Acides et bases

COUPLE ACIDE−BASE. RÉACTION ACIDO−BASIQUE
1) Définitions.
a . Acide : espèce chimique pouvant donner un proton.
HA ! A−  H +
HA est un acide et A− est sa base conjuguée: couple HA / A− .
Base: espèce chimique pouvant accepter un proton.
B  H + ! HB +
B est une base et HB + est son acide conjugué : couple HB + / B.
b . Réaction acido-basique: échange de proton entre deux couples acide-base .
HA  B
!
A −  HB +
acide 1  base 2 ! base 1  acide 2
c .Rôle de l 'eau .
• l ' eau est une base : l'eau peut fixer un proton fourni par un acide.
−
+
+
+
HA ! A  H et H  H 2 O ! H 3 O
H 2 O est une base dont l'acide conjugué est H 3 O+ : couple H3 O+ / H2 O.
• l ' eau est un acide : une base B peut fixer un proton fourni par une molécule d'eau.
+
−
+
+
H 2 O ! H  OH et B  H ! HB
H 2 O est un acide dont la base conjuguée est OH − : couple H2 O/ OH − .
L'eau est un solvant ampholyte .
La réaction d'auto-ionisation peut être interprétée comme une réaction acide-base:
H2 O  H2 O ! OH −  H 3 O+
acide 1  base 2 ! base 1  acide 2
2) Force d'un acide ou d'une base en solution aqueuse .
a . Acide fort ou base forte .
La réaction d'échange protonique avec l'eau est totale.
HA  H 2 O  A−  H3 O +
En solution , HA ou B n ' existent pas.
+
−
B  H 2 O  HB  OH
Seules les formes conjuguées A− ou HB+ existent.
b . Acide faible ou base faible .
La réaction d'échange protonique avec l'eau n'est que partielle et donne un mélange en équilibre chimique
caractérisé par sa constante d'équilibre.
[A − ][ H 3 O+ ]
−
+
HA  H 2 O ! A  H3 O
K a T =
pK a =− log K a
[ HA]
[ HB+ ][ OH − ]
B  H 2 O ! HB+  OH −
K b T =
pK b =− log K b
[HB ]
c .Relation entre pK a et pK b d ' un couple acide−base .
−
HA  H 2 O ! A  H3 O
−
A  H 2 O ! HA  OH
+
−
K a T =
[ A− ][H 3 O+ ]
[HA ]
[ HA][OH − ]
K b T  =
[ A− ]
1
K a K b = [ H 3 O+ ][OH − ]
K a K b = K e = 10−14 à 25° C.
pK a  pK b = pKe = 14 à 25° C.
d . Cas de l ' eau.
OH −  H3 O+
base 1  acide 2
H 2 O  H2 O
!
acide 1  base 2 !
K a H2 O = [ H3 O + ][OH − ] = K e pK a H 2 O = 14
K b H2 O = [ H 3 O + ][OH − ] = K e pK b H 2 O = 14
Couple 1 : H2 O/ OH −
Couple 2 : H3 O+ / H 2 O
pK b OH −  = 0.
pK a H3 O +  = 0.
e .Nivellement des acides forts et des bases fortes par le solvant .
Les acides forts et les bases fortes étant totalement dissociés on ne peut pas définir Ka ou K b , donc on ne
peut pas comparer les forces relatives de deux acides forts ou de deux bases fortes.
On dit qu'il y a nivellement par le solvant.
Seuls les couples ayant pK a ∈ [0,14] sont différenciables en solution aqueuse.
Remarque :
Dans un autre solvant, un acide peut être faible alors qu'il est fort dans l'eau.
On peut donc définir son pK a dans ce solvant et le comparer à ceux d'autres acides.
Par exemple HCl est un acide faible en solution dans l'éthanoïque CH 3 CO 2 H:
+
−
HCl  CH 3 CO 2 H !
acide 1  base 2
!
Cl  CH 3 CO 2 H2
base 1  acide 2
3) Loi de dilution d ' Ostwald.
La dissolution d'un acide faible dans l'eau modifie l'équilibre de l'eau.
On a donc deux équilibres simultanés:
−
initialement :
à l 'équilibre :
HA  H2 O ! A  H3 O
c
0
c1−α cα
+
+
et
2 H 2 O ! H 3 O  OH
−
[A − ][H 3 O+ ]
Ka
α
=
[H 3 O + ] d'où α =
.
[ HA ]
1−α
Ka [H 3 O+ ]
Ka
Quand c  0, [H 3 O + ]   K e donc lim α = α∞ =
.
c0
K a  K e
K a T =
Si K a ≫  K e
Si K a =  K e
Si K a ≪  K e
α∞ ≈ 1
exemple : CH 3 CO 2 H
α ∞ = 0,5
''
H2 S
Ka
α∞ ≈
≪1
''
HCN
 Ke
K a = 1,8 10−5
K a = 10−7
−9,3
K a = 10
α∞ = 0,994
On obtient les mêmes résultats pour une base faible en remplaçant K a par K b .
2
− 2,3
α∞ = 10
= 5 10
−3