->L'eau est un composé amphotère: H20+H20=H30+ + H0- ->produit ionique de l'eau Kecorrespond constante d'equilibre de la reaction d'autoprotolyse: Ke= [H30+]eq [HO-]eq/ (C**0)**2 c**0= 1mol/L on definit aussi Pke=-log [ke] ke depend temperature calculer le produit ionique grace pke: Ke=10**-pke L'acide AH d'un couple acide base AH/A- est susceptible de réagir avec l'eau base d'un couple H30+/H20 AH + H20 = A- + H30+ transformation quasi totale (c'est à dire a un taux d'avancement final très proche de 1 ou 100 pourcent) l'acide AH est dit dans le cas contraire un acide faible Acide fort: arrive tjr donner proton la reaction est considerer comme totale acide faible: arrive pas donner proton on peut arrive systeme en etat dequilibre chimique Exemple acide fort et faible: Le chlorure d'hydrogène HCl acide fort: HCl + H2O = Cl- + H30+ HCl n'existe pas dans une soution aqueuse L'acide ethanoïque CH3COOH acide faible CH3COOH + H20=CH03COO- + H30+ La base A- d'un couple acide base AH/A- est susceptible de réagir avec l'eau base d'un couple H20+/HO- A- + H20 = AH + H0- transformation quasi totale la base AH est dite forte. peut pas exister en solution aqueuse. cas contraire la base est dite faible Exemple de base fort et faible L'hydroxyde de sodium NaOH est une base forte donc NaOH n'existe pas en solution aqueuse. Une solution d'hydroxyde de sodium est constirué d'ions hydroxyde et d'ion sodium (Na+ ; HO-) l'ammoniac NH3 est une base faible sa reaction avec l'eau est non totale: NH3 + H2O = NH4+ + HO- l'ammoniac co existe avec NH4+ et HO- La reaction etant totale, une solution contiendra des ions oxonium H3O+ en meme quantite que la concentration en acide apporté reaction total donc: xf=xmax=CV Pour une solution d'acide fort de concentration en acide apporté Cf. [H3O+]eq=c et pH=-log[H3O+]=-log(c/c**0) V. Composition finale d'une solution d'acide faible (de pH connu) : Le tableau d'avancement ne change pas réduction nest plus totale : nf(A-)=nf(H3O+)=cf [H3O+]f=[A-]f=10**-pH [AH]f=(cV- xf) /V =C- xt/V =c - (H30+)f =C- 10**-pH taux T = xf/max =[H3O+]f x V /cV =10**-pH/c Connaissant le pH d'une solution d' acide faible, on déduire les concentrations en acide et en base ainsi que le taux d'avancement T. Remarque : Pour solution de base faible concentration apportée c dont le pH est connu, on procède de même en étudiant la réaction entre la base et l'eau: A- + H2O = AH + HO- (on exprime toutes les concentrations en fonction de [HO] que l'on repose à [H3O'] à l'aide du produit ionique de l'eau Ke). VI. Force des acides et des bases A) Constante d'acidité KA De manière analogique au Ke (pour la réaction d'autoprotolyse de l'eau), nous définissons pour une constante d'acidité, notée K pour la réaction entre un acide AH et l'eau: Cette coristante s'écrit: KA= [A-]eq [H3O+]eq/[AH]eq avec c =1 mol/L On définit également : pk=-log(KA) ce qui implique que KA=10-pKA B) Force des acides et des bases faibles Parmi les acides faibles certains sont plus « forts » plus aptes à céder leur proton. C'est là que la constante d'acidité nous aide : Plus la constante d'acidité K, d'un couple acide-base AH/A- est grande (ou plus son pKA est petit), plus la force de l'acide AH est élevée et plus la force de la base A- est basse Ces valeurs de KA (ou pkA) sont des constantes en chimie (elles ne dépendent que de la température et sont données à 25 C) et permettent de classer les acides et bases selon leurs « forces » VII. Acides et bases faibles en solution A) Relation entre le pH et le pK, (ou relation de Henderson) KA= [A-]eq [H3O+]eq/[AH]eq ->-log (KA) = -log ( [A-]eq [H3O+]eq/[AH]eq) = -log ([A-]eq/[AH]eq)-log ([H3O+]eq) -> -log (KA)=pKA = -log ([A-]eq/[AH]eq) + pH -> pH = pKA + log ([A-]eq/[AH]eq) B) Diagramme de prédominance Un diagramme de prédominance d'un couple est un axe sur lesquels sont indiqués les domaines de prédominance de l'acide AH et de la base H, c'est-à-dire les intervalles de pH sur lesquels la concentration de l'uni est supérieure à celle de l'autre Dapres la relation établie au paragraphe précédent: Si pH < pKA + log ([A-]eq/[AH]eq) <0 donc ([A-]eq/[AH]eq) < 1 et [AH]eq > [A-]eq: l'espèce prédominante est AH. - Si pH=pk [AH]eq=[A-] eq il y a autant de AH que A- - Si pH>pk [AH]eq<[A-] eq l'espèce prédominante est A- C) Diagramne de distribution Un diagramme de distribution indique les proportions (souventen %) des espèces acides et basiques d'une coupe en fonction du pH. A l'intersection des deux courbes, on a [AH]eq= [A-] c'est a dire pH= pkA d'après la relation de Henderson VIII. Savoir-faire A) Repérer l'équivalence d'un titrage Lors d'un titrage colorimétrique, le repérage de l'équivalence utilise le changement de couleur d'un indicateur colore. La zone de virage de cet indicateur doit alors inclure le pH à l'équivalence. B) Solution tampon Une solution tampon solution ou pH varie peu par dilution ou par ajout modéré acide ou d'une base Ces solutions permettent d'étalonner les pH-mètres, sont constituées d'un mélange dacide faible et de sa base conjuguée. Le sang est une solution tampon.