Chapitre 21 Réactions acido-basiques Ce que je dois connaître Ce

Chapitre 21
Réactions acido-basiques
1-Les objectifs du chapitre
Ce que je dois connaître
Ce que je dois savoir faire
•Définitions acide fort, faible, base forte, faible, exemples usuels d'acides et bases.
•Propriétés acido-basiques de l'eau (solvant)
•Définition du pH
•Définition de la constante d'acidité d'un couple acide-base
•Classer des couples acido-basiques par force croissante de l'acide ou de la base
•Calculer la constante d'équilibre d'une réaction acido-basique.
•Tracer le diagramme de prédominance d'un couple acido-basique
•Utiliser un diagramme de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles.
•Déterminer la composition chimique d'un système pour une transformation acidobasique.
•Exploiter un diagramme de distribution des espèces et une courbe de titrage acidobasique.
2-Je maîtrise l’essentiel du chapitre
a-Transformation acido-basique
Couples acide/base selon
Brönsted
•Un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons.
•Une base est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons.
•L'acide AH et la base A- forment un couple acido-baique AH/A- et sont liés par une demiéquation d'échange protonique:
•AH = A- + H+
•un ampholyte acido-basique est une espèce acide d'un couple et base d'un autre couple.
•Les couples de l'eau : H3O+(aq)/H2O(l) ; H2O(l) /HO-(aq)
Réaction acido-basique
•Une transformation acido-basique est un transfert de protons entre l'acide d'un couple
A1H/A1- et la base d'un autre couple A2H/A2-, modélisée par une réaction bilan d'équation
A1H + A2- = A2H + A1-
Réaction acido-basique
•L'autoprotolyse de l'eau est la réaction d'équation: 2H2O = H3O+ + HO•La constante de cet équilibre Ke (produit ionique de l’eau).
Cas particuliers de
l'autoprotolyse de l'eau
•𝐾𝑒 =
𝑎 𝐻3 𝑂 + . 𝑎 (𝐻𝑂 − )
𝑎 (𝐻2 𝑂)2
•Soit Ke = [H3O+][HO-] en solution diluée ; Ke ne dépend que de T . A 25°C Ke =1.0 . 10-14
•pKe = -log Ke => à 25°C pKe=14.0
b-Force comparée des acides et des bases dans l’eau
Effet nivelant du solvant
Constante d'acidité d'un
couple acido-basique
•Un acide fort est un acide totalement dissocié dans l'eau. La réaction entre l'acide fort
et l'eau est totale: AH + H2O → A- + H3O+ (réaction totale)
Exemples d'acide fort: Acide chlorhydrique (HCl), acide nitrique (HNO3), acide
sulfurique (H2SO4, diacide dont la première acidité forte)
•Une base forte est une base totalement protonée dans l'eau. la réaction entre la base
forte et l'eau est totale: A- + H2O → AH + HO- totale ;
Exemples de base forte: ions amidures (NH2-), ions alcoolate (RO-)
•Remarque: acides forts et bases fortes n'existent qu'à l'état de trace dans l'eau. l'acide
le plus fort pouvant exister dans l'eau est H3O+. la base la plus forte pouvant exister
dans l'eau est HO-. Ainsi, On ne peut comparer la force relative des acides forts (ou des
bases fortes) dans l'eau: → on parle d'effet de nivellement de l'eau.
•Remarque: la base conjuguée d'un acidde fort est dite indifférente. De même l'acide
conjugué d'une base forte est dit indifférent.
•Un acide est faible si sa réaction avec l'eau est limitée.
exemples d'acide faible: acide éthanoïque (CH3COOH), acide phosphorique (H3PO4,
triacide faible).
•Une base est faible si sa réaction avec l'eau est limitée. Exemples de base faible:
ammoniac (NH3), ion éthanoate (CH3COO-)
•La constante d'acidité Ka d'un couple acide-base est définie comme la constante
d'équilibre associée à l'équation de la réaction entre l'acide d'un couple et l'eau. Ka ne
dépend que de la température.
•Mise en solution de HA dans l’eau : HA + H2O =A- + H3O+
([𝐴− ]/𝐶 0 ) .([𝐻3 𝑂 + ]/𝐶°)
KA =
([𝐻𝐴]/ C°)
•En mol/L on a : Ka=
𝐴− .[𝐻3 𝑂 + ]
[𝐻𝐴]
constante d’acidité du couple AH/ A-
•On définit pKa= -log Ka => Ka=10-pka
•Un acide est d'autant plus fort que le Ka du couple est élevé (pKa faible)
•Une base est d'autant plus forte que le Ka est faible (pKa élevé)
•Remarque: un polyacide est caractérisé par des constante d'acidité successives.
Echelle d'acidité
•On représente sur un axe gradué en pKa les différents couples acido-basiques.
•dans le solvant eau , l'échelle d'acidité est limitée par les couples de l'eau (H3O+/H2O
(pKa=0) et H2O/HO- (pKa =14) à cause de l'effet de nivellement de l'eau (voir plus haut).
C-pH d’une solution aqueuse
•Le pH d'une solution est donné par pH = -log(aH3O+). Ce qui donne en solution diluée:
•pH= -log[H3O+]
Définition
Diagramme de
prédominance d'un couple
acide base
•
H3O+ prédomine
OH- prédomine
pH
•
pKe/2
•Une solution est dite acide si les ions H3O+ prédominent par rapport aux ions HO-.
•Une solution est dite basique si les ions HO- prédominent par rapport aux ions H3O+
•Soit un couple acide base AH/A-. La relation entre le pH et le pKa du couple est donnée
𝐴−
par:
𝑝𝐾𝑎 = 𝑝𝐾𝑎 + log ⬚ 𝐴𝐻
•d'après la relation: AH prédomine par rapport à A- pour pH< pKa et A- prédomine par
rapport à AH lorsque pH> pKa.
•le diagramme de prédominance
•
AH prédomine
pKa A- prédomine
pH
Diagramme de
distribution
Solution tampon
définition et préparation
•Le diagramme de distribution est la représentation des proportions relatives (en pourcentage) des
deux espèces du couple acide base AH/A- dans une solution de concentration totale
• co = [AH] + [A-]= cte, en fonction du pH.
•Pour pH =pKa on a %AH =%A-= 50% c’est le point d’intersection. (voir diagramme plus bas)
•Défintion: c'est une solution dont le pH varie peu par addition (modérée) d'un acide ou d'une
base ou par dilution.
•Préparation: une solution tampon peut être obtenue à partir d'un mélange équimolaire d'un
acide faible et de sa base conjuguée, dont le pKa du couple est voisin du pH souhaité.
 Diagramme de distribution des espèces AH et A- d’un couple acide base
d-Composition chimique dans l’état final d’un système acido-basique- Calcul du pH d’une solution
Détermination de la
composition chimique d'un
système acido-basique
Calcul du pH d'une solution
acide ou basique.
Notion de réaction
prédominante (RP)
•Il est possible de calculer le pH d'une solution contenant des espèces acides et basiques.
pour ce faire, il faut déterminer la composition chimique du système dans l'état final.
•Pour déterminer la composition chimique dans l'état final d'un système contenant des
espèces acides et basiques on utilise en général des approximations pour simplifier le
raisonnement.
•on utilise la méthode dite de la réaction prépondérante (RP)
•On appelle réaction réaction prépondérante, une réaction dont l'avancement est
majoritaire devant celui des autres réactions possibles dans le système.
•C'est en général la réaction ayant la constante d'équilibre la plus élevée. (attention
l'avancement dépend aussi des concentrations initiales et de la stoechiométrie de la
réaction).
•Remarque: La validité de la méthode nécessite la vérification des hypothèses faites au
cours des calculs en particulier vérifier que l'avancement des réactions secondaires est
négligeable devant celui de la RP
e-Titrages acido-basiques
Titrage acido-basique
Principe et méthodes
Equivalence du titrage
Définition et repérage
Indicateur coloré acidobasique
•La réaction acido-basique peut être utilisée comme réaction support de titrage. Dans ce cas,
la réaction doit être rapide totale unique et on doit pouvoir repérer l'équivalence.
•Différentes méthodes sont utilisées pour suivre le dosage acido-basique:
•-par colorimétrie: on utilise un indicateur coloré acido-basique.
•-par conductimétrie: on mesure la conductivité du mélange réactionnel après chaque ajout
du réactif titrant.
•par pHmétrie: on mesure le pH du mélange réactionnel après chaque ajout du réactif titrant.
Le pHmètre mesure la différence de potentiel entre une électrode de verre et une électrode
de référence. Le pH-mètre doit être étalonné avant toute mesure.
•à l'équivalence du titrage, les réactifs titrant et titré sont introduits dans les proportions
stochiométriques prévues par l'équation-bilan de la réaction de titrage. L'équivalence traduit le
changement de réactif limitant (réactif titrant avant équivalence, réactif titré après)
•L'équivalence du titrage est repéré en fonction de la méthode utilisée lors du titrage:
•par colorimétrie: changement de couleur de l'indicateur à l'équivalence.
•par conductimétrie: le graphe de la conductivité en fonction du volume de réactif titrant versé
montre un changement de pente à l'équivalence.
•Par pHmétrie: la courbe du pH en fonction du volume de réactif titrant versé montre un saut de
pH. (Le point équivalent est déterminé par différentes méthodes: méthode des tangentes
parallèles, méthode de la courbe dérivée,...)
•Il appartient à un couple acide faible-base faible dont l'acide et la base conjuguée ont des
couleurs différentes en solution.
•le pH à l'équivalence doit être situé dans (ou proche) de la zone de virage (pKa-1; pKa+1) de
l'indicateur coloré.
•Remarque: plus le pH à l'équivalence est proche du pKa de l'indicateur coloré, plus le repérage du
point équivalent est précis.
3-Je sais comment calculer la constante d’équilibre d’une réaction acido-basique.
Fiche méthode 1 : Comment calculer une constante d’équilibre?
•La constante d'équilibre associée à une réaction entre l'acide d'un couple et la base d'un autre
couple s'exprime comme un rapport des constantes d'acidité de ces deux couples en jeu.
•Soit la réaction AH1 + A2- = A1- + A2H , la constante d’équilibre est :
•𝐾° =
•K°=
Calcul d'une constante
d'équilibre acidobasique
𝐴1 − . [𝐴2 𝐻]
𝐴𝐻1 . [𝐴2 − ]
𝐾𝐴1
𝐾𝐴2
=
𝐴1 − .[𝐻3 𝑂 + ]
𝐴𝐻1
.
[𝐴2 𝐻]
𝐴2 − .[𝐻3 𝑂 + ]
=10(pkA2-pKa1)
•Graphiquement on peut prévoir le caractère favorable ( K°>1) ou non (K°<1) de la réaction:
•1er cas : si pKa2 > pKa1 la réaction est favorable dans le sens
•A1H + A2- --> A1- + A2H
•K°= 10(pKa2-pKa1) > 1
•si pKa2- Pka1≥ 4 soit K° >104
•la réaction peut être considérée comme totale
•2e cas pKa1> pKa2
•K°= 10(pKa2-pKa1) < 1
•La réaction est défavorable dans le sens A1H + A2- - - > A1- + A2H
•Si l’écart pKa1- pKa2 ≥ 4 soit K°≤ 10-4 la réaction peut être considérée comme nulle.
4-Je sais comment tracer et utiliser un diagramme de prédominance acido-basique.
Fiche méthode 2 : Comment tracer et utiliser un diagramme de prédominance?
Diagramme de
prédominance
• Pour un couple acido-basique, de constante d'acidité Ka, le domaine de
prédominance de la base correspond à pH> pKa, celui de l'acide correspond à
pH<pKa.
• pour un polyacide, les domaines de prédominance sont délimités par les
valeurs des pKa successifs.
Fiche méthode 3 : Comment prévoir l’incompatibilité de deux espèces?
incompatibilité de
deux espèces
•pour savoir si deux espèces acido-basiques sont compatibles ou non (peuvent coexister ou non):
•on procède ainsi:
•-Superposer les diagrammes de prédominance des couples mis en jeu.
•- Si les domaines de prédominance des deux espèces considérées possèdent une partie commune, les
espèces peuvent coexister.
•-Si les domaines de prédominance des deux espèces sont disjoints (pas de partie commune), les
espèces sont incompatibles.
5-Je sais déterminer la composition chimique d’un système acido-basique dans l’état final.
Fiche méthode 4 : Comment déterminer l’état final d’une transformation acido-basique ?
•Etape 1 : analyse chimique qualitative: Faire la liste de toutes les espèces présentes à l’Etat initial
(EI) en identifiant leur caractère (A/B).
•Etape 2 : Placer les espèces sur une échelle d’acidité. Rechercher les réactions prépondérantes
quantitatives (R,P,Q) qui s’effectuent dans le sens du gamma ( KRPQ >1.
état final d'une
transformation
acido-basique
•Etape 3 : obtention du système équivalent (SE): On effectue les RPQ pour aboutir au système
équivalent (SE). Les RPQ sont écrites dans l’ordre décroissant de leur constante d’équilibre. C’est-àdire que l’on prend toujours l’acide le plus fort encore présent avec la base la plus forte encore
présente. On effectue pour chaque RPQ successive le bilan de matière.
•Etape 4 : Ecriture de l’équilibre de contrôle : On traduit l’état d’équilibre final du système par
l’écriture d’une réaction prépondérante d’équilibre appelée équilibre de contrôle. La RPP (réaction
prépondérante principale) est la première réaction qui s’effectue dans le sens inverse du gamma
qui fixe majoritairement les concentrations à l’équilibre.
•KRPP≤ 1 on obtient ainsi les diverses concentrations à l’équilibre ainsi que le pH à l’équilibre.
•Etape 5 : Vérification de la compatibilité des hypothèses : On considère toutes les réactions
négligées dans l’ordre décroissant des constantes d’équilibre. On a d’abord la (RPS ) réaction
prépondérante secondaire . On vérifie que son avancement ε reste négligeable devant celui de la
(RPP) et ne modifie pas les concentrations majoritaires.
•Dans ce cas on peut calculer avec une bonne précision le pH avec 1 chiffre après la virgule.
•Avec les RPS on obtient les minoritaires. Sinon on tient compte aussi de la RPS.
Schématiquement: