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COUPLES ACIDES-BASES - CONSTANTE D’ACIDITE - leçon n° 5

 

Cette leçon comporte six paragraphes. 


1- DEFINITION DE BRÖNSTED


· Un acide est une molécule ou un ion pouvant céder au moins un proton H +

· Une base est une molécule ou un ion pouvant capter au moins un proton H +

· Un couple acide / base est constitué d’un acide et d’une base conjugués c’est-à-dire reliés par :

AcideBase + H +

 

2- CONSTANTE D’EQUILIBRE D’UNE REACTION ACIDO-BASIQUE


2.1 Constante d'équilibre

A la réaction d’équation-bilan A1 + B2B1 + A2 se déroulant en phase homogène est associée la constante d’équilibre :

La valeur de K est indépendante de la présence éventuelle d’autres espèces chimiques.

K ne dépend que de la température.

Remarques :

- Si une concentration, par exemple [ B2 ], est constante, on définit la constante réduite :

- On convient de ne pas mettre d’unité à K et à Kr (voir enseignement post baccalauréat).


2.2 Constante d’acidité Ka et pKa

Considérons l’équilibre acido-basique :

RCOOH + H2ORCOO - + H3O +

- Les ions H + donnés par l'acide RCOOH sont reçus par la base H2O. La réaction inverse permet aux ions acides H3O+ de donner des protons H + aux ions basiques RCOO -.

- On sait que [ H2O ] = 55,6 mol / L = constante à 25 °C (voir le problème 3 A).

A cet équilibre est donc associée la constante d’acidité réduite Ka :

On définit également le pKa associé à l'équilibre par la relation :

pKa = - log Ka

Remarques :

- Ka ne dépend pas de la présence éventuelle d’autres espèces chimiques.

- Ka dépend de la température.

- Les tables donnent généralement pKa = - log Ka à la température de 25 °C.


2.3 Comparaison de deux acides.

· Comparaison théorique

Reprenons l’équilibre RCOOH + H2ORCOO - + H3O + avec :

Un acide est d’autant plus fort qu’il réagit plus complètement avec l’eau en donnant des ions oxonium (hydronium) H3O + . Par conséquent :

De deux acides, le meilleur est celui qui possède le Ka le plus grand et donc le pKa le plus petit.

C’est l’inverse pour une base :

De deux bases, la meilleure est celle qui possède le Ka le plus petit et donc le pKa le plus grand.

On peut représenter cela sur l'échelle des pka :

Dans l'eau, l'acide présent le plus fort est H3O + (pKa = 0 pour le couple H3O +/ H2O). Les autres acides forts (comme HCl) réagissent totalement avec l'eau en donnant des ions H3O + et des bases indifférentes (comme Cl -). (voir la leçon 3)

Dans l'eau, la base présente la plus forte est HO - (pKa = 14 pour le couple H2O / HO -). Les autres bases fortes (comme l'ion éthanolate CH3CH2O -), réagissent totalement avec l'eau en donnant des ions HO - et des acides indifférents (comme l'éthanol CH3CH2OH). (voir la leçon 3)

· Comparaison expérimentale

A concentration égale, le meilleur de deux acides est celui dont la solution aqueuse a le pH le plus petit. C’est l’inverse pour les bases.

· Remarque 1 : Un couple étant donné, plus faible est l'acide, moins faible est la base conjuguée.

· Remarque 2 : Un acide fort comme HCl est totalement dissocié dans l'eau :

HCl + H2OCl - + H3O +

La constante d'acidité , dans le solvant eau, est très grande.


2.4 Aide mémoire
 : Pour tracer les échelles de potentiel d'oxydoréduction (voir le problème résolu 1 A ) et de pKa :

Retenir le sigle O.R.B.A.

O.R. pour Oxydant | Réducteur et B.A. pour Base | Acide

O.R.

Echelle des potentiels d'oxydoréduction

B.A.

Echelle des pKa

 

 

3- pH ET DOMAINE DE PREDOMINANCE


Prenons le logarithme décimal de :

Il vient :

On sait que p H = - log [ H3O + ] et que pKa = - log Ka. La relation ci-dessus s'écrit donc :

pKa = pH -

Finalement :

Cette relation montre que :

- Si [ Base ] = [ Acide ] alors pH = pKa car log 1 = 0

- Si [ Base ] > [ Acide ] alors pH > pKa car log x > 0 si x > 1

- Si [ Base ] < [ Acide ] alors pH < pKa car log x < 0 si x < 1

 

Résumons sur un axe horizontal :

 

 

4- INDICATEURS COLORES 


Un indicateur
coloré est constitué par un couple acide faible / base faible dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.

La couleur observée lorsqu’on met quelques gouttes d’indicateur coloré dans une solution dépend du pH de cette solution.

Par exemple pour l’hélianthine dont le pKa = 3,4 la forme acide est rouge et la forme basique est jaune :

La zone de virage est comprise entre pKa –1 et pKa +1 environ (soit entre 2,4 et 3,4)

 
5- EVOLUTION D’UNE REACTION ACIDO-BASIQUE


Soit la réaction d'équation-bilan : A
1 + B2B1 + A2 .

La constante associée est :

Multiplions le numérateur et le dénominateur par [ H3O + ] :

Cette relation est toujours vraie si l'acide 1 est écrit à gauche dans l'équation-bilan de la réaction étudiée :

A1 + B2B1 + A2

Si K > 1000 la réaction peut être considérée comme étant totale vers la droite. Le réactif en défaut ou les deux réactifs A1 et B2 (s'ils sont initialement placés dans des proportions stœchiométriques) disparaissent quasi complètement.

Si K < 0,001 , la réaction est très limitée vers la droite.

Si 0,001 < K < 1000 la réaction conduit à un équilibre chimique. Les quatres espèces chimiques sont présentes dans la solution aqueuse.

A RETENIR

 

· Evolution d'une réaction acido-basique.

- A la réaction d'équation-bilan :

A1 + B2B1 + A2

est associée la constante d'équilibre :

(Cette relation est toujours vraie si l'acide 1 est écrit à gauche dans l'équation-bilan de la réaction).

- Si K > 1000 la réaction peut être considérée comme étant totale vers la droite. Le réactif en défaut ou les deux réactifs A1 et B2 disparaissent quasi complètement.

- Si K < 0,001 la réaction n'a pratiquement pas lieu. La réaction inverse, elle, serait quasi totale.

- Si 0,001 < K < 1000 la réaction conduit à un équilibre chimique. Les quatres espèces chimiques sont présentes. Les deux réactifs ne disparaissent que partiellement.

· Règle du gamma direct : La réaction entre un acide A1 et une base B2 est totale si :

- sur l’échelle des pKa ci-dessus un gamma direct peut relier les réactifs et les produits.

- la différence des pka des deux couples est supérieure à 3 (on a alors K > 1000) .

 

6- EXERCICE RESOLU


ENONCE
 :


· 1- L'équation-bilan (1) CH3COOH + HO - ® CH3COO - + H2O correspond-elle à une réaction très avancée ? (c)


·
2- L'équation-bilan (2) CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + correspond-elle à une réaction très avancée ? (c)


SOLUTION :


· 1- (e) Représentons sur une échelle les pKa des couples concernés par la réaction d'équation-bilan :

CH3COOH + HO - ® CH3COO - + H2O (1)

Sur l'échelle des pKa (aide mémoire : O.R. B.A) on encadre les espèces présentes en quantité notable au début de la réaction.

La constante réduite associée à (1) CH3COOH + HO - ® CH3COO - + H2O est :

K = [ CH3COO - ] / [ CH3COOH ] [ HO - ]

Multiplions haut et bas par [ H3O + ] :

K = [ H3O + ] [ CH3COO - ] / [ CH3COOH ] [ HO - ] [ H3O + ]

K = Ka1 / Keau

K = 10 4,8 / 10 – 14 = 10 9,2.

La réaction (1) est quasi totale car K > 1000 ce qui équivaut à dire :

- un gamma direct joint les réactifs et les produits sur l'échelle ci-dessus. (tracer ce gamma direct)

- la différence des pKa des 2 couples est > 3

On utilise une flèche simple pour écrire l'équation de la réaction (1)


· 2- (e) La constante associée à la réaction :

(2) CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + est :

K = [ H3O + ] [ CH3COO - ] / [ CH3COOH ] = 10 4,8.

La réaction (2) est très limitée car K < 0,001 ( gamma inverse, différence des pKa > 3 ) (tracer ce gamma inverse)

On utilise donc une double flèche pour écrire l'équation de la réaction qui n'a pratiquement pas lieu :

CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + (2).

 

A VOIR :

Problème résolu n° 5 A : Réactions acido-basiques et calcul des constantes associées.

Problème à résoudre n° 5 B : Etude du couple acide benzoïque / ion benzoate (Bac).

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