acido-basique

CHIMIE DES SOLUTIONS-M.P.S.I

2 RÉACTIONS ACIDO-BASIQUES 2.1 Définitions ◮ un acide de Bronsted est une espèce moléculaire ou ionique susceptible de donner un proton H + ou de provoquer la liberation d’un proton du solvant . A ⇄ H+ + B acide particule e´chang´ ee base A et B forment un couple acide base qu’on note A/B Exemple HBr ⇄ H + + Br− HN O3 ⇄ H + + N O3− + N H4 ⇄ H + + N H3 C6 H5 OH ⇄ H + + C6 H5 O− CO2 + H2 O ⇄ H + + HCO3− Cu2+ + 2H2 O ⇄ 2H + + Cu(OH)2 Remarque

: H3 P O4 ⇄ H + + H2 P O4− H2 P O4− ⇄ H + + HP O42− HP O42− ⇄ H + + P O43−

⊲ ⊲

L’acide phosphorique est un triacide (polyacide). l’acide sulfurique H2 SO4 est diacide. H2 SO4 ⇄ H + + HSO4− HSO4− ⇄ H + + SO42−

◮ une base de Bronsted est une espèce moléculaire ou ionique susceptible de capter un proton. Exemple : N H3 + H + ⇄ N H4+ CO32− + H + ⇄ HCO3− HCO3− + H + ⇄ H2 CO3 (H2 O + CO2 ), pluie acide • H2 P O4− , HP O42− jouent le rôle d’un acide et d’une base : ampholytes • CO32− est une dibase. Conclusion : Toute réaction chimique acido-basique résulte de l’échange de la particule H + entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. Exemple : ½ ¾ CH3 COOH ⇆ H + + CH3 COO− =⇒ CH3 COOH + N H3 ⇄ N H4+ + CH3 COO− N H4+ ⇆ N H3 + H +

CPGE/Béni Mellal

Page -7-

-SAID EL FILALI-

CHIMIE DES SOLUTIONS-M.P.S.I

2.2 Constante d’acidité KA

D’une façon générale l’équation d’une réaction chimique acidobasique s’écrit : A1 + B2 ⇄ B1 + A2 ◮ L’eau qui joue le rôle du solvant présente deux couples acide-base : ⊲ H3 O+ /H2 O : H3 O+ ⇋ H + + H2 O ⊲ H2 O/OH − : H2 O ⇋ H + + OH − On conclut que l’eau est un amphotère (ou ampholyte) ◮ pH d’une solution : On définit le pH d’un solution dilué par : pH = − log

[H3 O+ ] C0

avec C0 = 1molℓ−1 ; Qu’on peut écrire : pH = − log[H3 O+ ] = − log h avec h = [H3 O+ ]. Remarque : • [H3 O+ ] en moℓ.ℓ−1 . • H3 O+ représente H + solvaté en effet H3 O +

⇋

H + + H2 O

• Le pH de l’eau pure à 25o C est égal à 7. donc [H3 O+ ] = [OH − ] = 10−7 moℓ.ℓ−1 • Le produit ionique de l’eau Ke = [H3 O+ ][OH − ] = 10−14 ne dépend que de la température • pKe = − log Ke = pH + pOH(= 14à 25 o C) avec pOH = − log[OH − ] pH + pOH = pKe

2.2 Constante d’acidité KA Soit la réaction acide-base :HA + H2 O K[H2 O] =

⇋

H 3 O + + A−

[H3 O+ ][A− ] = KA [HA]

les concentrations en moℓ.ℓ−1 et le solvant est l’eau. KA constante d’acidité fonction uniquement de la température. On définit le pKA d’un couple A/B comme : pKA = − log KA =⇒ KA = 10−pKA CPGE/Béni Mellal

Page -8-

-SAID EL FILALI-

CHIMIE DES SOLUTIONS-M.P.S.I

2.2 Constante d’acidité KA

Exemple : l’eau est un amphotère ◮ (H3 O+ /H2 O) : ½ H3 O + + H2 O A1 B2 KA (H3 O+ /H2 O) =

⇋ H3 O + + H 2 O ⇋ A2 B1

¾

[H3 O+ ] = 1 =⇒ [H3 O+ ] pKA (H3 O+ /H2 O) = 0

◮ (H2 O/OH − ) : ½

H2 O + H2 O A1 B2

⇋ H3 O+ + OH − ⇋ A2 B1

KA (H2 O/OH − ) = [H3 O+ ][OH − ] = 10−14 =⇒ pKA (H2 O/OH − ) = 14 Remarque : • Pour les acides plus forts que H + ([HA] Ã 0, pKA < 0) et les bases plus fortes que OH − ([A− ] Ã 0, pKA > 14), on ne peut pas déterminer leur pKA dans l’eau , on dit qu’ils sont nivelés par l’eau , il faut utiliser un solvant autre que l’eau . Seules les couples ayant un pKA ∈ [0, 14] peuvent être étudier dans l’eau .

CPGE/Béni Mellal

Page -9-

-SAID EL FILALI-

CHIMIE DES SOLUTIONS-M.P.S.I

2.2 Constante d’acidité KA

Valeurs des pKA des couples acide-bases à 25o C NOM DE L’ACIDE Formule de l’acide Formule de la base pKA Ion hydronium H3 O + H2 O 0 Eau H2 O OH − 14 Nitrique HN O3 N O3− -1 − Sulfurique H2 SO4 HSO4 -3 Chlorhydrique HCl Cl− -3 − Perchlorique HClO ClO -7 + Ion ammonium N H4 N H3 9.2 + Ion anilium C6 H5 N H3 C6 H5 N H2 4.6 Benzoique C6 H5 CO2 H C6 H5 CO2− 4.7 − − Borique HBO2 ou H3 BO3 HBO2 ou H2 BO3 9.2 − Butanoique C3 H7 CO2 H C3 H7 CO2 4.8 Carbonique H2 CO3 HCO3− 6.4 − 2− Ion hydrogénocarbonate HCO3 CO3 10.3 − Cyanhydrique HCN CN 9.2 − Cyanique HCNO CN O 3.5 Dichloroétanoique CHCl2 CO2 H CHCl2 CO2− 1.3 − Ethanoique CH3 COOH CH3 COO 4.8 − Fluorhydrique HF F 3.2 Ion hydrogénosulfate HSO4− SO42− 2 − Hypobromeux HBrO Bro 8.6 − Hypochloreux HClO ClO 7.5 Hypoiodeux HIO IO− 10.6 Iodique HIO3 IO3− 0.8 − Méthanoique HCO2 H HCO2 3.8 − Monochloroétanoique CH2 ClCO2 H CH2 ClCO2 2.9 Nitreux HN O2 N O2− 3.2 − Orthophosphorique H3 P O4 H2 P O4 2.1 − 2− Ion dihydrogénophosphate H 2 P O4 HP O4 7.2 Ion hydrogénophosphate HP O42− P O43− 12.4 Oxalique H2 C2 O4 HC2 O4− 1.25 − 2− Ion hydrogénooxalate HC2 O4 C2 O4 4.3 Phénol C6 H5 OH C6 H5 O 9.9 Ion pyridium C5 H5 N H + C5 H5 N 5.2 − Sullfhydrique H2 S HS 7 − 2− Ion hydrogénosulfure HS S 12.9 sulfureux H2 SO3 HSO3− 1.8 − 2− Ion hydrogénosulfite HSO3 SO3 7.2 2− Trichloroétanoique CCl2 COOH CCl2 CO 1.7 − E.D.T.A H4 Y H3 Y 2 H3 Y − H2 Y 2− 2.7 H2 Y 2− HY 3− 6.2 3− 4− HY Y 10.3 fin du tableau CPGE/Béni Mellal

Page -10-

-SAID EL FILALI-

CHIMIE DES SOLUTIONS-M.P.S.I

2.3 Domaine de prédominance

• A− + H2 O ⇋ OH − + HA On définit la constante de basicité comme : KB =

On a :KA KB = D’où

[HA][OH − ] =⇒ pKB = − log KB [A− ]

[H3 O+ ][A− ] [HA][OH − ] = Ke [HA] [A− ] pKA + pKB = pKe = 14 a ` 25o C

• Plus un acide est fort plus son pKA est petit,de même plus une base est forte plus son pKA est grand. 0 •

L’acide faible HA de plus en plus fort

14 •

pKA

L’acide faible HA de plus en plus faible

2.3 Domaine de prédominance Soit le couple HA/A− : [A− ] [H + ][A− ] =⇒ log KA = log[H + ] + log KA = [AH] [HA] pH = pKA + log ⋆ ⋆ ⋆

si [A− ] = [HA] =⇒ pH = pKA . si [A− ] > [HA] (la base prédomine ) si [A− ] < [HA] (l’acide prédomine ) L’acide faible HA prédomine

Exemple

pKA • solution tampon

[A− ] [HA]

=⇒ pH > pKA . =⇒ pH < pKA .

pH La base conjugué A− prédomine

: le couple :N H4+ /N H3 on a : pKA = 9.2 =⇒ pKB = 14 − 9.2 = 4.8 [N H4+ ] ≫ [N H3 ]

CPGE/Béni Mellal

9,2 •

Page -11-

pH [N H4+ ] ≪ [N H3 ] -SAID EL FILALI-

2.4 Aspet quantitatif d’une réaction chimique acide CHIMIE base DES A/B SOLUTIONS-M.P.S.I

Application : (T-D) Le diagramme de prédominance de l’acide phosphorique. H3 P O4

H2 P O4−

• 2,15

HP O42−

• 7,2

2.4 Aspet quantitatif d’une A/B

P O43−

• 12,1

réaction chimique

pH

acide base

Soient deux couples acide-bases A1 /B1 (pKA1 ) et A2 /B2 (pKA2 ) A1 ⇄ H + + B1

(pKA1 )

A2 ⇄ H + + B2

(pKA2 )

Donc :

(1)

A1 + B2 ⇋ B1 + A2 (2)

Appliquons la relation Guldberg

et Waage : K=

K=

[B1 ][A2 ] [B2 ][A1 ]

KA1 = 10pKA2 −pKA1 = 10pKA (Base)−pKA (acide) KA2

Conséquences ⋆ Si pKA2 > pKA1 =⇒ K > 1 =⇒ la réaction est favorisé dans le sens (1). ⋆ Si pKA2 < pKA1 =⇒ K < 1 =⇒ la réaction est favorisé dans le sens (2). On retrouve la règle de gamma pH

B2 pKA2 B1

A2 pKA1 A1

règle de γ

A1 et B2 ne peuvent pas coexister tous les deux par contre A2 et B1 peuvent coexister ,donc le sens (1) . Remarque : Si on a une réaction entre plusieurs couples A/B alors la réaction favorisée est celle entre l’acide le plus fort(pKA le plus petit) et la base la plus forte (pKA le plus grand) Exemple 1 :(énoncé voir TD) CPGE/Béni Mellal

Page -12-

-SAID EL FILALI-

2.4 Aspet quantitatif d’une réaction chimique acide CHIMIE base DES A/B SOLUTIONS-M.P.S.I

On considère les couples suivants : HA/A− HN O2 /N O2− C6 H5 N H3+ /C6 H5 N H2 N H4+ /N H3 CH3 COOH/CH3 COO− pKA 3.3 4.5 9.2 4.75 1- Tracer le diagramme de prédominance des huit espèces chimiques. 2- Écrire les équations bilans et en déduire les constantes d’équilibre K des réactions entre les espèces : a- CH3 COOH et C6 H5 N H2 . b- N O2− et N H4+ c- C6 H5 N H2 et N H4+ Exemple 2 :(Méthode de Gran énoncé voir TD) CB VB CB (Ve − VB ) ; [N H3 O] = 1- [N H4 O+ ] = Vo + VB Vo + VB h[N H3 O] =⇒ hVB = KA Ve − KA VB : c’est une droite de pente −KA et qui 2- KA = [N H4 O+ ] coupe l’axe de abscisses en VB = Ve

10

hVB × 1012

9

+

8

y = 9535, 3 − 794, 5x

7

+

6 5

+

4

+

3 2

+

1 VB

+

0 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

On tire que KA = 794, 5.10−12 et VB = 12 mℓ 3- D’après la relation d’équivalence on conclut que CA = CPGE/Béni Mellal

CB Ve =⇒ CA = 12.10−3 mol.ℓ−1 Vo Page -13-

-SAID EL FILALI-