Also Like

📁 last Posts
0

Partie 1 : Réaction acido-basique

Réaction acido-basique

I) Généralités

1) Couple acide-base de Brönsted

Selon Brönsted :

  • Acide : Espèce capable de libérer un ou plusieurs protons H+ : AH ⇌ A- + H+
  • Base : Espèce capable de capter un ou plusieurs protons H+ : B + H+ ⇌ BH+
  • Couple acide/base : AH/A- où A- est la base conjuguée de AH

Exemples :

  • NH4+/NH3 : NH4+ ⇌ NH3 + H+
  • HNO2/NO2- : HNO2 ⇌ NO2- + H+
  • HBr/Br- : HBr ⇌ H+ + Br-
  • HNO3/NO3- : HNO3 ⇌ NO3- + H+

Polyacides et polybases :

Certaines espèces peuvent libérer ou capter plusieurs protons H+.

Exemples :

Acide phosphorique (triacide) :

H3PO4 ⇌ H2PO4- + H+
H2PO4- ⇌ HPO42- + H+
HPO42- ⇌ PO43- + H+

Acide sulfurique (diacide) :

H2SO4 ⇌ HSO4- + H+
HSO4- ⇌ SO42- + H+

Ampholytes/Amphotères : Espèces pouvant jouer à la fois le rôle d'acide et de base.

Exemples :

H2O + H2O ⇌ HO- + H3O+

Autres exemples : H2PO4-, HPO42-, HSO4-

2) Couples acido-basiques de l'eau

H2O est un ampholyte :

  • Acide du couple H2O/HO- : H2O ⇌ HO- + H+
  • Base du couple H3O+/H2O : H3O+ ⇌ H2O + H+
3) Réactions acido-basiques

Réaction d'échange de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple :

AH + B ⇌ A- + BH+
HF ⇌ F- + H+
NH3 + H+ ⇌ NH4+
HF + NH3 ⇌ F- + NH4+
4) Produit ionique de l'eau

Autoprotolyse de l'eau :

2H2O ⇌ H3O+ + OH-

Produit ionique :

Ke(T) = [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C
pKe = -log Ke = 14

La réaction est quasi-totale dans le sens indirect (Kéq ≪ 1)

5) pH d'une solution aqueuse
pH = -log a(H3O+) = -log[H3O+]
  • pH < 7 : Solution acide
  • pH > 7 : Solution basique
  • pH = 7 : Solution neutre

II) Classement des acides et des bases

1) Acide fort - Base forte

Acide fort : Dissociation totale dans l'eau

AH + H2O → A- + H3O+

Exemples :

  • HCl/Cl- : HCl + H2O → Cl- + H3O+
  • HNO3/NO3- : HNO3 + H2O → NO3- + H3O+

Les acides forts sont nivelés par l'eau (même comportement). H3O+ est l'acide fort limite dans l'eau.

Base forte : Dissociation totale dans l'eau

A- + H2O → AH + HO-

Exemples :

  • NaOH → Na+ + OH-
  • NH2- + H2O → NH3 + HO-
  • RO- + H2O → ROH + HO-

Les bases fortes sont nivelées par l'eau. HO- est la base forte limite dans l'eau.

2) Acide faible - Base faible

Acide faible : Dissociation partielle dans l'eau

AH + H2O ⇌ A- + H3O+
Ka = [A-][H3O+]/[AH] (constante d'acidité)

Plus Ka est grand (ou pKa petit), plus l'acide est fort.

Exemples :

  • CH3COOH/CH3COO- : pKa1 = 4,8
  • HCOOH/HCOO- : pKa2 = 3,8 (plus fort que CH3COOH)

Base faible : Dissociation partielle dans l'eau

A- + H2O ⇌ AH + HO-
Kb = [AH][HO-]/[A-] (constante de basicité)

Relations :

Ka.Kb = Ke = 10-14
pKa + pKb = pKe = 14
3) Échelle pKa

Pour l'eau :

  • Couple H3O+/H2O : pKa = 0
  • Couple H2O/HO- : pKa = 14
Classement des acides et des bases selon leur pKa
4) Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique

Exemple :

(1) CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+ (Ka1)
(2) NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ (Ka2)
(3) = (1)-(2) CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO- + NH4+
K3 = Ka1/Ka2 = 10pKa2 - pKa1 = 104.4 ≫ 1

La réaction (3) est quasi-totale dans le sens direct.

III) Domaines de prédominance

1) Domaine de prédominance et de majorité

a) Diagramme de prédominance

Pour la réaction : AH + H2O ⇌ A- + H3O+

pH = pKa + log([A-]/[AH])
  • A- prédomine si pH > pKa
  • AH prédomine si pH < pKa
Diagramme de prédominance

b) Diagramme de majorité

Une espèce est majoritaire si sa concentration est > 10× l'autre :

  • A- majoritaire si pH > pKa + 1
  • AH majoritaire si pH < pKa - 1
Diagramme de majorité
2) Diagramme de distribution

Exemple : CH3COOH/CH3COO-

α0 = [CH3COOH]/C0 = 1/(1 + Ka/[H3O+])
α1 = [CH3COO-]/C0 = 1/(1 + [H3O+]/Ka)

À l'intersection : α0 = α1 ⇒ pH = pKa

Diagramme de distribution des espèces en fonction du pH

You may like these posts

Commentaires