Terminale S / C10 RÉACTIONS ACIDO-BASIQUES 1/ LES ACIDES, LES BASES ET LE a) La notion de Sa définition sans unité mol.l -1 Le d une solution aqueuse est la grandeur définie par la relation : = - log [H 3 O ] La mesure du permet donc de connaître la concentration en ion oxonium d une solution : [H 3 O ] = 10 Ph Le et la concentration en ions oxonium H 3 O varient en sens inverse : lorsque [H 3 O ] augmente, le de la solution diminue et inversement. Ex : - si [H 3 O ] = 2,0.10-2 mol.l -1 = - log (2,0.10-2 ) = 1,7 Touche calculatrice : 10 x log - si = 3,5 [H 3 O ] = 10-3,5 = 3,2.10-4 mol.l -1 Mesure et précision - Pour une mesure approximative, on peut utiliser du papier (précision de 1 unité ). - Pour une mesure plus précise, on peut utiliser un -mètre (précision de 0,1 unité ). Influence de l incertitude de mesure du sur la détermination de [H 3 O ] : = 4,8 ±0,1 4,7 < < 4,9 soit : 10 4,9 < [H 3 O ] < 10 4,7 1,3.10-5 mol.l -1 < [H 3 O ] < 2,0. 10-5 mol.l -1 => Δ[H 3 O ]/[H 3 O ] = 22% La mesure de ne permet pas une mesure précise de la concentration en ion oxonium, qui devra donc être exprimée avec 2 chiffres significatifs seulement. b) Acide et base dans la théorie de Brönsted Un acide est une espèce chimique capable de libérer au moins un ion hydrogène H (également appelé proton). Exemple : L ion oxonium H 3 O L acide éthanoïque (ou acétique) CH 3 COOH (aq) L ion ammonium NH 4 (aq) Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H. Exemple : L ion hydroxyde HO L ion éthanoate : CH 3 COO L ammoniac NH 3(aq)
c) Les couples acide/base Deux espèces chimiques constituent un couple acide/base s il est possible de passer de l une à l autre par perte ou gain d un proton H : AH = A H On note alors le couple «acide/base» ou «AH / A». Ces deux espèces sont dites «conjuguées». Exemples : Couple acide éthanoïque / ion éthanoate : CH 3 COOH / CH 3 COO - Couple ammonium / ammoniac: NH 4 / NH 3. Une espèce chimique qui peut se comporter comme un acide ou comme une base est appelée «espèce amphotère». Exemple : L eau intervient dans 2 couples : H 2 O / HO où elle joue le rôle d un acide. H 3 O / H 2 O où elle joue le rôle d une base. d) La réaction acido-basique Une réaction acido-basique est la réaction correspondant au transfert d un proton H entre l acide d un couple A 1 H / A 1 et la base d un autre couple A 2 H / A 2. Son équation s écrit : A 1 H A 2 A 1 A 2 H Le proton H n apparaît pas dans l équation de la réaction, il est directement transféré de l acide 1 à la base 2. Exemples : Réaction entre l acide éthanoïque et la soude (Na HO ) : - couples mis en jeu : - équation de la réaction : 2/ FORCES DES ACIDES ET DES BASES : Activité 10.1 a) Réaction totale ou limitée Exemple de réaction totale : HCl (g) H 2 O (l) Cl - (aq) H 3 O (aq) Avancement maximal théorique : x max = C. V = 2,5.10-4 mol Avancement final expérimental : x f = [H 3 O ].V = 10 - V = 10-2,02 x 25.10-3 = 2,39.10-4 mol Exemple de réaction limitée : CH 3 COOH (l) H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) H 3 O (aq) Avancement maximal théorique : x max = C. V = 2,5.10-4 mol Avancement final expérimental : x f = [H 3 O ].V = 10 - V = 10-3,32 x 25.10-3 = 1,2.10-5 mol Une transformation est totale si le réactif limitant a entièrement disparu à l état final. L avancement final est alors égal à l avancement maximal : x f = x max Une transformation est limitée si le réactif limitant n a pas entièrement disparu à l état final. L avancement final est alors inférieur à l avancement maximal : x f < x max Remarques : - L avancement maximal est l avancement final «théorique», il se calcule à partir de la quantité de réactif limitant. - L avancement final est l avancement «expérimental», il se calcule à partir des quantités de matières des produits en fin de réaction.
b) Notion d équilibre Expérience : solution aqueuse d acide éthanoïque dans 2 verres à pied mètre. CH 3 COOH CH 3 COO Le diminue Le augmente donc il y a production d ion H 3 O donc il y a disparition d ions H 3 O. CH 3 COOH (l) H 2 O (l) H 3 O (aq) CH 3 COO (aq) CH 3 COO (aq) H 3 O (aq) H 2 O (l) CH 3 COOH (l) Conclusion : La réaction peut se produire dans les deux sens. Une transformation limitée est une transformation qui se produit simultanément dans les deux sens. L état final est un état d équilibre chimique dans lequel il y a coexistence des produits et des réactifs. Cet état est en fait un équilibre dynamique entre les deux réactions qui s effectuent à la même vitesse. Le symbole de la flèche n est plus adapté, on le remplacera par le symbole signifiant que la réaction peut se produire dans les deux sens. c) Classement des acides et des bases Un acide AH ou une base A sont dit forts si leur réaction avec l eau est une réaction totale (ou quasi-totale). AH H 2 O (l) H 3 O (aq) A ou A H 2 O AH (aq) HO (aq) Un acide AH ou une base A sont dit faibles si leur réaction avec l eau est une réaction limitée. AH H 2 O (l) H 3 O (aq) A ou A H 2 O AH (aq) HO (aq) d) Autoprotolyse de l eau Activité de découverte : Rappeler les couples acide/base de l eau :. Ecrire la réaction acido-basique qui peut exister entre deux molécules d eau. Quel est le de l eau pure? En déduire sa concentration en ion oxonium? Qu appelle-t-on électroneutralité d une solution ionique? Que peut-on en déduire sur la concentration en ion hydroxyde de l eau pure.
Sachant que la masse volumique de l eau vaut ρ = 1000 g.l -1 ; calculer la quantité de matière correspondant à un litre d eau. Pour la réaction, comparer les valeurs de x max et x f et conclure. La réaction d autoprotolyse de l eau est une réaction très limitée qui a lieu dans toute solution aqueuse. 2 H 2 O (l) H 3 O (aq) HO (aq) (l eau est à la fois un acide faible et une base faible) Cette réaction est caractérisée par une grandeur sans dimension appelée «produit ionique de l eau», noté «Ke» et tel que : Ke = [H 3 O ] f [HO - ] f Le produit ionique de l eau ne dépend que de la température et il a la même valeur pour toutes les solutions aqueuses. Par exemple, à 25 C : Ke = 1,0.10 14. On lui associe souvent la grandeur pke = log Ke (= 14 à 25 C ) Conséquences : - La connaissance du d une solution permet de calculer sa concentration en ion hydroxyde. [HO - K e ] f = [H 3 O ] = Ke f 10 - dans une solution acide [H 3 O ] >> [HO - ] dans une solution basique [H 3 O ] << [HO - ] EXERCİCES : n 11, 13, 15, p 335 3/ ACIDES ET BASES FORTES a) Calcul du La réaction d'un acide fort sur l'eau étant totale : AH H 2 O (l) H 3 O (aq) A EI CV / 0 0 EF 0 / x max x max Avec un tableau d'avancement, on montre que x max = CV = n(h 3 O ) f donc [H 3 O ] = C Dans une solution d'acide fort de concentration en soluté apporté C, on a : [H 3 O ] = C et = - log C La réaction d'une base forte sur l'eau est totale : A H 2 O AH (aq) HO (aq) EI CV / 0 0 EF 0 / x max x max Avec un tableau d'avancement, on montre que x max = CV = n(ho - ) f donc [HO - ] = C De plus, = -log [H 3 O ] = -log Ke/[HO - ] = -log Ke log [HO - ] = pke log C Dans une solution de base forte de concentration en soluté apporté C, on a : [HO - ] = C et = pke logc
b) Réaction entre acide et base forts Caractère quasi-totale L'équation de la réaction entre un acide fort et une base forte s'écrit : H 3 O (aq) HO (aq) 2 H 2 O (l) En effet, on a vu que la réaction inverse est la réaction d'autoprotolyse de l'eau qui est très limitée. Donc la réaction peut être considérée totale (d'où l'écriture avec une flèche). Caractère exothermique Comme nous l'avons vu dans l act. 10.1, l'action d'un acide fort (ou d'une base forte) sur l'eau, s'accompagne d'une élévation de la température de la solution : de l'énergie thermique est libérée (la réaction est dite exothermique). Cet effet est encore plus marqué que les concentrations sont importantes. 4/ ACIDES ET BASES FAIBLES a) La constante d acidité Pour pouvoir comparer des acides faibles entre eux, chaque couple acide/base est caractérisé par sa constante d acidité notée Ka, dont la valeur ne dépend que de la température : On définit également le pk A par la relation : pk A = - log K A (K A = 10 -pka ) Ka = [A ] éq [H 3 O ] éq [AH] éq Equation de la réaction d un acide faible sur l eau : AH H 2 O (l) H 3 O (aq) A Cette réaction étant limitée, à l équilibre il y a coexistence des réactifs et des produits ; - Si la réaction est très limitée, il y aura peu de produits et beaucoup de réactif donc un K a faible. - Si la réaction est peu limitée, il y aura beaucoup de produits et peu de réactif donc un K a élevé. Exemples : HCOOH/HCOO : K a = 1,6.10-4 CH 3 COOH/ CH 3 COO : K a = 1,6.10-5 NH 4 /NH 3 : K a = 6,3.10-10 Comme les Ka varient sur plusieurs ordres de grandeurs, on utilise souvent l échelle logarithmique des pk A : Acides de en forts Ka -1 0 4,8 9,2 HNO 3 / 1,0.10 1 1,0 1,6.10-5 6,3.10-10 pka
b) Domaines de prédominance D après l expression de la constante K A d un couple, on voit que le rapport [A- ] eq [HA] eq donc du de la solution. Relation entre le et le pk A : K a = [A- ] f [H 3 O ] f dépend de la valeur de [H 3 O ] éq => log K a = log ( [A- ] f [H 3 O ] f ) = log [A- ] f log [H 3 O ] f - log [H 3 O ] f = - log K a log [A- ] f = pk A log [A- ] f On distingue alors trois cas possible : Si = pk A alors log [A- ] f = 0 [A- ] f = 1 [A ] f =[AH] f Si pk A alors log [A- ] f 0 [A- ] f 1 [A ] f < [AH] f La forme acide est prédominante. Si pk A alors log [A- ] f 0 [A- ] f 1 [A ] f > [AH] f La forme basique Diagramme de prédominance : AH pk A A [AH] f [A ] f [AH] f [A ] f [AH] f = [A ] f c/ Cas des acides alpha-aminés : activité 10.2 Les acides α-aminés, qui constituent les protéines, possèdent deux groupes caractéristiques ayant des propriétés acido-basiques : R CH COOH groupe carboxyle (propriété acide) NH 2 groupe amino (propriétés basique) Diagramme de prédominance de chaque groupe : R COOH/R COO R NH 3 /R NH 2 R COOH 2 < pk a1 < 5 9 < pk a2 < 10 pk a1 R COO R NH 3 pk a2 R NH 2 Donc le diagramme de prédominance d un acide α-aminé présente trois zones : pk a1 pk a2 R CH COOH NH 3 R CH COO NH 3 R CH COO NH 2
d) Effet tampon Activité 10.3 Définition : Une solution tampon est une solution dont le varie peu lors de l ajout modéré d acides ou de bases, ainsi que lorsqu on la dilue modérément. On obtient une telle solution en mélangeant un acide faible et sa base conjuguée en concentrations égales. Le de la solution tampon est alors égal au pka du couple. des milieux biologiques : L activité des protéines comme les enzymes est très dépendante du : le des milieux biologiques est maintenu par un ensemble de solutions tampons. Ex : du sang maintenu à 7,4 ; du milieu intestinal à 8 pour que la pepsine permette la digestion des protéines. EXERCİCES : n 19,20,21,23,24,28 p336/339 n 16,24,26,30 p354/357 puis lire «préparer le Bac» p340-341-359