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Avenger's project / Spécialité Physique Chimie Terminale Lycée Jacques Brel (La Courneuve 93)http://jbrelphysique.free.fr
FORCE DES ACIDES ET DES BASES
THEME : CHIMIE MINERALE
Lors d’une réaction acidobasique au cours de laquelle un acide réagit avec de l’eau, on a :
𝐀𝐇(𝐚𝐪) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) ⇄ 𝐀(𝐚𝐪)− + 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪)
+
Et la constante d’équilibre K de cette réaction se nomme dans ce cas « constante d’acidité KA»du couple. Elle dépend de la température et s’écrit :
𝐊𝐀 =𝐀− é𝐪. 𝐇𝟑𝐎
+é𝐪
𝐀𝐇 é𝐪
On définit aussi le pKA de la manière suivante :
𝐩𝐊𝐀 = −𝐥𝐨𝐠𝐊𝐀KA = 10−pKA
LA CONSTANTE D’ACIDITE KA
A partir des deux relations précédentes, on peut définir une autre relation nommée « relation d’Henderson-Hasselbach » :pKA = −logKA
pKA = −logA− éq. H3O
+éq
AH éq
pKA = −logA− éq.
AH éq
− log H3O+
éq
pKA = −logA− éq.
AH éq
+ pH
𝐩𝐇 = 𝐩𝐊𝐀 + 𝐥𝐨𝐠𝐀− é𝐪.
𝐀𝐇 é𝐪
LA RELATION D’HENDERSON-HASSELBACH
Cette relation d’Henderson-Hasselbach permet de prédire quelle sera l’espèce prédominante entreAH et A- à un pH donné.
En effet, on peut distinguer trois cas :
DOMAINE DE PREDOMINANCE
pH = pKA
or ∶ pH = pKA + logA− éq.
AH éq
logA− éq.
AH éq
= 0
A− éq.
AH éq
= 100 = 1
𝐀− é𝐪 = 𝐀𝐇 é𝐪
pH < pKA
or ∶ pH = pKA + logA− éq.
AH éq
pKA + logA− éq.
AH éq
< pKA
logA− éq.
AH éq
< 0
A− éq.
AH éq
< 100 = 1
𝐀− é𝐪 < 𝐀𝐇 é𝐪
pH > pKA
or ∶ pH = pKA + logA− éq.
AH éq
pKA + logA− éq.
AH éq
> pKA
logA− éq.
AH éq
> 0
A− éq.
AH éq
> 100 = 1
𝐀− é𝐪 > 𝐀𝐇 é𝐪
Pas d’espèce prédominante Acide AH prédomine Base A- prédomine
Etablir un diagramme de prédominancepermet ainsi d’avoir une idée précise del’espèce prédominante à un pH donné, àcondition de connaître le pKA du coupleAH(aq)/A(aq)
− :
DIAGRAMME DE PREDOMINANCE
Un acide aminé est une espèce chimique qui comporte deux groupes caractéristiques :• Un groupement carboxyle COOH
• Un groupement amine NH2
Ces deux groupements ont un caractère acidobasique :• le groupement carboxyle, de couple : 𝐑 − 𝐂𝐎𝐎𝐇(𝐚𝐪)/𝐑 − 𝐂𝐎𝐎(𝐚𝐪)
− ; pKA1
• le groupement amine, de couple : 𝐑 − 𝐍𝐇𝟑(𝐚𝐪)+ /𝐑 − 𝐍𝐇𝟐(𝐚𝐪) ; pKA2
En établissant le diagramme de prédominance d’un acide aminé, on peut se rendrecompte que l’espèce non chargée n’existe pas car pKA1 < pKA2.
L’espèce neutre (une charge positive et ne charge négative) se nomme « amphion » ou« zwitterion » et peut être noté
CAS DES ACIDES AMINES
Un indicateur coloré est un couple acide/basenoté 𝐈𝐧𝐝𝐇(𝐚𝐪)/𝐈𝐧𝐝(𝐚𝐪)
− dont l’acide IndH(aq) etsa base conjuguée Ind(aq)
− ont des teintesdifférentes en solution aqueuse.
La zone de virage (changement de teinte) sesitue aux alentours du pKA de ce couple, aumoment aucune espèce ne prédomine surl’autre.
L’indicateur coloré peut être utilisé dans lestitrages mettant en jeu un acide et une base.L’équivalence a alors lieu lors du changement deteinte.
CAS DES INDICATEURS COLORES
CAS DES INDICATEURS COLORES
Dans le cas de la réaction d’autoprotolyse de l’eau, on a :
𝟐𝐇𝟐𝐎(𝐥) ⇄ 𝐇𝐎(𝐚𝐪)− + 𝐇𝟑𝐎(𝐚𝐪)
+
Et la constante d’équilibre Ke de cette réaction se nomme dansce cas « produit ionique de l’eau Ke» du couple. Il dépend de latempérature et s’écrit :
𝐊𝐞 = 𝐇𝐎−é𝐪. 𝐇𝟑𝐎
+é𝐪
On définit aussi le pKe de la manière suivante :
𝐩𝐊𝐞 = −𝐥𝐨𝐠𝐊𝐞Ke = 10−pKe
A 25°C : Ke = 10-14 et pKe = 14
LE PRODUIT IONIQUE DE L’EAU Ke
Un acide fort est un acide qui se dissocie de façonquasi-totale dans l’eau (τf ≈ 1).
• Exemples : l’acide chlorhydrique (𝐻3𝑂(𝑎𝑞)+ ; 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− ), l’acidesulfurique (𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)), l’acide nitrique (𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞))
FORCE D’UN ACIDE : L’ACIDE FORT
Equation de la réaction : AH(aq) + H2O(l) ⇌ A(aq)− + H3O(aq)
+
Etat du système
Avancement de la
réactionQuantités de matière présentes dans le système
Initial x = 0 CA,i.V solvant 0 0
En cours x CA,i.V – x solvant x x
Final x = xfCA,i.V – xf ≈ 0 solvant xf ≈ xmax xf ≈ xmax
Final si réaction totale
x = xmaxCA,i.V – xmax = 0 solvant xmax xmax
Le réactif limitant étant l’acide fort et laréaction étant quasi-totale, on peutconsidérer que :
CA,i. V − xf = 0xf = CA,i. VOr, on voit aussi dans le tableaud’avancement que : nf H3O
+ = xfDonc :
nf H3O+ = CA,i. V
nf H3O+
V= CA,i
[𝐇𝟑𝐎+]𝐟 = 𝐂𝐀,𝐢
Or ∶ pH = −log[H3O
+]
c0
A l′équilibre ∶ 𝐩𝐇 = −𝐥𝐨𝐠𝐂𝐀,𝐢𝐜𝟎
Un acide faible est un acide qui se dissocie faiblement dans l’eau (τf << 1)• Exemples : les acides carboxyliques (𝑅𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)) comme l’acide éthanoïque(𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞))
FORCE D’UN ACIDE : L’ACIDE FAIBLE
Equation de la réaction : AH(aq) + H2O(l) ⇌ A(aq)− + H3O(aq)
+
Etat du système
Avancement de la
réactionQuantités de matière présentes dans le système
Initial x = 0 CA,i.V solvant 0 0
En cours x CA,i.V – x solvant x x
Final x = xfCA,i.V – xf ≈ CA,i.V solvant xf << xmax xf << xmax
Final si réaction totale
x = xmaxCA,i.V – xmax = 0 solvant xmax xmax
Une base forte est une base qui se dissocie de façonquasi-totale dans l’eau (τf ≈ 1).
• Exemples : l’hydroxyde de sodium ou soude(𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ ; 𝐻𝑂(𝑎𝑞)− ), l’hydroxyde de potassium ou potasse
(𝐾(𝑎𝑞)+ ; 𝐻𝑂(𝑎𝑞)
− ).
FORCE D’UNE BASE : LA BASE FORTE
Equation de la réaction : B(aq) + H2O(l) ⇌ BH(aq)+ + HO(aq)
−
Etat du système
Avancement de la
réactionQuantités de matière présentes dans le système
Initial x = 0 CB,i.V solvant 0 0
En cours x CB,i.V – x solvant x x
Final x = xfCB,i.V – xf ≈ 0 solvant xf ≈ xmax xf ≈ xmax
Final si réaction totale
x = xmaxCB,i.V – xmax = 0 solvant xmax xmax
Le réactif limitant étant la base forte et la réactionétant quasi-totale, on peut considérer que :
CB,i. V − xf = 0xf = CB,i. VOr, on voit aussi dans le tableau d’avancement que :nf HO
− = xfDonc :
nf HO− = CB,i. V
nf HO+
V= CB,i
[𝐇𝐎−]𝐞𝐪 = 𝐂𝐁,𝐢
Or ∶ Ke = HO−éq . H3O
+éq
H3O+
éq =Ke
[HO−]eq H3O
+éq =
Ke
CB,i
Or ∶ pH = −log[H3O
+]
c0
pH = −logKe
c0. CB,i
𝐩𝐇 = 𝐩𝐊𝐞 + 𝐥𝐨𝐠(𝐂𝐁,𝐢)
Une base faible est une base qui se dissocie faiblement dans l’eau (τf << 1)• Exemple : l’ammoniac (𝑁𝐻3(𝑎𝑞))
FORCE D’UNE BASE : LA BASE FAIBLE
Equation de la réaction : B(aq) + H2O(l) ⇌ BH(aq)+ + HO(aq)
−
Etat du système
Avancement de la
réactionQuantités de matière présentes dans le système
Initial x = 0 CB,i.V solvant 0 0
En cours x CB,i.V – x solvant x x
Final x = xfCB,i.V – xf ≈ CB,i.V solvant xf << xmax xf << xmax
Final si réaction totale
x = xmaxCB,i.V – xmax = 0 solvant xmax xmax
Un système tampon est une solution dont le pHvarie très faiblement lors :
• de l’ajout modéré d’un acide ;• de l’ajout modéré d’une base ;• d’une dilution modérée.
Les systèmes tampons ont la capacité de stabiliserles changements de pH en absorbant soit lesacides forts, soit les bases fortes. Un tamponacide-base consiste typiquement en un mélanged’acide faible et de sa base conjuguée (sel).
Exemple : dans le corps humain, le pH doit resterproche de 7,4 (7,35 < pH < 7,45) pour ne pasrisquer une alcalose ou une acidose. Plusieurssystèmes tampons existent donc pour réguler le pH(dans les reins, les poumons, ou le sang).
SOLUTION TAMPON
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