Lisez la fiche "notions essentielles" en équilibres acido-basiques

Les équilibres acido-basiques

Objectifs

  Revoir

• les définitions d'une espèce acide et d'une espèce basique
• le concept de "force" des acides et des bases (fort / faible)
• le tracé et l'utilisation du diagramme de prédominance
• les différentes formules de calcul de pH

I. 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	\({A^ - } + {H_2}O \rightleftharpoons AH + O{H^ - }\)	\({K_b} = \frac{{\left[ {O{H^ - }} \right]\left[ {AH} \right]}}{{\left[ {{A^ - }} \right]}}\)

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 pK_ad’un couple est petit, plus l’acide du couple est fort et inversement,
plus le pK_a 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 pK_a 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

Faire la liste des espèces présentes en solution Déterminer le caractère acide ou basique ou amphotère, fort ou faible de ces espèces Écrire les équations des réactions chimiques qui peuvent avoir lieu et faire un bilan de matière (un tableau d’avancement) Déterminer l’espèce (ou les espèces) qui impose(nt) le pH et en cas de réaction chimique, prendre en compte l’état final du tableau d’avancement Si espèce à caractère fort, calculer le pH (cf. formules)          Si espèce à caractère faible, vérifier son comportement en solution (cf. formules)

Comportement fort ou faible Calculer le pH avec la formule correspondante

Comportement de force moyenne Poser les différentes équations (électro-neutralité, conservation de la matière…) qui permettent de calculer la concentration exacte en ions H3O+ et donc le pH

2. Formules