TP18 La chimie du Ka

PARTIE 3 : Réactions chimiques et milieux biologiques
TP 18
La chimie du KA (ou constante d’acidité)
OBJECTIFS : Mesurer le pH d'une solution aqueuse
Mettre en œuvre une démarche expérimentale pour déterminer une constante d’acidité
CONTEXTE DU SUJET :
Claude-Louis Berthollet fut le premier, en 1803, à comprendre que toutes les
réactions chimiques ne sont pas totales. Dans son Essai de statique
chimique, il écrivit la première formule permettant de définir à priori les
quantités présentes à l'équilibre. C’est ainsi qu’en chimie, on définit une
constante d'équilibre qui caractérise l'état d'équilibre d'une réaction.
Nous allons déterminer la constante d’équilibre d’une réaction acidobasique, appelée constante d’acidité.
Claude-Louis Berthollet
(1748-1822)
Document 1 : Le pH
Le pH d’une solution est lié à la concentration des ions oxonium, H3O+, présents dans la solution par la
relation : pH = - log[H3O+] soit [H3O+] = 10-pH
Document 2 : Transfert de proton entre un acide et une base de couples différents.
Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H+ : AH → A- + H+
Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H+ : A- + H+ → AH
Un couple acide/base, est défini par la demi-équation acido-basique : AH
A- + H+ ou BH+
B + H+ .
La double flèche indique que l'échange peut se produire dans les deux sens. Le couple est noté AH /Aou BH+/B.
Exemple : acide méthanoïque/ion méthanoate HCO2H(aq)/HCO2-(aq) : HCO2H(aq)
HCO2-(aq)+ H+
Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide/base. Elle résulte du transfert d'un proton H+
entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.
Exemple : réaction entre NH4+(aq)/NH3(aq) et HCO2H(aq)/HCO2-(aq) :
HCO2H(aq)
HCO2-(aq)+ H+
NH3(aq) + H+
NH4+(aq)
HCO2H(aq) + NH3(aq)
HCO2-(aq)+ NH4+(aq)
La double flèche indique que la réaction peut se produire dans les deux sens.
Document 3 : Acide fort ou acide faible
Un acide AH est faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale : AH(aq) + H2O(l)
A-(aq) + H3O+(aq)
L'acide AH n'est pas totalement transformé en ions A . La réaction est symbolisé par
.
Exemple : l'acide éthanoïque est un acide faible.
Un acide AH est fort si sa réaction avec l’eau est totale : AH(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+(aq)
L'acide AH est totalement transformé en ions A- . La réaction est symbolisé par →.
Exemple : l'acide chlorhydrique HCl est un acide fort.
Document 4 : Qu’est-ce qu’une constante d’équilibre ?
Une réaction chimique ne se traduit pas toujours par la disparition complète d’un réactif (limitant) en
étant qualifiée alors de réaction totale. De nombreuses réactions sont partielles et aboutissent à un
équilibre (chimique) entre les réactifs de départ et les produits de la réaction. L’avancement final est
alors inférieur à l’avancement maximal.
En chimie, une constante d'équilibre caractérise l'état d'équilibre d'une réaction. Elle représente donc
un état qui ne peut pas évoluer de manière spontanée. La valeur de la constante d'équilibre dépend
uniquement de la réaction chimique considérée et de la température. Les constantes d'équilibre sont
généralement données à 25 °C.
Document 5 : Constante d’équilibre acido-basique KA et pKA associé
Les différents couples acido-basiques ne réagissent pas tous entre eux de façon identique. Certaines
réactions sont violentes, d'autres sont plus modérées, d'autres ne se font quasiment pas. C'est la
constante d'acidité, et surtout le pKA des différents couples, qui permet de caractériser un couple et de
comparer la force relative des couples. On peut ainsi prévoir l'évolution des réactions acido-basiques.
Le pKA d’un couple acide-base AH (aq)/A- (aq) est une grandeur importante, qui peut-être déterminée à
partir des deux espèces conjuguées AH (aq) et A- (aq).
Pour un couple acide-base, noté AH (aq) / A- (aq), le pH de la solution est lié au pKA du couple par la
relation :
  A−  
pH = pK A + log    
 [ AH ] 


Ainsi, le pKA d’un couple acide/base peut-être déterminé graphiquement en exploitant le graphe :
   A−   
pH = f  log     
  [ AH ]  

 
On en déduit la constante d’acidité à l’aide de la relation K A = 10 − pK A (car pKA = - logKA)
PRODUITS ET MATÉRIEL À DISPOSITION :
→ solution aqueuse d’acide éthanoïque de concentration en soluté apporté C AH = 1,0 x 10-1 mol.L-1 ;
→ solution d’ions éthanoate de concentration en soluté apporté C
→ pH-mètre avec solutions tampon et notice d’étalonnage ;
→ agitateur magnétique ;
→ deux burettes graduées ;
→ ordinateur avec le logiciel Regressi et son mode d’emploi ;
→ matériel usuel de laboratoire…
A−
= 1,0 x 10-1 mol.L-1
ANALYSER :
15 min conseillées
1. Comment peut-on déterminer graphiquement le pKA d’un couple acide/base ?
2. Élaborez un protocole pour déterminer le pKA du couple acide éthanoïque / ion éthanoate :
CH3COOH / CH3COO– .
APPEL N°1
RÉALISER :
Appeler le professeur pour lui présenter le protocole expérimental
ou en cas de difficulté
30 min conseillées
Effectuer les manipulations pour remplir le tableau ci-dessous :
VAH (mL)
VA- (mL)
pH mesuré
25,0
5,0
25,0
10,0
 V −
Tracer le graphique pH = f  log  A
  VAH
 
APPEL N°2
VALIDER :
25,0
20,0
25,0
25,0
20,0
25,0
10,0
25,0
5,0
25,0

 


Appeler le professeur pour lui présenter vos résultats
ou en cas de difficulté
45 min conseillées
3. Quelles sont les espèces chimiques présentes dans chaque mélange acide-base préparé
précédemment ?
4. Pour un volume VA de solution d’acide HA et pour un volume VB de solution d’éthanoate de
sodium, établir le tableau d’avancement pour la transformation associée à l’équation :
AH(aq) + H2O(l)
A-(aq) + H3O+(aq)
Vous raisonnerez comme si les solutions mélangées initialement contenaient les quantités de
matière de soluté apporté pour les préparer.
AH(aq)
Équation chimique
État du système
État initial
En cours de
transformation
État final (lors de la
mesure de pH)
Avancement
+
A-(aq)
H2O(l)
+
H3O+(aq)
quantités de matière (mol)
x=0
x
xf
 A −  C − .V − + x f
5. Établir que
= A A
[ AH ] C AH .VAH − x f
6. Quand on mesure le pH, dans quel état le système se trouve-t-il ? Comment peut-on calculer la
valeur de l’avancement xf ?
7. Justifier que dans le domaine de pH de travail, en comparant xf avec C − .V − et C AH .VAH , la relation :
A
−
 A  V −
= A est une bonne approximation lorsque C − = C AH .
A
[ AH ] VAH
A
[A-]
8. Quelle est la nature de la fonction pH = f(log [HA] ) ? Noter l’équation du modèle choisi. Est-ce
cohérent ?
9. En déduire la valeur expérimentale du pKA puis celle du KA du couple CH3COOH / CH3COO–.
La valeur de référence est KA,th = 1,8.10–5 pour le couple CH3COOH / CH3COO– . Quelles sont les
sources d’erreurs pouvant expliquer l’écart avec la valeur déterminée expérimentalement ?
APPEL N°3
Appeler le professeur pour lui présenter votre méthode de détermination
ou en cas de difficulté
POUR S’ÉVALUER…
Analyser
coefficient 1
A
Réaliser
coefficient 2
Valider
coefficient 3 A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D
A
B
B
C
D
A
B
C
D
20 18 14 12 18 16 13 11 16 14 10 8 15 13 9 7 19 17 13 11 18 16 12 10 15 13 10 8 14 12 8 6
Note
Analyser
coefficient 1
Réaliser
coefficient 2
Valider
coefficient 3 A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D A B C D
Note
C
A
B
D
C
D
A
B
C
D
18 16 12 10 16 15 11 9 14 12 8 6 13 11 7 5 17 15 11 10 16 14 10 8 13 11 8 6 12 10 6 5