• 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>

    <o:p> </o:p>

    - 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>

    <o:p> </o:p>

    - 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>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    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>

    <o:p> </o:p>

    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>

    <o:p> </o:p>

    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>

    <o:p> </o:p>

    <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>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

                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>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

                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>

    <o:p> </o:p>

    ΔpKA < 3 résolution d’une équation du second degré : K = x² / (C1-x). (C2-x)<o:p></o:p>

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    <o:p> </o:p>

    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>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

                B) Comparaison des courbes acide faible/acide fort<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

     

    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>

    <o:p> </o:p>

    - 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>

    <o:p> </o:p>

    - 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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