Chapitre 2 : Equilibres acido-basiques en solution aqueuse
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- Marie-Paule Viau
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1 Chapitre 2 : Equilibres acido-basiques en solution aqueuse 1. Définition des couples acido-basique 1.1. Définition Acide/base : 1.2. couple de l eau : autoprotolyse et produit ionique de l eau A connaitre : Acide nitrique ; Acide sulfurique ; Acide chlohydrique ; Acide phosphorique ; Acide acétique ; Soude ; Potasse ; Ion hydrogénocarbonate ; ammoniac 2. Force de acides et des bases : 2.1. Constante d acidité du couple AH/A - : Constante de basicité du couple AH/A - : Exemples : 2.2. acides et bases fortes : 2.3. Classement des couples des acides et bases faibles : 2.4. Echelle dans l eau : diagramme de prédominance 3. Domaines de predominance : 4.1. Cas des monoacides et monobases 4.2. Cas des polyacides et polybases 4.3. Diagrammes de distribution ; détermination des pka : 5. Réactions acide-base : 4.1. Constante de réaction : 4.2. Représentation graphique : 6. méthode de la réaction prépondérante pour la détermination de la composition d un système à l équilibre 6.1. Présentation de la méthode : Exemple 3 : ph d une solution d un acide faible : Exemple 4 : solution tampon Lycée Pierre de la Ramée Page 1 sur 9
2 4. Définition des couples acido-basique 4.1. Définition Acide/base : Acide : Base : Remarques : document 1 page suivante Certains acides libèrent plusieurs H + : ce sont des Certaines bases captent plusieurs H + : ce sont des Certaines espèces sont à la fois bases et acides (mais pas dans le même couple évidemment!) : ce sont des couple de l eau : L eau intervient dans deux couples : La base conjuguée de l eau est : L acide conjugué de l eau est : Bilan de la réaction d autoprotolyse : Constante d équilibre associée : (produit ionique de l eau) Lycée Pierre de la Ramée Page 2 sur 9
3 Document 1 : A connaitre : Acide nitrique Acide sulfurique Acide chlohydrique Acide phosphorique Acide acétique Soude Potasse Ion hydrogénocarbonate ammoniac Document de cours MathSup PCSI Lycée Pierre de la Ramée Page 3 sur 9
4 5. Force de acides et des bases : Document de cours MathSup PCSI Constante d acidité du couple AH/A - : On étudie le couple : AH + H2O = H3O + + A - Définition de la constante d acidité Ka: On définit : pka = -log(ka) Constante de basicité du couple AH/A - : On étudie le couple : A - + H2O = HO - + AH Définition de la constante de basicité Kb : On définit : pkb = -log(kb) Lien avec la constante d acidité? Calculons Ka.Kb = Conclusion : Lycée Pierre de la Ramée Page 4 sur 9
5 Exemples : Document de cours MathSup PCSI Acides et bases fortes : Définition acide fort : dans l eau Définition base forte : dans l eau acide chlorhydrique HCl + H2O amidure NH2 - + H2O. Remarques : Les espèces fortes sont nivelées par le solvant l eau. Exemple HNO3, H3PO4, HCl, NaOH et KOH Les autres espèces sont dites faibles Classement des couples des acides et bases faibles : + pka est faible + l acide AH est.. + pkb est élevé + la base A - est.. + l acide AH est fort + la base A - est 5.4. Echelle dans l eau : diagramme de prédominance 0 14 H3O + HO - Lycée Pierre de la Ramée Page 5 sur 9 pka Espèce la plus acide dans l eau Espèce la plus basique dans l eau
6 6. Domaines de predominance : Document de cours MathSup PCSI Cas des monoacides et monobases Couple AH/A - : Expression : Ka = pka = Domaines de prédominance de AH : si [AH]>[A - ] donc. ; A - : si [AH]<[A - ] donc. ; ph 6.3. Cas des polyacides et polybases Exemple : pka( HCO3 - /CO3 2- ) = 10,3 et pka( H2CO3/HCO3 - ) = 6,3 On superpose les deux diagrammes des prédominance sur le même : 6.4. Diagrammes de distribution : Réalisés avec des logiciels de simulation (voir TD info). Savoir retrouver les attributions pour les Problèmes. Exemple : Couple 1 : (CO2aq/HCO3 - ) et Couple 2 : (HCO3 - /CO3 2- ) ph CO2aq HCO3 - CO3 2- Lycée Pierre de la Ramée Page 6 sur 9
7 Détermination des pka : 7. Réactions acide-base : 4.1. Constante de réaction : CH3COOH + NH3 = CH3COO - + NH4 + Exprimons pk a1 (CH 3 COOH/CH 3 COO - ) =4,8 Exprimons pk a2 (NH 4 + /NH 3 ) = 9,2 Constante d équilibre de la réaction : K = AN : pka1 = 4,8 et pka2 = 9,2 d où : K = Conclusion : 4.2. Représentation graphique : Si les domaines sont disjoints il y a réaction : On cherche l acide le plus fort (plus petit pka) et la base la plus forte (plus grand pka) 8. Méthode de la réaction prépondérante pour la détermination de la composition d un système à l équilibre 8.1. Présentation de la méthode : Principe : On cherche l état d équilibre du système qui ne dépend pas du chemin suivi pour l atteindre. Mode opératoire : Lister les espèces en solution. Les placer sur le diagramme vertical des échelles en pka (classement de la force des acides et des bases). Lycée Pierre de la Ramée Page 7 sur 9
8 On peut ainsi déterminer les réactions totales qui peuvent se produire = Réaction entre la base la plus forte et l acide le plus fort. Cette réaction totale est appelée Réaction Prépondérante Totale : RPT. On définit alors un nouveau système constitué des produits de cette RPT. C est la «solution ou système équivalente» souvent plus simple qui permettra de calculer Exemples d utilisation : Exemple 1 : On mélange 0,1 mole d acide acétique et 0,2 mole de d ammoniaque : Equilibre précédent Exemple 2 : On mélange : 20 ml d une solution à 0,1 mol.l -1 de H3PO4 (acide phosphorique) 20 ml d une solution à 0,1 mol.l -1 de NaHPO4 (hydrogénophosphate de sodium). Calculer la solution équivalente. Liste des espèces en solution : Diagramme de prédominance : ph Exemple 3 : solution d un acide faible : RP(1) : HA + H2O A - + H3O + K = Ka On fait le bilan de matière Résolution de l équation du second degré Ka = x²/(c0-x) pka (AcOH/AcO - ) = 4,8 ph d une solution d acide acétique à 10-3 mol.l -1. ph d une solution d acide acétique à 10-6 mol.l -1. Exemple 4 : solution tampon Définition : Propriété d une solution caractérisée par un ph qui varie très peu par ajout d un acide ou d une base par dilution Obtention d une solution tampon : Lycée Pierre de la Ramée Page 8 sur 9
9 mélange équimolaire d un acide faible et de sa base conjuguée solution tampon de ph = pka du couple ph voisin de pka : mélange tel que [A-] / [AH] = ph-pka Domaine d Henderson pour lequel ph = pka +log ([A-] / [AH]) varie peu en fonction de l ajout d une base ou un acide. Exemple : si on a un mélange équimolaire d acétate et d acide acétique Lycée Pierre de la Ramée Page 9 sur 9
K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide
![K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide](/thumbs/20/420627.jpg "K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide")
La constante d autoprotolyse de l eau, K W, est égale au produit de K a par K b pour un couple acide/base donné : En passant en échelle logarithmique, on voit donc que la somme du pk a et du pk b d un
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