Equilibres Acido-Basiques

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Couple acide/base, réactions acido basiques. Force des acides et des bases, pKa, coefficient de dissociation, solution tampon Print

Sommaire

1. Réaction acido-basique

La théorie de Brönsted et Lowrie permet de définir la notion de couple acide/base ainsi que la notion de réaction acido-basique.

1.1. Espèce acide / Espèce basique

  • Est dite acide une espèce capable de céder un ou plusieurs protons H+
  • Est dite basique une espèce capable de capter un ou plusieurs protons H+

1.2. Le couple et la réaction Acide/Base

1.2.1. Le couple acide/base

Lorsqu'un acide cède un proton, il se forme une nouvelle entité appellée la base conjuguée, cette réaction s'écrit :

Acide → Base + H+

Dès qu'une base capte un proton il se forme une nouvelle entité appellée l'acide conjugué, cette réaction s'écrit :

Base + H+ → Acide

L'ensemble acide et base conjuguée se nomme couple acide/base ( acido-basique ).

1.2.2. La réaction acide/base

En solution aqueuse, deux couples acido-basiques pourront réagir selon la réaction générale

Acide 1 = Base 1 + H+
Base 2 + H+ = Acide 2
------------------------------------------------
Acide 1 + Base 2 → Acide 2 + Base 1

La réaction acide/base dans l'eau

L'eau H2O est une espèce dite ampholyte (= amphotère) car elle possède à la fois un caractère acide et un caractère basique

H3O+/H2O où H2O sera là en tant que base
et
H2O/HO- où H2O sera là en tant qu'acide

A partir de là on pourra aisément comprendre la réaction d'autoprotolyse de l'eau

H2O → HO-+ H+
H2O + H+ → H3O+
----------------------------
2H2O → H3O+ + HO-

On pourra définir une constante K relative à cette autoprotolyse telle que :

K = [H3O+][HO-]

[H3O+][HO-] est appellé produit ionique, noté Ke de l'eau. A 25°C ( 298 K ) Ke = 10-14mol².L²

il y a en permanence dans l'eau (même) neutre une faible quantité d'ion H+ et OH-.

1.3. Le pH

En s'intéressant aux concentrations des ions H3O+ et HO- d'une solution, il est possible de définir la notion de pH.
L'échelle de pH sera comprise dans l'eau entre pH = 0 et pH = 14

N.B : ceci variant tout de même avec la température car le Ke varie avec celle-ci.

2. Notion de force pour les acides et les bases

2.1. Acides forts, faibles et Bases fortes, faibles

2.1.1. Les acides forts

2.1.3. Les bases fortes

On qualifie un acide de fort dès lors :

  • que son pKa = -log (Ka); Ka la constante d'acidité d'un acide (ou constante de dissociation) répondant à la relation, pour une équation de dissociation HA + H2O ↔ A- + H3O+, Ka = [H3O+][A-]/[AH]; est inférieur à celui de l'eau du couple H3O+/H2O.
  • Qu'il se dissociera (pratiquement) totalement dans l'eau

son conjugué sera de force nulle, c'est une base indifférente
Aucun acide n'est, dans l'eau, plus fort que H3O+

On qualifie une base de forte dès lors :

  • que son pKa = -log (Ka); pour une équation de dissociation B + H2O ↔ BH+ + HO-, Ka = [H3O+][B]/[BH+]; est supérieur à celui de l'eau du couple H2O/HO-.
  • Qu'elle libèrera quantitativement des ions HO-

Son conjugué sera de force nulle, c'est un acide indifférent.
Aucune base n'est, dans l'eau, plus forte que HO-

2.1.2. Les acides faibles

2.1.4. Les bases faibles

Au contraire des acide fort un acide sera dit faible dès lors :

  • que son pKa sera plus grand que celui de l'eau du couple H3O+/H2O.
  • Qu'il n'aura pas dissociation totale mais partielle

Au contraire des bases fortes une base sera dite faible dès lors :

  • que son pKa sera plus petit que celui de l'eau du couple H2O/HO-.

2.2. Echelle d'acidité

On l'a vu plus haut il est possible d'attribuer une valeur chiffrée à l'acidité d'un élément grâce au pKa = - log Ka. On peut donc, en recoupant ces valeurs, établir une échelle unique de pka, l'échelle d'acidité des couples acide-bases.

2.3. Le coefficient de dissociation

A l'équilibre, il peut être intéressant d'exprimer les concentrations des espèces présentes.

Soient c la concentration initiale, α le coefficient de dissociation de l'acide et β le coefficient d'hydrolyse de la base.

Plus le coefficient de dissociation est fort (α → vers 1 ) plus la solution est diluée (et inversement).

2.3.1 Cas d'un acide (dissociation)

2.3.2. Cas d'une base (hydrolyse)

 
    AH    +    H2O   =>   A-   + H3O+
Ei  c          -          0      0
Ef (c-cα)      -          cα     cα

Calcul du Ka par les concentrations :
Ka = [A-][H3O+] / [AH]
Ka = (H3O+)² / c
Ka = (10-pH)² / c

Calcul du Ka par le coefficient de dissociation :
Ka = [A-][H3O+] / [AH]
Ka = (cα)² / (c-cα)
Ka = c (α)² / (1-α)
pKa = - log ( Ka )

 
    B    +    H2O   =>   BH   + HO-
Ei  c          -         0      0
Ef (c-cβ)      -         cβ     cβ

C'est le même raisonnement avec la base :

Calcul du Kb par le coefficient d'hydrolyse :
Ka = [A-][H3O+] / [AH]
Ka = (cβ)² / (c-cβ)
Ka = c (β)² / (1-β)
pKb = - log ( Kb )

Ka = [H3O+][B] / [BH+]
or [H3O+] = Ke / [HO-] (Ke de l'eau)
d'où Ka = [H3O+][B] / [BH+] = Ke[B] / [HO-][BH+] = Ke( 1- β ) / Cβ²

3. pH de solutions aqueuse

3.1. Calculs de pH

  1er cas : Ci ≤ 3x10-7 M et pH ≤ 6.5 2nd cas : Ci < 3x10-7 M et 6.5 < pH < 7 3ème cas
Monoacide fort pH = -log[H3O+] équation second degré pour calculer [H3O+]  
Monoacide faible pKa + log Ci ≥ 2 ↔ pH = 1/2 ( pKa - log Ci ) pKa + log Ci ≤ -1↔ pH = - log [H3O+]  
Monobase forte Ci ≤ 3x10-7 M et pH ≥ 7.5 ↔ pH = -log Ke/Ci = 14 + log Ci Ci < 3x10-7 M et 7 < pH < 7.5 ↔ équation second degré pour calculer [H3O+] -1 < pKa + log Ci < 2 ↔ pH = - log [H3O+]
Monobase faible pKe - pKa + log Ci ≥ 2 ↔ pH = 7 + 1/2 ( pKa - log Ci ) pKe - pKa + log Ci ≤ -1↔ pH = - log [H3O+] = 14 + log Ci -1 < pKe - pKa + log Ci < 2 ↔ pH = - log [H3O+]

3.2. Les Solutions salines

pH = 1/2 ( pKa1 + pKa2 ) indépendant de la concentration.

3.3. Mélange entre un acide faible et sa base conjuguée

Relation de Henderson - Hasselbach
pH = pKa + log ([A-] / [AH] )

3.4. Solution ampholyte

pH = 1/2 ( pKa1 + pKa2 )

4. Les solutions tampons

Solution dont le pH ne variera pratiquement pas.

Pouvoir tampon :
β = dCb / dpH = - dCa / dpH = 2.3 dCt(1 - x ) mol.L-1.pH-1

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