* A 25°C, l'eau pure a un , elle contient donc des ions en petite quantité :
2. Autoprotolyse de l'eau
* La présence d'ions dans l'eau résulte de l'ionisation très partielle de l'eau :
une molécule d'eau cède 1 proton à une autre molécule d'eau et il se forme un ion oxonium (ou hydronium)
et un ion hydroxyde ;
* L'équation-bilan de cette transformation est ;
* Cette réaction est l'autoprotolyse de l'eau.
* Ainsi, dans l'eau .
3. Produit ionique de l'eau
a. Définition
Produit ionique de l'eau
* Le produit ionique de l'eau est la constante d'équilibre de l'autoprotolyse de l'eau,
dont l'équation-bilan est la suivante : .
* Ainsi :
avec
b. Propriétés
* A 25°C, ;
* et sont les concentrations en quantité de matière (ou molaires)
de et à l'équilibre, exprimés en ;
* Dans toutes les solutions aqueuses, ;
* est indépendante des substances dissoutes ;
* dépend de la température : si augmente alors augmente (par exemple : à 60°C, ).
c. Notion de pKe
Définition
On définit :
* Ainsi, à 25°C, .
II. Les trois sortes de solution aqueuses
1. Les solutions neutres
* A l'équilibre, on a .
* Or par définition du produit ionique de l'eau
donc
Soit (car )
* A 25°C, .
*Exemple : solution de chlorure de sodium : .
2. Les solutions acides
* A l'équilibre, on a
Soit (car )
* A 25°C, .
*Exemples :
solution d'acide chlorhydrique : ;
solution d'acide éthanoïque : ;
solution de chlorure d'ammonium :
et .
3. Les solutions basiques
* A l'équilibre, on a
Soit (car )
* A 25°C, .
*Exemples :
solution d'hydroxyde de sodium (ou soude) : ;
solution d'éthanoate de sodium :
et .
III. Constante d'acidité d'un couple acide/base
1. Définition
Constante d'acidité
* La constante d'acidité du couple , notée , est la constante d'équilibre de la réaction
l'acide avec l'eau.
* L'équation de cette transformation est .
* La constante d'équilibre s'écrit alors :
2. Propriété
* ne dépend que de la température.
3. Exemples
* pour le couple :
;
à 25°C.
* pour le couple :
;
.
* pour le couple :
;
à 25°C.
4. Notion de pKa
a. Définition
Notion de pKa
On définit
b. Exemples
* Pour le couple , ;
* pour le couple , ;
* pour le couple , .
5. Utilisation du : diagramme de prédominance
* Pour le couple : ;
* La constante d'acidité du couple est
Soit
* Ainsi :
si alors ;
si alors prédomine ;
si alors prédomine.
* Le domaine de prédominance des espèces et se schématisera de la façon suivante :
* Le diagramme de distribution des espèces et se schématisera de la façon suivante :
(d'après ressources.unisciel.fr)
IV. Indicateur coloré
1. Définition
Indicateur coloré
Un indicateur coloré est un couple acide/base, noté , dont les deux espèces conjuguées ont des couleurs différentes.
2. Zone de virage
* Pour le couple , l'équation de la réaction de l'acide avec l'eau est
. Ce couple est caractérisé par son .
* et n'ont pas la même couleur. Ainsi, suivant le pH de la solution dans laquelle on introduit
quelques gouttes de l'indicateur coloré, on voit une couleur différente :
si , prédomine : on voit la couleur de ;
si , prédomine : on voit la couleur de ;
si , : on voit la superposition des couleurs
de et de . Cette zone de pH est la zone de virage de l'indicateur coloré.
si alors : l'indicateur coloré a sa teinte sensible.
3. Exemples
* Pour le bleu de bromothymol :
* Pour la phénolphtaléïne et l'héliantine
(d'après guy-chaumeton.pagesperso-orange.fr)
V. Comparaison du comportement en solution des acides entre eux et des bases entre elles
1. Cas des acides
* On compare deux solutions de deux acides de même concentration .
* On compare les taux d'avancement finaux et des réactions des acides
et avec l'eau. Les équations de ces réactions sont :
;
.
si , pour une contentration donnée, la solution de contient plus d'ions
que la solution . Donc cède plus facilement un proton que .
est plus dissocié ou plus déprotoné que (= est un acide plus fort que ).
* On compare le pH de ces deux solutions :
le pH de la solution de de concentration est ;
le pH de la solution de de concentration est ;
si alors . Donc cède plus facilement un proton
que . est plus dissocié ou plus déprotoné que
(= est un acide plus fort que ).
* On compare les constantes d'acidité et des couples et :
et .
Si alors l'acide a plus réagi avec l'eau que l'acide .
est plus dissocié ou plus déprotoné que (= est un acide plus fort que ).
Remarque : [/tex]
2. Cas des bases
* Soient et les bases conjuguées des acides et ,
étant un acide plus fort que .
* On compare les taux d'avancement finaux et des réactions des bases et
avec l'eau :
, de constante d'équilibre
, de constante d'équilibre
Or
et
donc ;
De même, on peut démontrer que .
On avait donc .
Ainsi, pour une concentration donnée, si alors la solution de contient plus d'ion
que la solution de : est une base plus protonée que
(= est une base plus forte que ).
Remarque : la base la plus forte est conjuguée à l'acide le plus faible.
* On compare les pH des deux solutions :
pour des solutions de même concentration , si est une base plus forte que ,
alors .
Or, par définition du produit ionique,
et
donc et
Ainsi .
* On compare les constantes d'acidité et des couples et .
Si alors la base est plus forte que la base .
3. Classement des couples acide/base
* Pour les couples de l'eau, on a :
pour , et ;
pour , et ;
Si est un acide plus fort que alors :
4. Pour les acides forts et les bases fortes
* Leur réaction avec l'eau est totale.
* Le taux d'avancement d'une telle réaction est donc .
* Leur espèce conjuguée est une espèce indifférente.
*Exemples :
solutions avec un acide fort : acide nitrique, acide chlorhydrique, acide sulfurique, etc.
solutions avec une base forte : hydroxyde de sodium, hydroxyde de potassium, hydroxyde de lithium, etc.
VI. Transformations (ou réactions) acides-bases
* Une réaction acido-basique est très rapide, donc l'état d'équilibre est toujours atteint en solution.
* On n'écrira donc pas eq.
1. Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique
*Cette réaction est un transfert d'un proton de l'acide sur la base .
* Elle met en jeu deux couples : et .
* Les constantes d'acidité de ces couples sont :
;
et .
* Les de ces couples sont
et .
A retenir
* Considérons la réaction entre et :
Son équation est .
La constante d'équilibre associée à cette réaction est .
On multiplie en haut et en bas par et on obtient :
si , la réaction entre et est quasi-totale : on dit qu'elle est quantitative (elle permet de faire des dosages) ;
si , la réaction entre et est partielle ;
si , la réaction entre et est quasi-inexistante.
2. Quelques exemples
a. Dissolution d'un acide faible dans l'eau
* On dissout de l'acide benzoïque C6H5-COOH dans de l'eau.
* C6H5-COOH est l'acide du couple C6H5-COOH/C6H5-COO- de pKa1 = 4,2.
* H2O est la base du couple H3O+/H2O de pKa2 = 0.
* L'équation de la réaction acido-basique est C6H5-COOH + H2O = C6H5-COO- + H3O+.
* La constante d'équilibre est
K = 10-4,2 < 10-3 donc la réaction est quasi-inexistante.
* Donc pour une solution d'acide benzoïque de concentration C, [C6H5-COOH] C, mais c'est quand même cette réaction qui contrôle le pH de cette solution.
b. Dissolution d'une base faible dans l'eau
* On dissout de l'ammoniac NH3 dans de l'eau.
* NH3 est la base du couple NH4+/NH3 de pKa2 = 9,2.
* H2O est l'acide du couple H2O/HO- de pKa1 = 14.
* L'équation de la réaction acido-basique est NH3 + H2O = NH4+ + HO-.
* La constante d'équilibre est < 103 donc la réaction est quasi-inexistante.
Donc pour une solution d'ammoniac de concentration C, [NH3] C, mais c'est quand même cette réaction qui contrôle le pH de cette solution.
c. Réaction acide fort, base forte
* On fait réagir une solution d'acide chlorhydrique (H3O+ + Cl-) avec une solution de soude (Na+ + HO-).
* Na+ et Cl- sont des espèces indifférentes.
* H3O+ est l'acide du couple H3O+/H2O de pKa1 = 0.
* HO- est la base du couple H2O/HO- de pKa2 = 14.
* L'équation de la réaction acido-basique est H3O+ + HO- = 2H2O.
* La constante d'équilibre est >> 103
donc la réaction est quasi-totale : elle est quantitative.
c. Réaction acide faible, base forte
* On fait réagir une solution d'acide acétique ou acide éthanoïque (CH3-COOH) avec une solution de soude ou hydroxyde de sodium (Na+ + HO-).
* Na+ est une espèce indifférente.
* CH3-COOH est l'acide du couple CH3-COOH/CH3-COO- de pKa1 = 4,8.
* HO- est la base du couple H2O/HO- de pKa2 = 14.
* L'équation de la réaction acido-basique est CH3-COOH + HO- = CH3-COO- + H2O.
* La constante d'équilibre est >> 103
donc la réaction est quasi-totale : elle est quantitative.
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