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