ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE-BASE
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ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE-BASE
1 ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE-BASE 1. Notion d’acide faible 1.1. Expérience : On dissous 0,1 mol d’acide éthanoïque CH 3COOH dans un volume V = 1 L d’eau. On peut donc dire que [ CH3COOH] = 10–1 mol.L–1 Si l’ionisation était totale : CH3COOH + H2O → H3O+ + CH3COO– 1 mole 1 mole + –1 Alors on devrait trouver [ CH3COOH] = [ H3O ] = 10 mol.L–1 ⇒ pH = 1 + –pH –3 Mais on constate que : pH = 2,9 ⇒ [ H3O ] = 10 = 1,3 . 10 mol.L–1 Donc [ H3O+] < [ CH3COOH] 1.2. Conclusion : toutes les molécules CH3COOH introduites dans l’eau ne se sont pas ionisées. L’IONISATION EST PARTIELLE : l’acide éthanoïque est un ACIDE FAIBLE 2. Notion de base faible 2.1. Expérience : On dissous 0,1 mol de gaz ammoniac NH3 dans un volume V = 1 L d’eau. On peut donc dire que [ NH3] = 10–1 mol.L–1 Si l’ionisation était totale : NH3 + H2O → NH4+ + HO– 1 mole 1 mole – –1 –1 Alors on devrait trouver [ NH3] = [ HO ] = 10 mol.L Ke –13 Comme Ke = [ H3O+] . [ HO–] ⇒ [ H3O+] = mol.L–1 – = 10 [ HO ] Ce qui donne pH = 13 Mais on constate que : pH = 11 ⇒ [ H3O+] = 10–pH = 10–11 mol.L–1 Donc [ HO–] = 10–3 mol.L–1 ⇒ Donc [ HO–] < [ NH3] 2.2. Conclusion : toutes les molécules NH3 introduites dans l’eau ne se sont pas ionisées. L’IONISATION EST PARTIELLE : l’ammoniac est une BASE FAIBLE 3. COUPLE ACIDE/BASE 3.1. Définition : selon BRÖNSTED Un ACIDE est un corps susceptible de LIBERER un proton H+ + – HA → ← H + A Couple acide /base : HA/A– (HA est l’acide et A– est la base conjuguée) Une BASE est un corps susceptible de FIXER un proton H+ + B + H+ ← → BH Couple acide /base : BH+/B (BH+ est l’acide conjugué de la base B) 3.2. Constante d’acidité Ka : Elle est définie par la réaction de dissolution d’un acide dans l’eau : 2 + + H2O → H3O + BASE ← H3O+]. [ BASE] [ Ka = [ ACIDE] On donne très souvent la valeur du pKa : pKa = – log Ka ACIDE 3.3. 3.4. Le cas de l’eau : L’eau peut avoir un comportement soit d’acide soit de base : on dit que l’eau est AMPHOTERE : Les deux couples de l’eau sont : H3O+ / H2O H2O / HO– Quelques valeurs de pKa ACIDE Nom pKa Formule Ion Oxonium H3O+ Ion Hydrogénosulfate HSO4– Acide fluorhydrique HF Acide méthanoïque HCOOH Acide benzoïque C6H5COOH Acide éthanoïque CH3COOH Sulfure d’hydrogène H2S Ion ammonium NH4+ Ion hydrogénocarbonate HCO3– Ion hydrogénophosphate HPO42– Eau H2O BASE CONJUGUEE A 25°C Formule Nom 0,0 1,9 3,2 3,8 4,2 4,6 7,0 9,2 10,2 12,3 14,0 H2O SO42– F– HCOO– C6H5COO– CH3COO– HS– NH3 CO32– PO43– HO– Eau Ion Sulfate Ion Fluorure Ion méthanoate Ion benzoate Ion éthanoate Ion hydrogénosulfure ammoniac Ion carbonate Ion phosphate Ion hydroxyde Détermination expérimentale des valeurs de pKa : On fait une réaction acido-basique et on trace la courbe pH = f(v) : on constate qu’à la H3O+]. [ BASE] [ DEMI-EQUIVALENCE : [ ACIDE] = [ BASE] . Comme Ka = [ ACIDE] + ⇒ Ka = [ H3O ] Donc pH = pKa pour la demi-équivalence 4. RESOLUTION DES PROBLEMES : § Ecrire la réaction de dissolution dans l’eau en repérant le couple acide/base Ke § Si le pH est donné ⇒ calculer [ H3O+] = 10–pH et [ HO–] = [ H3O+] § ELECTRONEUTRALITE : Somme [ ions positifs] = Somme [ ions négatifs] § CONSERVATION DE LA MATIERE : [ Corps introduit]i = [ partie dissociée] + [ corps non dissocié]f 3 5. PROPRIETES DE LA DEMI-EQUIVALENCE Soit le couple ACIDE/BASE : * On peut écrire la réaction de neutralisation de l’acide avec la base forte HO– ACIDE + HO– → H2O + BASE ← A l’équivalence tout l’acide a disparu A la demi-équivalence la moitié de l’acide a disparu et il s’est formé autant de base ⇒ [ ACIDE] = [ BASE] * On peut écrire la réaction de neutralisation de la BASE avec l’acide fort H3O+ BASE + H3O+ → H2O + ACIDE ← A l’équivalence toute la base a disparu A la demi-équivalence la moitié de la base a disparu et il s’est formé autant d’acide ⇒ [ ACIDE] = [ BASE] 5.1. Solution TAMPON : • Définition : c’est une solution dont le pH varie très peu par ajout d’un peu d’acide ou d’un peu de base ou par dilution • Préparation : c’est un mélange équimolaire d’acide faible et de base forte ou de base faible et d’acide fort : on se situe alors à la demi-équivalence : comme [ ACIDE] = [ BASE] ⇒ pH = pKa Le pH de la solution tampon est correspond donc au pKa du couple acide/base H3O+]. [ BASE] [ 5.2. Zones de prédominance des ions : Comme Ka = [ ACIDE] [ ACIDE] > [ BASE] [ BASE] > [ ACIDE] pKa pH Exemple : soit le couple HCOOH / HCOO– pKa = 3,8 Quelle est l’espèce prédominante dans une solution à pH = 5,2 ? Comme pH > pKa, c’est l’espèce basique qui prédomine : l’espèce majoritaire est donc HCOO– . HCOO– prédomine HCOOH prédomine pKa = 3,8 pH = 5,2 pH