ACIDES FAIBLES ET BASES FAIBLES EN SOLUTION

ST2S_________Thème 2 - ACIDES ET BASES DANS LES MILIEUX BIOLOGIQUES______
Chapitre 1 : ACIDES FAIBLES ET BASES FAIBLES EN SOLUTION
1. ECHELLE DE pH
Sur les étiquettes d’eau minérales, on peut lire pH suivi d’une valeur voisine de 7. Le pH est une grandeur liée à l’acidité.
La valeur du pH est comprise entre 0 et 14
- Les solutions acides ont un pH inférieur à 7. pH<7
- L’eau pure a un pH égal à 7: elle est dite neutre
de + en + acides
- Les solutions basiques ont un pH supérieur à 7. pH>7
de + en + basiques Une solution est :
0
- d’autant plus acide que son pH faible
14
4
- d’autant plus basique que son pH est élevé
2. LE pH DES SOLUTIONS AQUEUSES.
2.1. DEFINITION.
+
-1
Toute solution contient des ions H3O . La concentration molaire de ces ions peut varier de quelques mol.L (solutions
-15
-1
fortement acides) à quelques 10 mol.L (solutions fortement basiques). La grandeur pH permet de comparer
+
commodément les valeurs des concentrations des ions H3O dans diverses solutions.
Pour se rendre compte de l’échelle importante des grandeurs de la concentration en ions oxonium qui ne peuvent être
représentés sur un axe à une échelle unitaire, on peut visualiser les concentrations à l’aide d’une échelle de longueurs
logarithmique.
+
+
On retiendra que le pH est lié à la concentration des ions H3O par la relation: pH = - log [H3O ]
+
Dans cette relation [H3O ] représente le nombre qui mesure la concentration molaire des ions H3O+ dans la solution
-1
exprimée en mol.L .
+
Inversement, la valeur du pH permet de calculer la concentration molaire des ions H3O , par la relation :
[H3O+] = 10-pH
Exemple 1.
-5
-1
Calculer le pH d’une solution aqueuse contenant des ions oxonium de concentration [H3O+] = 3,0 x 10 mol.L
-5
pH = - log (3.10 ) = 4,5
Exemple 2.
Calculer la concentration en ions oxonium d’une solution aqueuse de pH1 = 8,2
+
[H3O ]1= 10
-8,2
= 6.10
-9
mol.L-1
Exemple 3.
Calculer la concentration en ions oxonium d’une solution aqueuse de pH2 = 6,2 2
+
[H3O ]1= 10
-6,2
= 6,3.10
-7
mol.L-1
On remarque que pH1 > pH2 alors que [H3O+]1 < [H3O+]2
Remarques.
+
+
1- Lorsque la concentration en ions H3O augmente, le pH diminue,
et inversement.
[H3O ]
2- Dans toute solution aqueuse, le produit ionique Ke est constant :
+
-
Ke = [H3O ] . [HO ] = 10-14
+
;
pKe = 14
pH -
Donc, connaissant [H3O ] on peut connaître [HO ] et inversement.
+
-
+
-
Exemple 4 : Si [H3O ]= 10-8, que vaut [HO ] ? H3O ] . [HO ] = 10-14
-14
-8
-6
Donc [HO ] = 10 / 10 = 10
-
-
+
donne [HO ] = 10-14 / [H3O ]
-6
Conclusion : [HO ] = 10 mol.L-1
2.2. MESURE DU pH.
La mesure approchée du pH se détermine à l’aide de papier pH.
C’est un papier imprégné d’un mélange d’indicateurs colorés. Ce papier change de couleur en fonction du pH de la
solution.
Une détermination précise du pH s’effectue à l’aide d’un pH-mètre. (voir TP)
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3. ACIDES ET DES BASES DE BRONSTED.
3.1. DEFINITIONS
 Un ACIDE AH au sens de Brönsted est une entité chimique capable de CÉDER un ou plusieurs PROTON (s) H+
+
Selon la demi-équation acido-basique : HA = H + A
-
(1)
Acide
Nom
Demi-équation
HCl
CH3-COOH
NH4+
H 3O +
H 2O
Chlorure d’hydrogène acide
acétique
ion ammonium
ion oxonium
eau
HCl=Cl- +H+
CH3-COOH = CH3-COO- + H+
NH4+= NH3 + H+
H 3O + = H 2O + H +
H2O=HO- +H+
 Une BASE B au sens de Brönsted est une entité chimique capable de CAPTER un ou plusieurs PROTON (s) H+
+
selon la demi-équation acido-basique : B + H+ = BH (2)
Base
Nom
Demi-équation
NH3
CH3-COOClHOH 2O
Ammoniac
ion acétate
ion chlorure
ion hydroxyde
eau
NH3 + H+ = NH4+
CH3-COO- + H+ = CH3-COOH Cl+H+ =HCl
HO- +H+ =H2O
H 2O + H + = H 3O +
Remarque : L’eau apparaît à la fois comme acide et comme base, on dit que c’est une espèce chimique AMPHOTÈRE
3.2. LES COUPLES ACIDE / BASE ET LA DEMI-EQUATION ACIDO-BASIQUE.
-
+
Quand un acide AH fournit un proton H , il produit une espèce chimique A capable de fixer ce proton. Dans la demi-
équation (1), l’espèce chimique A est donc une base : c’est LA BASE CONJUGUÉE de l’acide AH.
+
De même, quand une base capte un proton H , elle engendre une espèce chimique susceptible de perdre ce proton. Dans
la demi-équation (2) l’espèce chimique BH est donc un acide : c’est L’ACIDE CONJUGUÉ de la base considérée.
A tout acide correspond donc une base et à toute base correspond un acide.
L’ensemble de deux espèces conjuguées constitue UN COUPLE ACIDO-BASIQUE. : HA/A
-
ATTENTION : l’acide est écrit avant la base.
A un couple acide/base, on associe LA DEMI-ÉQUATION ACIDO-BASIQUE , qui peut être écrite dans un sens ou dans
ACIDE = H+ + BASE CONJUGUÉE
l’autre :
Exemples : Couples
NH4+/ NH3
CH3-COOH / CH -COO
+
H 3O / H 2O
H2O / HO
-
Nom de l’acide
Nom de la base
ion ammonium
acide acétique
ion oxonium
eau
Ammoniac
ion acétate
eau
ion hydroxyde
Exemple : Écrire la demi-équation acido-basique du couple CH3NH3+/ CH3NH2 : CH3NH3+ = H+ + CH3NH2
Indiquer qui est la base : CH3NH2 ; qui est l’acide : CH3NH3+
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4. ACIDE FORT & ACIDE FAIBLE
Un acide fort est un acide qui réagit TOTALEMENT avec l’eau.
Il est complétement dissocié dans l’eau, seule la forme basique existe en solution aqueuse
mais elle est indifférente à l’eau (elle ne réagit pas avec l’eau).
A-(aq)+ H3O+(aq)
AH(aq)+ H2O
On pourra écrire l’équation:
On aura alors la relation entre la concentration C en acide dans la solution et la concentration [H3O+] : [H3O+] = C
Un acide faible est un acide qui réagit PARTIELLEMENT avec l’eau. Il .existe dans l’eau.
On pourra écrire l’équation:
A-(aq)+ H3O+(aq)
AH(aq) + H2O(liq)
On aura alors la relation entre la concentration C de la solution et la concentration [H3O+] : .... [H3O+] < C
Exemple 5.
-2
Une solution d’acide benzoïque C6H5COOH de concentration molaire apportée C = 1,0 x 10 mol/L possède un pH=3,1.
3
+
1. Calculer la concentration en ions H O : [H3O+] =10-pH = 10-3,1 = 7,9.10-4 mol.L-1
-2
2. L’acide benzoïque est-il un acide fort ou un acide faible ? 7,9.10-4 < 1,0 x 10 donc [H3O+] < C. C’est donc un acide faible.
+
3. Ecrire l’équation de la réaction de l’acide C6H5COOH avec l’eau : C6H5COOH + H2O == H3O + C6H5COO
-
Exemple 6.
-4
Une solution d’acide chlorhydrique HCl de concentration molaire apportée C = 1,0 x 10 mol/L possède un pH égal à 4,0.
+
1. Calculer la concentration en ions H3O : [H3O+] = 10-pH = 10-4 mol.L-1
2. L’acide chlorhydrique est-il un acide fort ou un acide faible ? .c’est un acide fort car C = [H3O+]
+
H3O + Cl
3. Ecrire l’équation de la réaction de l’acide HCl avec l’eau : HCl + H2O
-
5. CONSTANTE D’EQUILIBRE Ka D’UNE REACTION ACIDO BASIQUE.
5.1. DEFINITION.
-
-
L’équilibre chimique entre HA, acide faible, et A se traduit donc par la réaction réversible suivante : HA + H2O = A + H3O
+
-
Par définition la grandeur Ka appelée CONSTANTE D’ACIDITÉ et caractéristique du couple HA/A , a pour expression :
Ka = [H3O+] . [A-] / [HA]
Comme on définit le pH , on définit la valeur logarithmique du Ka :
pKa = - log Ka
Exemple 7.
On considère la réaction
C6H5CO2H + H2O = C6H5COO-+ H3O+ Donner l’expression de sa constante d’équilibre Ka :
+
Ka = (C6H5COO ) . (H3O ) / (C6H5CO2H )
Exemple 8.
-11
-
On donne la valeur Ka = 5 x 10 , grandeur caractéristique du couple HCO3 / CO321.
-11
En déduire la valeur du pKa de ce couple : pKa = - log Ka soit, pKa = -log (5 x 10 ) = 10,3
Il s’agit donc d’un acide faible.
-
-
2. Ecrire l’équation de la réaction de l’acide HCO3 avec l’eau : HCO3 + H2O == CO32- + H3O
+
Remarque :
pKa = 14 pour le couple H2O / HO-
; Pour les acides faibles 14<pKa< 0 ;
pKa = 0 pour le couple H3O+]/H2O
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5.2. CLASSIFICATION DES COUPLES ACIDO-BASIQUES.
On retiendra :
pKa
Un acide est d’autant plus faible que le Ka du couple auquel il appartient est .petit et donc que son pKa est grand
Une base est d’autant plus faible que le Ka du couple auquel elle appartient est .élevé et donc que son pKa est petit
Pour un couple acide/base, plus l’acide est .fort et plus la base est faible.
Ka
Exemple 9
Couples C3H6O3/ C3H6Oa / a’
pKa
3,9
;
C3H4O3/ C3H3O3- ;
b / b’
2,5
C2H4O2/C2H3O2c / c’
4,8
;
C9H8O4/ C9H7O4d / d’
3,5
Classer les bases ci-dessus du plus fort au plus faible : c’ - a’ – d’ – b’
Classer les acides ci-dessous du plus fort au plus faible : b – d – a – c
Conclusion :
Plus pKa est faible ( et Ka élevé), plus l’acide est fort et sa base conjuguée est faible
Plus pKa est grand ( et Ka petit ), plus l’acide est faible et sa base conjuguée est forte.
6. DOMAINES DE PREDOMINANCE.
6.1 DIAGRAMMES
D’après la définition du pH et du pKa pour une solution contenant le couple HA /A-, on démontre que : pH = pKa + log (A ) / (AH).
Si pH de la solution est inférieur au pKa du couple, alors (A-)/ (AH) <1 et (HA) > (A-) : on dit que AH est prédominant par rapport à la
forme basique A .
Si pH de la solution est supérieur au pKa du couple, alors (A-)/ (AH) >1 et (HA)< (A-) : on dit que A- est prédominant par rapport à la
forme acide AH.
Si pH est égal à pKa, alors la solution contient autant de forme acide que de forme basique du couple AH/A
-
On définit ainsi graphiquement les domaines de prédominance de l’acide HA et de sa base conjuguée A -.
Forme AH prédominante pH<pKa
(AH) = (A-)
pKa Forme A-­‐ prédominante pH > pKa
pH
Exemple 10.
L’acide benzoïque C6H5-COOH appartient au couple C6H5-COOH / C6H5-COO- qui a pour valeur de pKa = 4,2.
Le pHmètre indique 3,1 pour le pH d’une boisson.
+
1. Ecrire l’équation de réaction de l’acide benzoïque avec l’eau :. C6H5CO2H + H2O = C6H5COO + H3O
2. Tracer le diagramme de prédominance du couple.
C6H5COO- prédominant
C6H5CO2H prédominant
pH = 3,1
pH
pKa = 4,2
3. En déduire l’espèce prédominante dans la boisson : à pH=4,2 c’est la forme acide C6H5CO2H qui prédomine dans la boisson. Lycée ND Bonsecours
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6.2. APPLICATION AUX INDICATEURS COLORES DE pH.
De manière plus générale, les indicateurs colorés de pH sont constitués par des couples acide/base dont les
espèces conjuguées ont des couleurs différentes.
Notons HInd et Ind- les espèces acide et basique d’un indicateur coloré. En solution aqueuse, le couple HInd / Ind-,
de constante d’acidité Ka, est en équilibre selon l’équation :
HInd + H2O == Ind-­‐ + H3O+ La teinte de l’indicateur dépend de l’espèce qui prédomine et donc du pH de la solution.
On définit 3 domaines
Mélange
Couleurs 1 et 2
HInd : couleur 1
Ind- : couleur 2
pH
pKa -­‐ 1 pKa -­‐+1 Quand le pH est compris entre pKa - 1 et pKa + 1, la couleur observée est un mélange des deux couleurs
correspondant aux formes acide et basique : c’est la zone de virage de l’indicateur.
Exemple : pour la Phénolphtaléine, on donne la zone de virage : Incolore 8,1 - 9,8 Rose fuschia
Cela signifie : pour un pH < 8,1, la couleur est incolore
pour un pH > 9,8 , couleur rose fuschia
Application 11.
On donne le pKa = 6,8 du Bleu de Bromothymol (BBT). C’est un indicateur coloré : la forme acide est jaune, la
forme basique bleue.
1°) Tracer le diagramme de prédominance caractéristique des indicateurs colorés. Faire apparaître les couleurs
des différentes zones.
On fait le diagramme de prédominance :
JAUNE
VERT
BLEU
pH
pH = 4,8
6,8 -1= 5,8
6,8 + 1=7,8
pH = 6,3
2°) Quelle est la couleur prise par une solution contenant du BBT, dont le pH mesuré vaut 4,8 ? JAUNE
3°) Même question pour une solution contenant du BBT, dont le pH mesuré vaut 6,3 ? VERT
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