CHIMIE 4 reactions acido basiques

Lycée Galilée Gennevilliers

Réact ions acido-basiques chap.4  Jallu Laurent 

I.

Les réactifs ..................... ............................................ ............................................. ............................................ ............................................. .................................. ........... 2 Le couple acide/ba acide/base se ..................... ........................................... ............................................ ............................................ ...................................... ................ 2 La demi-équation protonique .................................................... ........................................................................... ...................................... ............... 2 Les exemples ....................................................... ............................................................................. ............................................. ...................................... ............... 2 L’équilibre du couple .................... .......................................... ............................................ ............................................ ...................................... ................ 2 La mesure ...................... ............................................. .............................................. ............................................. ............................................. .............................. ....... 3 L’axe des pKa.................... pKa ........................................... ............................................. ............................................ ............................................. ........................... .... 3 Le domaine de prédominence ........................................................... .................................................................................. .............................. ....... 3

II. Les réactions réactions ..................... ............................................ .............................................. ............................................. ............................................. .............................. ....... 4 La transformation chimique ...................................................... ............................................................................. ...................................... ............... 4 Son équilibre ..................... ............................................ ............................................. ............................................ ............................................. ........................... .... 5 son bilan (écriture symbolique) .................... .......................................... ............................................. ............................................. ...................... 6 Sa constant constantee............................................................. ................................................................................... ............................................. .................................. ........... 6 Sa caractéri caractéristique stique.......................................... ................................................................ ............................................ ............................................. ....................... 8 Définition ...................... ............................................. .............................................. ............................................. ............................................. .............................. ....... 8 III.

Les applica applications tions ...................... ............................................ ............................................ ............................................ ............................................. ....................... 9 L’indicateur coloré .................... .......................................... ............................................. ............................................. ......................................... ................... 9 Le dosage acido-basi acido-basique que ...................... ............................................. ............................................. ............................................ .............................. ........ 9 Dosage conductimét conductimétrique rique.............................................................. .................................................................................... ................................ .......... 10 Dosage pHmétrique................................................. ....................................................................... ............................................ ................................ .......... 11 La solution tampon ................................... ......................................................... ............................................ ............................................. ........................... 11

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

Réactions acido-basiques I. Les réactifs  Le couple acide/base

Lorsque deux espèces chimiques sont conjuguées acido- basique, acido- basique, la réactivité de l’une, limite celle de l’autre. Les deux conjugués faibles, forment un équilibre dans l’eau . La réunion des comportements qui s’opposent est de bilan : AH (aq)

+

H2O(l) =

H3O+ (aq) + B(aq) . (É criture criture symbolique non équilibrée).

On convient d’écrire cette conjugaison sous forme de «   couple acide/base AH / B ». Cette association évoque le transfert possible d’un proton H+en solution aqueuse, de l’acide l’acide à la base,, et réciproquement. base réciproquement.  La demi-équation protonique

Ce transfert de proton H+, de l’un à l’autre des deux conjugués peut symboliquement être écrit : AH = B + H+ « demi-équation protonique » du couple AH / B. (Analogue acide/base acide/base de : Ox / Red, Ox + n e- = Red, demi-équation électronique d’un couple Redox).  Les exemples  

 

+  –  CH CO H +H O = H O + CH CO 3 2 (aq) 2 (l) 3 (aq) 3 2(aq) + + NH +H O = H O + NH 4 2 (l) 3 (aq) 3 (aq) (g) +  ─  H O +H O = H O + HO 2 (l) 2 (l) 3 (aq) (aq) + + H O +H O = H O +H O 3 (aq) 2 (l) 3 (aq) 2 (l)

 –  CH CO H / CH / CH CO 3 2 3 2 + NH / NH / NH 4 3

 –  + CH CO H = CH CO + H 3 2 3 2 + + NH = NH + H 4 3

 ─  H O / HO / HO 2 + H O / H / H O 3 2

 ─  + H O = HO + H 2 + + H O = H O+H 3 2

 L’équilibre du couple

L’équilibre de cette conjugaison de la dissociation de la forme acide dans l’eau, permet d’associer d’associer au couple AH / B la «constante d’acidité  » : AH (aq)+ H2O(l) = H3O+ (aq) + B(aq) AH = B + H+

K = a

[B ] × [H O+ ] (aq ) eq 3 (aq ) eq [AH

Elle mesure la «  force » de la forme acide faible pK = – log K a a (et donc inversement celle de la base faible conjuguée qui la limite). CHAP 4

2 / 11

=

] (aq) eq  –p  – pK a K = 10 a

[B] × [H + ] [AH]

! espèces  dissoutes  seulement

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

 La mesure

États Avancement

AH (aq) +

x0 = 0

n0AH = C.V

Int.

x(t) = x

Final

x f  = xeq

n0AH – x  – x n0AH – x  – xeq

Init.

C.V - x AH

K = a

eq

=

B (aq) eq AH

eq

H2O(l)   s    è   c   x    E

= C - H O+ et 3 (aq) eq

V

H O+ 3 (aq ) eq

H O+ 3 (aq) =

(aq) eq

H3O+ (aq) +

=

0

0

x

x

xeq

xeq

B = H O+ (aq) eq 3 (aq)

eq C - H O+ 3 (aq) eq

+ [CH3CO –  2 ] × [H ]

Ka =



+ NH / NH / NH 4 3

+ + NH = NH + H 4 3

Ka =



 ─  H O / HO / HO 2

 ─  + H O = HO + H 2

K a = [HO – ] × [H+ ]



+ H O / H / H O 3 2

+ + H O = H O+H 3 2

Ka =

!

pKa HO ─ 

  e   e    h   c    t   u   n   a   a   s   s   g   i    à   o   r   e   s   c   a   e    b   c   r   o      B   f

14

=

eq V

σ + H O = 3 (aq) eq λ + λ  B + H O 3

et

 –  + CH CO H = CH CO + H 3 2 3 2

 L’axe des pK  a

x

2

 –  CH CO H / CH / CH CO 3 2 3 2



B(aq)

[CH3CO2H] [NH3 ] × [H+ ] +] [NH4

+ [H ]

1

+ [H3O ]

10

 – 4,8

pKa = 4,8

10  – 9,2

pKa = 9,2

10  – 14

pKa = 14 pKa = 0

 couples à

H2O 9,2 NH3 NH+ 4 4,8 CH3CO2H CH CO –  0 H3O+ H2O

l’envers   e    t    i   o   e   r    t    d   n    à   a   s   s   e    i    d   o    i   c   r   a   c   e      H  c   r   o      A   f

    

+ CH CO H acide faible plus fort que NH . 3 2 4 NH base faible plus forte que H O ... 3 2 … = classement des couples acide / base. + H O acide le plus fort dans l’eau. 3  ─  HO base la plus forte dans l’eau.

 Le domaine de prédominence K = a

+ [B] × [H ] [AH]

pKa - 1

pKa + 1

pKa

AH prédomine sur  B CHAP 4

[B] pH = pK + log a [AH]

et pK = – log K a a

B prédomine sur  AH

3 / =11B AH

pH

 – 1 1 [B] [B]  – 1) : log  – 1 ; (pK (pKa – 1) = – 1 = 10 = [AH AH]] [AH AH]] 10 +1 [B ] [B] (pK (pKa + 1) : log =+1; = 10 = 10 [AH AH]] [AH AH]]

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

En fonction du pH de la solution aqueuse, la transformation AH (aq) + H2O(l) = H3O+ (aq) + B(aq) est déplacée dans le sens, direct ou inverse, imposé par le respect de l’équilibre [B ] (aq) eq pH = pK + log a [AH ] (aq) eq

du couple AH / B présent.  

[B ] (aq) eq [AH ] (aq) eq

pK pKa caractéristique du couple.

Contrairement aux acides et bases fortes dont on connaît le pH selon la concentration (pH = PC a  , pH = 14  –  pC b quelle que soit l’espèce ), le pH en présence simultanée des deux formes conjuguées AH / B faibles (qui se limitent l’une l’autre) , est fonction de



pH – ppKa avec = 10 pH – 

[B] [AH AH]]

(qui varie par dilution) et de pK pKa (qui varie avec l’espèce).

Une valeur remarquable, lorsque pH = p Ka alors [B [B] = [AH [ AH], ], les deux conjugués sont en quantités égales.

II. Les réactions  La transformation chimique

Il n’existe de transformation acido -basique que entre l’acide l’acide d’un premier couple et la base d’un second. Le proton H+ passe de l’acide l’acide à la base base.. Les deux espèces devant réagir feront évoluer le pH du milieu réactionnel   jusqu’à atteindre l’équilibre de la transformation. Cet équilibre commun est la superposition des déplacements d’équilibres de chaque couple, induits par la consommation pour l’un de la forme acide acide,, pour l’autre de la forme basique basique.. L’état initial de la transformation est la superposition de deux solutions aqueuses, l’une de l’acide l’acide l’autre de la base base.. L’état final dépend des forces de l’acide l’ acide,, de la base et donc des constantes d’acidité propres à chaque couple. Couple 1



Solution 1

• pKa , avec 1

: A1H / B1

[B ] × [H+ ] K = 1 a [A H] 1 1

pKa 1 Solution 1 : Solution 2 :

B1

A1H B2

A2H pKa 2



CHAP 4

Couple 2 Solution 2

: A2H / B2 4 / 11

• pKa , avec 2

+ [B ] × [H ] K = 2 a [A H] 2 2

de A H = B + H + . 1 1

pH1

pH2

   t    l   n   a   e    i    t    i   m    0   n   e   c   =    i    t   n   x   a   a    t   v   a     É        ’         d

de A H = B + H 2 2

+

.

n01 n02

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

Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

À l’état initial, initial, les seules transformations envisageables sont :

• A H et B , 1 2 Des • A H et B . 2 1

conditions initiales n01 (de A1H ou B1) et n02 (de B2 ou A2H) selon les espèces à considérer et de leur force, dépendent les caractéristiques (éxistence ou non, importance ou non) de l’une et de l’autre des transformations.



À l’état final, final, indépendament de son évolution passée, le système a atteint un nouvel état, combinaison des équilibres déplacés de chaque couple, dans lequel les quatre espèces sont simultanément présentes.

 Mélange réactionnel :

pKa 1

B2

A2H

pKa 2

A1H

pH

B1  pH à l’état l’état final

[B ] [B ] 1(aq ) eq 2 ( aq ) e q avec, pH = pK + log = p K + log , a a [A H ] [A H ] 1 2 1 (aq ) eq 2 ( aq ) e q [B ] [B ] 1(aq ) eq 2(aq ) eq c'est à dire, log - log = pK - p K , a a [A H ] [A H ] 2 1 1 (aq ) eq 2 (aq ) eq [B ] [A H ] 1(aq ) eq 2 (aq ) eq soit, log = - log K a [A H ] [B ] 2 1 (aq) eq 2(aq ) eq enfin,

K

log K

a 1

log

a 1, K a 2

K [B ] [A H ] a 1(aq ) eq 2 (aq ) eq 1 = constante. = [A H ] [B ] K 1 (aq ) eq 2(aq ) eq a 2

Les espèces chimiques sont à dans un rapport constant, la transformation a trouver un nouvel « équilibre ». Elle n’évolue plus au niveau macroscopique. Son équilibre

Le bilan de la transformation acido-basique doit faire apparaître cette superposition dans les mêmes conditions expérimentales des équilibres propres à chacun des couples acide acide /   / base base engagés. Ces équilibres respectifs ont été déplacés par consommation des réactifs lors de cette CHAP 4

5 / 11

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

transformation. Ce bilan doit par ailleurs relater l’état d’équilibre atteint dans l’état final d’évolution du système. D’où :   son bilan

(écriture symbolique)

A1H = B1+ H+ A2H = B2+ H+

A1H / B / B1 A2H / B / B2

+ [B ] × [H ] 1 K = a [A H] 1 1 + [B ] × [H ] K = 2 a [A H] 2 2

+

A1H + B2 = A2H + B1

B 1(aq)

(écriture formelle)

A1H / B / B1 A2H / B / B2

A1H(aq) + H2O(l) = B1(aq)+ H3O+(aq) A2H(aq) + H2O(l) = B2(aq)+ H3O+(aq)

K

a

eq

=

A H 1 (aq)

1

+ B 2(aq)

<

A1H(aq) + B2(aq) = A2H(aq) + B1(aq)

K

a

H O+ 3 (aq)

=

eq

eq

H O+ 3 (aq )

A H 2 (aq)

2

eq

eq

eq

Sa constante  



A+ B= C + D Les concentrations concentr ations des espèces es pèces chimiques chim iques dissoutes : [A (aq)]eq, [B(aq)]eq, [C(aq)]eq et [D(aq)]eq. La « constante d’équilibre » :

Ici,

K=

χ  [C ] × [D ]δ (aq ) eq (aq ) eq β [A ] α × [B ] (aq ) eq (aq ) eq

= constante

(écriture symbolique)

A1H + B2 = A2H + B1 K [B ] [A H] a 2 1 = constante. K= 1 = [A H] [B ] K 1 2 a 2

(écriture formelle)

A1H(aq) + B2(aq) = A2H(aq) + B1(aq) K [B ] [A H ] a 1(aq) eq 2 (aq) eq 1 = constante. K= = [A H ] [B ] K 1 (aq) eq 2(aq) eq a 2

CHAP 4

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!

 sans unité.

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?  Méthode

Remarque, (écriture symbolique)

(écriture formelle) [B ] [A H ] 1 eq 2 (aq ) eq (aq ) K= [A H ] [B ] 1 (aq ) eq 2(aq ) eq

[B ] [A H] 2 K= 1 [A H] [B ] 1 2 K=

[B ] 1

+  H 

[A H] [B ] 1 2

[A H] 2

K=

+  H 



2

 –  + CH CO H = CH CO + H 3 2 3 2

+ NH / NH / NH 4 3

+ + NH = NH + H 4 3

+ NH / NH / NH 4 3

+ + NH = NH + H 4 3

 ─  H O / HO / HO 2

 ─  + H O = HO + H 2

+ + NH = NH + H 4 3

 ─  H O / HO / HO 2 Dissolution de l’ammoniac dans l’eau

 ─  + H O = HO + H 2



4

+

<

+ NH / NH / NH 4 3

+ H O / H / H O 3 2 Dissolution d’un sel d’ammonium dans l’eau

Ka

+

Ka

+

+ [CH3CO –  2 ] × [H ]

=

= 2

+ [NH3 ] × [H ] + [NH4 ]

<

Ka

[CH3CO2H]

+ + H O = H O+H 3 2

Ka

= 2

[NH3 ] × [H+ ] +] [NH4

 –  = [HO ] × [H+ ]

eq

= 2

[NH3 ] × [H+ ] + [NH4 ]

 –  = [HO ] × [H+ ]

2

+

+ [NH3 ] × [H ] +] [NH4

= 4

+ [NH3 ]× [H3O ] + + NH + H O = NH + H O K4 = 4 (aq) 2 (l) 3(aq) 3 (aq) [NH+ ]

7 / 11

pKa2 = 9,2

 – 14

pKa3 = 14

10

10 + 4,4

Ka

 – 9,2 + 4,8 2 = 10 = 10  – 14 Ka 10 3

 – 9,2

pKa2 = 9,2

 – 14

pKa3 = 14

10

10

Ka

 –14

3 = 10 = 10  – 4,8  – 9,2 Ka 10 2

10

 – 9,2

pKa2 = 9,2 pKa4 = 0

1

[H3O+ ]

 – 4,8

10  – 9,2

[H+ ] Ka

pKa2 = 9,2

1 = 10  – 9,2 Ka 10 2

3

=

pKa1 = 4,8

Ka

3

4

CHAP 4

 – 9,2

[NH3 ]

 –  + +  ─  [NH4 ]× [HO ] NH + H O = NH + HO K3 = 3(aq) 2 (l) 4(aq) (aq) [NH3 ]

+ + NH = NH + H 4 3

10

 –  + [CH3CO2 ] × [NH4 ]

[NH3 ] K2 =  –  [NH+ 4 ]× [HO ]

Ka

10  – 4,8

[CH3CO2H]

1

K1 =

Ka

+  ─  NH + HO = NH +H O 4(aq) (aq) 3(aq) 2 (l)

+ NH / NH / NH 4 3



+  H O  3 (aq )

a 1 . K a 2

Ka

 –  + CH CO H + NH = CH CO + NH 3 2 (aq) 3 (aq) 3 2(aq) 4 (aq)

Sel d’ammonium sur un hydroxyde

3

K=

 –  CH CO H / CH / CH CO 3 2 3 2

Acide éthanoïque sur l’ammoniac

[A H ] 2 ( aq ) e q

eq

K

a 1 . K= K a 2

1

+  H O  3 (aq )

[A H ] [B ] 1 (aq ) eq 2(aq ) eq

K



[B ] 1(aq ) eq

Ka Ka

 – 9,2 2 =K a = 10 2 4

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

Sa caractéristique

États Avancement

K=

Init.

x0 = 0

Int.

x(t) = x

Final

x f  = xeq

A H 2 (aq ) eq A H 1 (aq) eq

A1H(aq)

+

B2(aq) = A2H(aq) +

n0A H = C1V1 n0B = C2V2 1 2 n0A H – x  – x n0B  – x  – x 1 2  – xeq  – xeq n0A H – x n0B  – x 1 2

x2 eq = x eq 2 B (C ) 2(aq) eq V B 1(aq) eq

B1(aq)

0

0

x

x

xeq

xeq

C =C =C 1 2 on a supposé pour simplifier, V =V =V 1 2 ce qui ne change pas le r aisonnement.

 K >10 >10 4 », l’avancement final de la transformation est grand, les produits (initialement - Si « K  absents) sont plus concentrés que les réactifs : La réaction est « quantitative », voire « quasi totale » lorsque « K tend vers le maximum 10 14 ». - Si « K tend vers le minimum 10 -14 », l’avancement final de la transformation est faible, les produits sont moins concentrés que les réactifs : La La réaction est « quasi-nulle ». On peut ainsi classer les réactions r éactions acido-basiques : K2  K = 10 + 4,4 réacion « quantitative » . K3 1 pKa  K = 10 + 4,8 réacion « quantitative ». 2 K1 14  ─  H2O  K = 10 - 4,8 réacion « peu quantitative ».   e HO    t    i 3   o   e   r    t 1   e   e 9,2    d   n +  K = , transformations inverses.    h   a NH NH    à   c    t K K 3   s 3 4   u   n 2 4   e   s   a   a   s    d   i   o    i   s   g   i 9, 2 réacion « quasi-nulle ».   r   c   c  K = 10 - 9, 4,8    à   o  –    a 4   r CH3CO2H   e   e   s   c CH3CO2      H  c   r   a   e  Ke = 10 - 14 , réaction « nulle ».   o    b   c      A   f   r 0   o 1      B   f H3O+ H2O = 10 + 14 , réaction « totale ».  K e

!

 couples à l’envers

Autoprotolyse de l’eau, l’eau, +  ─  H O + H O = HO + H O 2 (l) 2 (l) (aq) 3 (aq) +  ─  Ke = [HO [HO ] [H O ] = 10 - 14 (aq) eq 3 (aq) eq

pKa HO ─ 

14

Réaction acide fort - base forte, +  ─  HO +H O = 2H O (aq) 3 (aq) 2 (l) +  ─  1 K= = [HO [HO ]eq[H O ]eq = 10 - 14 K ( ) 3 ( ) aq aq e

H2O 9,2 NH3 NH+ 4 4,8  Définition CH3CO2H CH3CO –  2 0 Un équilibre chimique est l’état final commun de deux H3O+ H2O transformations transform ations inverses qui se limitent, dans les mêmes conditions physico-chimiques. physico- chimiques. L’avancement de l’une est inverse de celui de l’autre. Au niveau microscopique, Il résulte des lois statistiques des « chocs efficaces » entre les différents réactifs et de leur « force » acido-basique. Les concentrations sont cependant constantes au niveau macroscopique mesurable, et constituent l’état d’équilibre chimique dans lequel to utes les espèces sont présentes. Son avancement est x f  = xeq < xmax sa constante K. K. CHAP 4

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III. Les applications

Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?  pH  1  2  3  4  5 6  7  8  9 10 11 14

 L’indicateur coloré 

12

   d   n    I

C’est un couple « Ind H / Ind / Ind ». De part et d’autre de son  pKa pKa, les couleurs sont celles des formes acide « Ind H » et basique « Ind ». Autour du    H    d   n pKa, la superposition de ces    I couleurs définissent la «  teinte  sensible » de la «  zone de 0 virage » de l’indicateur. 1  2  5 7  8  9 11 12

Tropéoline OOO Phénolphtaléine  3 Tropéoline OO Vert de bromocrésol  4 Rouge de méthyl Pourpre de bromocrésol Bleu Nil Bleu de Poirrier

6 

S’agissant d’espèces réagissant s avec le milieu réactionnel, seules quelques gouttes y sont introduites pour ne pas fausser la transformation étudiée. La 10 coloration varie selon l’équilibre de l’indicateur, modifié par le pH  3 du milieu : [Ind

] (aq) eq [Ind H ] (aq) eq

 – pKa = 10 pH – p

 2

Elle donne une idée de ce pH, si l’indicateur est bien choisi.  Le dosage acido-basique

Le principe du « dosage ou titrage volumétrique » est d’introduire précisément un nombre équivalent de deux espèces acide et base base.. Ces deux espèces réagissent, le pH du milieu varie. Le volume VE à l’« l’« Équivalence » repérée par un indicateur coloré, de l’espèce de concentration connue, est lié au nombre de moles de l’espèce dosée. 



CHAP 4

Définition : À l’équivalence les réactifs ont été introduits dans les proportions stoéchiométriques. Remarque : La transformation est nécessairement « totale ». Seuls les produits sont donc présents à E = 0. l’équivalence, l’équivalence , nE = n 1 2

9 / 11

Schéma légendé 

Burette graduée

titrant n1 = C1V1 Équivalence _ VE

Erlenmeyer

dosé n2 = C2V2

Agitateur

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Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

États Avancement

A1H(aq)

Init.

x0 = 0

Int.

x(t) = x

Final

xequiv = xmax

B2(aq) → A2H(aq) +

+

n0A H = C1V1 1 n0A H – x  – x 1 n0A H – x  – xmax 1

nE B2 = C2VE nE  – x B2 – x nE  – xmax B2 – x

0

0

x

x

xmax

xmax

 La transformation étant totale, on peut dans ce seul cas remplacer   Ce tableau d’avancement suppose en exemple, l’acide

B1(aq)

« = » par « → ».

A1H dans l’erlenmeyer, dosé 

 par la base B2 dans la burette graduée .

n0A H – xmax = nE  – xmax = 0, B 1 2

À l’équivalence :

C’est-à-dire C1V1 = C2VE 

ou

C1 =

n0A H = nE B2 1 C V 2 E V 1

On peut également assurer le suivi du dosage acido-basique par  conductimétrie ou  pHmétrie..  pHmétrie

 Dosage conductimétrique

+ → 2H O ex : HO –  + H O (aq) 3 (aq) 2 (l) Conductivité de la solution HO –  (aq) HO – 

+

H O+ 3

σ

(t ) =

H O+ 3 (aq )

+

Cl  –

Cl  –

(aq )

+

Na +

Na +

(aq )

( H O+ = 35,0 × 10 – 3 S.m2.mol – 1, HO –   – = = 19,9 × 10 – 3 S.m2.mol – 1) 3 d uct ivit é  é d’une solution d’hydroxyde σ C onde Évolution des sodium dosée par une solution S.m-1 quantités de matière

n

mol HO – 

0

d’acide chlorhydrique

Cl –  Na+ H3O+

VE CHAP 4

 –  HO

E VH O+ 3 (en mL) mL)

σ=

n

λ i

G ou σ

Agitateur

Xi

1

VE 10 / 11

+ H O 3

VH O+ 3 (en mL) mL)

TS 2008-2009  Jallu L

Réactions acido-basiques  La transformation d’un système chimique est -elle toujours totale ?

 Dosage pHmétrique ex :

 –  + H O CH3CO2H(aq) + HO –  → CH CO aq ( ) 3 2(aq) 2 (l)

H O+ = K 3 a

(C CH CO H 3 2

(équation du 3 ème degré  en [H3O+] )

!

%

Évolution des pourcentages CH3CO –  100 % 2

C

C

)  –  HO

( H O 3

H O+ 3

 –  HO

K

+

e

H O+ 3 K

)

e

H O 3

+

pH

 pH d’une solution d’acide éthanoïque dosée par une pH  solution d’ hydroxyde hydroxyde de sodium E

= = pHE  héé n  Ph  n o  o p  p h  h t t a  al l ééi n i n  nee

 –  HO

pKa

CH CO H 3 2

d pH

50 %

dV HO – 

CH3CO2H VHO –  (en mL) mL) 0

0 VE VE

V E

2

2

 La solution tampon

pH Agitateur

VHO –  (en mL) mL)

VE À l’équivalence VE : xequiv = xmax = n0AH. V

À la demi équivalence E : À la « demi équivalence », lorsque pH = pKa de l’espèce dosée, est très faible.

Δ pH V HO

2

Δ pH

x

x½equiv = max = Δ VHO – 

D’où, nAH = n0AH – x  – x½equiv

« Le pH du milieu ne varie pas par ajout modéré de la base forte

2

0 0 n n nAH = n0AH –  AH = AH 2 2 ! ». C’est « l’effet tampon ».



Définition : Une « solution tampon » est une solution dont le pH ne varie pas par ajout modéré de base, a jout a jout modéré d’acide d’ acide ou dilution.



Réalisation : En mélangeant les quantités égales des deux espèces conjuguées, on obtient une solution tampon de pH = pKa du couple. On peut également faire réagir AH]] = [B [B] comme lors de l’une des espèces, pour fabriquer son conjugué de sorte que [AH la demi équivalence du dosage précédent.

CHAP 4

11 / 11

n0 AH 2

= nB.

.