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Les équilibres acido-basiques
Objectifs
RevoirI. Définitions selon
Brönsted et Lowry
acide = espèce capable de céder un (ou plusieurs) proton(s)
base = espèce capable de capter un (ou plusieurs) proton(s)
Ampholyte = espèce possédant les propriétés d’un acide et d’une base.
\(pH = - \log \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\)
Un couple acido-basique est formé par un acide et sa base conjuguée.
Une réaction acido-basique est un échange de protons entre un acide qui cède des protons qui sont captés par une base.
Une solution tampon est une solution constituée d'un acide faible et de sa base faible conjuguée, dans des concentrations telles que les variations de pH sont négligeables lors de l'ajout de petites quantités d'un acide fort ou d'une base forte ou lors d'une dilution. Une solution tampon est caractérisée par son pH et sa concentration.
II. Les constantes d’équilibre des couples acido-basiques
| Constante |
Symbole |
Réaction |
Expression
de la constante d’équilibre |
|---|---|---|---|
| Produit ionique de l’eau |
Ke |
\(2\;{H_2}O \rightleftharpoons {H_3}{O^ + } + O{H^ - }\) |
\({K_e} = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ - }} \right] = {10^{ - 14}}\) |
| Constante
d’acidité |
Ka | \(AH + {H_2}O \rightleftharpoons {A^ - } + {H_3}{O^ + }\) |
\({K_a} = \frac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {{A^ - }} \right]}}{{\left[ {AH} \right]}}\) |
| Constante
de basicité |
Kb | \({A^ - } + {H_2}O \rightleftharpoons AH + O{H^ - }\) |
\({K_b} = \frac{{\left[ {O{H^ - }} \right]\left[ {AH} \right]}}{{\left[ {{A^ - }} \right]}}\) |
Pour chacune des
constantes : pKx = - log Kx
et \(p{K_e} = p{K_a} + p{K_b}\)
III. Force des acides et des bases
| Caractère |
Propriétés dans l'eau |
Réaction pour un acide |
Réaction pour une base |
|---|---|---|---|
| Espèces forte |
Totalement dissociée |
\(AH + {H_2}O \to {A^ - } + {H_3}{O^ + }\) avec pKa
<0 |
\({A^ - } + {H_2}O \to AH + O{H^ - }\) avec pKa > 14 |
| Espèce faible |
Partiellement dissociée | \(AH + {H_2}O \rightleftharpoons {A^ - } + {H_3}{O^ + }\) avec 0
< pKa < 14 |
\({A^ - } + {H_2}O \rightleftharpoons AH + O{H^ - }\) avec 0 < pKa < 14 |
Plus le pKad’un couple est petit, plus l’acide du couple est fort et inversement,
plus le pKa est grand plus la base du couple est forte
En comparant le pH d’une solution au pKa d’un couple acido-basique, il est possible de déterminer l’espèce du couple (acide ou base) qui est présente dans cette solution grâce au tracé du diagramme de prédominance des espèces.
Voici l’exemple pour le couple CH3COOH / CH3COO- dont le pKa est égal à 4,8.
Le tracé du diagramme et son utilisation sont décrit dans la vidéo.
III. Calcul du pH d’une solution
1. Méthodologie
Si espèce à caractère faible, vérifier son comportement en solution (cf. formules) | |
Comportement fort ou faible
|
Comportement de force moyenne
|
2. Formules
Composé en solution |
Critère à vérifier |
Comportement en solution |
Formule approchée de calcul de pH |
|
|
Acide fort (pKa < 0) |
CA > 10-6,5 mol/L |
— |
\(pH = - \log \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\) | |
|
Base forte (pKa > 14) |
CB > 10-6,5 mol/L |
— |
\(pH = pKe + \log \left[ {O{H^ - }} \right]\) | |
|
Acide faible (0 < pKa < 14) |
\(p{K_a} + \log {C_A}\)
|
? -1 |
Monoacide fort |
\(pH = - \log {C_A}\)
|
|
? 2 |
Acide faible |
\(pH = \frac{1}{2}\left( {p{K_a} - \log {C_A}} \right)\)
|
||
|
Compris entre -1 et 2 |
Acide de force moyenne |
Non demandé |
||
|
Base faible (0 < pKa < 14) |
\(p{K_a} - \log {C_B}\)
|
? 15 |
Monobase forte |
\(pH = p{K_e} + \log {C_B}\)
|
|
? 12 |
Base faible |
\(pH = \frac{1}{2}\left( {p{K_e} + p{K_a} + \log {C_B}} \right)\)
|
||
|
Compris entre 12 et 15 |
Base de force moyenne |
Non demandé |
||
|
— |
— |
\(pH = \frac{1}{2}\left( {pK_{a1}^{} + p{K_{a2}}} \right)\)
|
||
|
— |
\(pH = p{K_a} + \log \left( {\frac{{{C_B}}}{{{C_A}}}} \right)\)
|
||