol. d équiv. nécessaire à la neutralisation. 9 à l équivalence (P.E.) on a : N a V a N V e = Donc x = N V N V V = = N a V a N V e V e - Analyse de la coure ph = f(v NaOH ) = f(v) : a) au déut du titrage, avant l introduction de la ase : V = O ; x = O. On a : CH 3 COOH H O CH 3 COO - H 3 O. ph = 1/ pka 1/ log Ca ) Avant le point d équivalence O < V < Ve, O < x < 1. On a : CH 3 COOH NaOH CH 3 COO -, Na H O (NaVa N V )/1000 O N V / Nous avons donc un mélange d acide faile et de sa ase conjuguée et le ph est donné par : ph = pka log [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH]

30 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, N V [CH 3 COO - ] = et [CH 3 COOH] = V a V N V x ph = pka log = pka log N a V a - N V 1-x à la demi neutralisation : V = V e / N V e N a V a N V 1 N V = = x = = N a V a N a V a - N V V a V N a V a N a V a [CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ] = = (V a V e/ ) V a V e le ph est celui d une solution tampon ph = pka 30 -Pouvoir tampon On le définit par : 1 τ = dph / dc τ = 1 dph / dv 1 τ = dph / dx Avant la neutralisation (pour 0 < x < 1), on a : ph = pka log x / (1-x),3 ph =,3 pka Log x /(1-x),3 dph / dx = 1/ (1-x)x

31 Filière SMPC, S, Chimie Générale II, Réaction Chimique, Réactions Acide-Base, τ = 1 dph / dx =,3 (1-x) x τ = 0 (minimal) pour x = 0 et x = 1 τ est maximal si dτ /dx = 0 x = 1/ Cette valeur correspond au point T sur la coure (solution tampon : [CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ]) 31 c)au point d équivalence V = V e ; x =1 On a : N a V a N V = CH 3 COOH NaOH CH 3 COO -, Na H O 0 0 N a V a / Le ph est celui de la ase faile CH 3 COO -. PH = 7 1/ pka 1/ log C C = N a V a N a V a N V e = = V a V V a V e V a V e d)après le point d équivalence V > V e ; x > 1 Le ph est celui de la ase forte NaOH ph = 14 log C N V - N a V a N (V -V e ) C = = V a V V a V