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Equilibres acide-base
Equilibres acide-base<o:p></o:p>
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I) Notion acide-base<o:p></o:p>
- Un (poly)acide peut céder un (plusieurs) proton H+ → AH = A- + H+<o:p></o:p>
- Une (poly)base peut capter un (plusieurs) proton H+ → BH+ = B + H+<o:p></o:p>
→ Les couples AH/A- et BH+/B sont des couples acide-base conjugués<o:p></o:p>
- Ampholyte (= espèce amphotère) : espèce pouvant se comporter comme un acide ou une base (H2O).<o:p></o:p>
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II) Réaction acide-base<o:p></o:p>
- Acide 1 + Base 2 = Base 1 + Acide 2<o:p></o:p>
- Autoprotolyse de l’eau : 2 H2O = H3O+ + OH-<o:p></o:p>
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III) Force des acides<o:p></o:p>
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A) Acides forts/Bases fortes<o:p></o:p>
- Espèces qui réagissent totalement avec l’eau → Nivellement par le solvant eau car l’eau ne pourra pas différencier les couples dont le pKA n’est pas compris entre 0 et 14.<o:p></o:p>
Ø Acides forts → KA positif (très grand) et pKA négatif (<0)<o:p></o:p>
Ø Bases fortes → KA positif (très petit) et pKA positif (>14)<o:p></o:p>
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B) Acides faibles/Bases faibles<o:p></o:p>
- Espèces qui réagissent partiellement avec l’eau → pas de nivellement car l’eau pourra les différencier.<o:p></o:p>
- Plus le KA est élevé (= pKA est bas), plus l’acide aura tendance à se comporter comme un acide fort (et inversement pour les bases).<o:p></o:p>
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C) Constantes d’acidité KA /Basicité KB /Equilibre Ke<o:p></o:p>
- Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14, à 25°C ó pKe = -log Ke = 14.<o:p></o:p>
- pKB = pKe - pKA = 14 - pKA<o:p></o:p>
- pKA = pKe - pKB = 14 - pKB<o:p></o:p>
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IV) pH<o:p></o:p>
pH = -log [H3O+]<o:p></o:p>
Ø [H3O+] = [OH-] → solution neutre (pH = 7).<o:p></o:p>
Ø [H3O+] > [OH-] → solution acide (pH < 7).<o:p></o:p>
Ø [H3O+] < [OH-] → solution basique (pH > 7).<o:p></o:p>
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- AH prédomine devant A- si [AH] > [A-] = pH < pKA → inversement pour A- lorsqu’il prédomine devant AH.<o:p></o:p>
- AH majoritaire devant A- si [AH] > 10[A-] = pH < pKA -1 → [A-] est alors négligeable.<o:p></o:p>
- A- majoritaire devant AH si [A-] > 10[AH] = pH > pKA +1 → [AH] est alors négligeable.<o:p></o:p>
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V) Mesure du pH<o:p></o:p>
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- Papier pH : bandelette imbibée d’un indicateur coloré universel, qui change de couleur graduellement en fonction du pH du milieu → Mesure simple et rapide mais imprécise.<o:p></o:p>
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- pH-mètre : boitier électronique relié à une électrode de référence et une électrode de mesure → Mesure précise mais moins rapide, à condition que le pH-mètre ait été étalonné à l’aide des solutions tampons.<o:p></o:p>
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VI) Calcul du pH<o:p></o:p>
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A) Monoacides et monobases<o:p></o:p>
Acide fort → pH = -log [H3O+] = -log CA<o:p></o:p>
Base forte → pH = 14 + log CB<o:p></o:p>
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Acide faible ([H3O+] = h)<o:p></o:p>
Ø Peu dissocié (KA <10-3 = pKA >3) → pH = 1/2 (pKA - log CA) OU h = √KA.CA<o:p></o:p>
Le pH doit être inférieur à pKA-1 car on a supposé AH majoritaire<o:p></o:p>
Ø Moyennement dissocié (KA >10-3 = pKA <3) → h² + KA.h - KA.CA = 0, avec pH = -log h<o:p></o:p>
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Base faible ([OH-] = w)<o:p></o:p>
Ø Peu protonée (KB < 10-3 = KA >10-11 = pKA < 11) → pH = 7 + 1/2 (pKA + log CB)<o:p></o:p>
Le pH doit être supérieur à pKA+1 car on a supposé A- majoritaire<o:p></o:p>
Ø Moyennement protonée (KB > 10-3 = pKA > 11) → w² + (Ke/KA).w (Ke/KA).CB = 0<o:p></o:p>
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B) Polyacides et polybases<o:p></o:p>
ΔpKA > 2 : on utilisera l’acidité la plus forte pour fixer le pH → pH = 1/2 (pKA1 - log C)<o:p></o:p>
Même chose pour les polybases si ΔpKA > 2, on utilise la plus forte → pH = 7 + 1/2 (pKA1 + log C)<o:p></o:p>
ΔpKA < 2 → HORS PROGRAMME<o:p></o:p>
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D) Ampholyte<o:p></o:p>
En solution, il est impliqué dans 3 équilibres différents → le pH sera donnée par la réaction avec le plus grand KA, on aura donc 2 couples acide/base conjugués → pH = 1/2 (pKA1 + pKA2)<o:p></o:p>
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E) Mélange d’acides<o:p></o:p>
ΔpKA > 2, avec concentrations des acides du même ordre : l’acide le plus fort impose le pH → pH = 1/2 (pKA1 - log C)<o:p></o:p>
ΔpKA < 2 : on prend en compte toutes les acidités → pH = -1/2 log (KA1.C1 + KA2.C2)<o:p></o:p>
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F) Mélange de bases<o:p></o:p>
ΔpKA > 2, avec concentrations des différentes bases du même ordre → pH = 7 + 1/2 (pKA1 + log C)<o:p></o:p>
ΔpKA < 2 : on prend en compte toutes les basicités → pH = 14 + 1/2 log (KA1.C1 + KA2.C2)<o:p></o:p>
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G) Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée<o:p></o:p>
→ pH = pKA + log (CB/CA)<o:p></o:p>
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H) Mélange d’un acide faible et de sa base non conjuguée<o:p></o:p>
ΔpKA > 3 → pH = 1/2 (pKA1 + pKA2) + 1/2 log (C2/C1)<o:p></o:p>
Si C1=C2, on obtient la formule du pH d’un ampholyte.<o:p></o:p>
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ΔpKA < 3 → résolution d’une équation du second degré : K = x² / (C1-x). (C2-x)<o:p></o:p>
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VII) Titrage acido-basique<o:p></o:p>
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A) Principe<o:p></o:p>
- Permet de déterminer la quantité d’une espèce chimique présente dans un échantillon.<o:p></o:p>
- A l’équivalence, les réactifs auront été introduits dans les proportions stoechiométriques et on aura VB = Veq :<o:p></o:p>
→ CA VA = CB VB ó CA VA = CB Veq<o:p></o:p>
- Une réaction de titrage doit être quantitative, unique et rapide.<o:p></o:p>
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B) Comparaison des courbes acide faible/acide fort<o:p></o:p>
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Acide faible<o:p></o:p>
Acide fort<o:p></o:p>
Remarque<o:p></o:p>
Saut de pH<o:p></o:p>
Peu important<o:p></o:p>
Très important<o:p></o:p>
≠ d’autant plus marquée que pKA est grand<o:p></o:p>
Points d’inflexions<o:p></o:p>
2 : demi-équivalence (avec pH=pKA) et équivalence<o:p></o:p>
1 à l’équivalence<o:p></o:p>
Point d’inflexion = changement de concavité de la courbe)<o:p></o:p>
Evolution du pH<o:p></o:p>
Irrégulière<o:p></o:p>
Régulière<o:p></o:p>
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VIII) Solution tampon<o:p></o:p>
- Solution dont le pH varie peu par addition modérée d’acide ou de base, ou par dilution modérée (ajout d’eau).<o:p></o:p>
- Préparation de différentes façons :<o:p></o:p>
Ø Mélanger un acide faible et sa base conjuguée en quantités égales.<o:p></o:p>
Ø Rajouter un acide fort (base forte) dans une solution de base faible (acide faible) jusqu’à la demi-équivalence<o:p></o:p>
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- Plus la variation de pH est faible lors de l’ajout d’un acide ou d’une base forte, plus l’effet tampon est important.<o:p></o:p>
- Limites extrêmes de pH compatibles avec la vie : pH = 6.8 (acidose grave) et pH = 7.8 (alcalose grave).<o:p></o:p>
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- 2 systèmes régulateurs : reins et poumons.<o:p></o:p>
- 2 types de tampons :<o:p></o:p>
Ø Fermés → [AH] + [A-] constant (ex : tampon phosphorique H2PO4-/HPO4- et tampon protéique).<o:p></o:p>
Ø Ouverts → [AH] + [A-] inconstant (ex : tampon bicarbonate CO2, H2O/HCO3-).<o:p></o:p>
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