• Les couples acides bases

    Les couples acides bases<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    I)            Définition <o:p></o:p>

    Acide : molécule qui cède une ou x protons H+<o:p></o:p>

    Monoacide (perd un proton) : NH4+ / H2O<o:p></o:p>

    Polyacide (perd plusieurs protons) : H3PO4<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Base : molécule capter un ou x proton H+<o:p></o:p>

    Monobase (capte un proton) : HO- / NH3<o:p></o:p>

    Polybase (capte plusieurs protons) : CO32-<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Quand équilibre chimique on a = ou ó<o:p></o:p>

    Quand la réaction est totale on a à<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    II)         Les réactions acide / base<o:p></o:p>

    Les réactions chimiques sont associées à un équilibre chimique. L’équilibre chimique est associé à des réactifs et à des produits.<o:p></o:p>

    Les réactions acide base sont la somme des deux demi réactions :<o:p></o:p>

    AH = A- + H+  <o:p></o:p>

    B- + H+ = BH<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Un acide et une base peuvent donc réagir ensemble :<o:p></o:p>

    AH + B- = BH + A-<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    1)  L’autoprotolyse de l’eau<o:p></o:p>

    L’eau est une molécule particulière qui peut à la fois agir comme base et comme acide on a donc ce que l’on appelle l’autoprotolyse de l’eau<o:p></o:p>

    2 H2O = H3O+ + HO-<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Les réactions chimiques sont liées à une constante d’équilibre<o:p></o:p>

    Keau = [H30+].[HO-] = 10-14    à condition normales de température et pression <o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    2)  Fort / Faible<o:p></o:p>

    Ces réactions sont équilibrées et elle peut plus ou moins être décalé. Être fort ou faible <o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    a)  Acide fort<o:p></o:p>

    Acide fort : réagit totalement avec l’eau qui joue le rôle de base<o:p></o:p>

    AH + H2O à A- + H3O+<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    b)  Base forte<o:p></o:p>

    Base forte : réagit totalement avec l’eau qui joue le rôle d’acide<o:p></o:p>

    A- + H2O à AH + HO-<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Ces base et acide fort ‘’n’ont pas’’ de constante d’équilibre normale (elles peuvent donc être très négatives è tend vers l’infini)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    c)   Acide faible<o:p></o:p>

    Acide faible : réagissent que partiellement avec l’eau (elle est donc équilibré) :<o:p></o:p>

    AH + H2O = A- + H3O+<o:p></o:p>

    La constante d’acidité est une constante d’équilibre lié à un acide (produit des concentrations des produits diviser par les concentrations des réactions sans H20) : <o:p></o:p>

    Capture d’écran 2014-08-14 à 18.15.59

     

     

    d)  Base faible<o:p></o:p>

    Même chose pour la constante de basicité Base faible <o:p></o:p>

    A- + H2O = AH + HO-<o:p></o:p>

    Capture d’écran 2014-08-14 à 18.16.26

     

    <o:p> </o:p>

    3)  Acides et bases conjuguées<o:p></o:p>

    On remarque que Kbasicité = Keau / Kacidité<o:p></o:p>

    La connaissance de Kbasicité implique celle de Kacidité pour un couple acide base<o:p></o:p>

    Kacidité est égale à une valeur numérique, c’est un indicateur de la force d’un acide ou d’une base en solution aqueuse<o:p></o:p>

    On emploie aussi le pKacidité = -log Kacidité qui est plus simple à manipuler.<o:p></o:p>

    Plus le pKacidité est petit plus l’acide de ce couple est fort (et inversement)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    III)      Le pH<o:p></o:p>

    Le pH est un nombre qui donne la quantité de proton libre dans une solution <o:p></o:p>

    pH = -log [H3O+]<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si [H3O+] = [HO-] è la solution est neutre è 10-7 mol.L-1 è ph 7<o:p></o:p>

    Si [H3O+] < [HO-] è la solution est basique<o:p></o:p>

    Si [H3O+] > [HO-] è la solution est acide<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Le pH est une grandeur physico chimique de référence, elle est contrôle et contrôlable. Le pH est utilisé dans les approches biomédicales, certains pH doivent être tamponnés (7,35 < pH sang < 7,45 et 7,9 < pH liquide céphalo rachidien < 8,1)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    1)  Prédominance des espèces<o:p></o:p>

    La prédominance d’une espèce A sur B est quand la concentration de l’une par rapport à l’autre.<o:p></o:p>

    On compare donc les concentrations A et AH<o:p></o:p>

    Capture d’écran 2014-08-14 à 18.16.36

     

    <o:p> </o:p>

    On en déduit que AH prédomine sur A si [AH] > [A-] soit pH < pKacidité<o:p></o:p>

    On en déduit que A- prédomine sur AH si [A-] > [AH] soit pH > pKacidité<o:p></o:p>

    *diagramme de prédominance*<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    2)  Espèce majoritaire :<o:p></o:p>

    Une espèce est majoritaire quand [A] > 10 [B]<o:p></o:p>

    Capture d’écran 2014-08-14 à 18.16.43

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    AH est majoritaire devant A- lorsque [AH] > 10 [A-] soit pH < pKacidité – 1 (on peut négliger [A-] devant [AH])<o:p></o:p>

    A- est majoritaire devant AH lorsque [A-] > 10 [AH] soit pH > pKacidité + 1 (on peut négliger [AH] devant [A-])<o:p></o:p>

    *diagramme de prédominance*<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    IV)      La mesure du pH :<o:p></o:p>

    Il existe plusieurs types de mesure du pH<o:p></o:p>

    - Le papier pH (environ une unité de pH) c’est simple et rapide. La bandelette change de couleur suivant le pH<o:p></o:p>

    - Le pH-mètre (entre 0,01 unité de pH) précis mais long car il doit être étalonner au préalable. Les électrodes envoient du courant dans la solution en fonction de la concentration en ion H+<o:p></o:p>

    La différence de potentiel est donc proportionnelle à la concentration en ion H+ ou au pH.<o:p></o:p>

    ΔE = a.(pH) + b<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    V)         Calcul du pH<o:p></o:p>

    1)  acide / base forte<o:p></o:p>

    tableau d’avancement<o:p></o:p>

    pH = -log [H3O+] = - log Cacide<o:p></o:p>

    pH = 14 + log Cbasicité (pour la base forte)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    2)  acide faible <o:p></o:p>

    tableau d’avancement<o:p></o:p>

    Ka = h2 / (Ca –h)<o:p></o:p>

    Si constante d’acidité est très petite (K < 10-3 ou pKacidité >3) è AH est très faiblement dissocié : [A-] << [AH] è h est négligeable devant Ca<o:p></o:p>

    On peut écrire Ka = h2 / Cacidité<o:p></o:p>

    pH = ½ (pKacidité – log Cacidité)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si constante d’acidité est très grand (K > 10-3 ou pKacidité < 3) è  ne peut pas négliger h devant Ca<o:p></o:p>

    h2 + Ka .h – Ka . Ca = 0<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    3)  Base faible <o:p></o:p>

    tableau d’avancement<o:p></o:p>

     K = ([AH].[HO-])/[A-] = ω2 /  Cb- ω = Ke/ Ka<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si constante de basicité est très petite (Kb < 10-3 ou Ka > 10-11) è A- est très faiblement protoné: [AH] << [A-] è w est négligeable devant Cb<o:p></o:p>

    On peut écrire Ka = ω2 / Cb = Ke / Ka<o:p></o:p>

    pH = 7 + ½ (pKacidité + log Ca)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si constante d’acidité est très grand (Kb > 10-3 ou Kacidité  < 10-11) è A- n’est plus très faiblement protoné  <o:p></o:p>

    ω2 + Ke/pKacidité .ω – Ke/pKacidité . Cb = 0<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    VI)      Polyacide  <o:p></o:p>

    Un polyacide est un mélange de deux acides, ils peuvent donc céder plusieurs protons.<o:p></o:p>

    Si ΔpKacidité > 2, c’est la première acidité fixera le ph, on calcule du pH d’un monoacide faible<o:p></o:p>

    pH = ½ (pKacidité – log Ca)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    VII)   Ampholyte<o:p></o:p>

    Un ampholyte est un composé qui joue le rôle de base et d’acide.<o:p></o:p>

    Quand on cherche le pH d’un ampholyte ça revient à faire le mélange de deux couple acide / base. Ce composé aura deux constantes d’acidité Ka1 et Ka2<o:p></o:p>

    (1) AH- + AH- = AH2 + A2- è K1<o:p></o:p>

    (2) AH- + H2O = AH2 + HO- è K2<o:p></o:p>

    (3) AH- + H2O = A2- + H3O+ è K3<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Cas particulier : 1 est prépondérante c’est à dire qu’il y a un équilibre entre l’acide et la base, les constantes d’équilibre entre (2) et (3) deviennent négligeables.<o:p></o:p>

    K1 > 10^3 K2 <o:p></o:p>

    K1 > 10^3 K3<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si (1) prépondérante <o:p></o:p>

    Tableau d’avancement<o:p></o:p>

    Ka1 . Ka2 = [H30+]2<o:p></o:p>

    pH = ½ (pKa1 + pKa2)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    VIII)Mélange de deux solutions<o:p></o:p>

    Mélange de deux acides en quantités équivalentes peuvent être de plusieurs natures différentes<o:p></o:p>

    1er cas : 2 acides forts          pH = - log (C1 + C2)<o:p></o:p>

    2ème cas : 1 acide fort avec 1 acide faible. L’acide fort est prépondérant                   pH = - log Cfort<o:p></o:p>

    3ème cas : 2 acides faibles <o:p></o:p>

    ΔpKa > 2 è le pH est dicté par l’acide le plus fort (pKa le plus petit) è pH = ½ (pK1 - log Ca)<o:p></o:p>

    ΔpKa < 2 è  pH = -1/2 log (Ka1 . C1 + KA2 + C2)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    A) Mélange acide base conjuguée (solution tampon)<o:p></o:p>

    pH = pKa + log [Cb]/[Ca]<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B) Mélange acide base non conjuguée<o:p></o:p>

    Tableau d’avancement<o:p></o:p>

    K = KA1 / KA2<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si K < 10^-3, soit pKa > 3<o:p></o:p>

    pH = ½ (pKA1 + pKA2) + ½ log (C2/C1)<o:p></o:p>

    Si C1 = C2 è pH = ½ (pKA1 + pKA2)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si K > 10^-3, soit pKa < 3, il faudra résoudre<o:p></o:p>

    K = x^2 / (C1-x).(C2-x)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    IX)      Les titrages acido-basiques<o:p></o:p>

    J’ai une solution connue et une solution inconnue je verse goutte à goutte la solution connue dans la solution inconnue jusqu’à un changement de couleur ou jusqu’à obtenir une courbe en S (avec le point équivalent)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A) Acide fort titré par base forte<o:p></o:p>

    Je souhaite connaître la concentration d’un acide fort et je dispose d’une base forte dont on connaît la concentration et le volume.<o:p></o:p>

    On fait une équation bilan de cette réaction.<o:p></o:p>

    Quand on verse autant de moles de base que d’acide on obtient le point équivalent. On dit que l’acide et la base ont été mélangés dans des proportions stoechiométriques.<o:p></o:p>

    ninitial = najouté<o:p></o:p>

    ó Ca . Va = Cb . Vb<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    1)  Courbe de titrage <o:p></o:p>

    Elle représente l’évolution du pH en fonction du volume de base versée.<o:p></o:p>

    Schéma<o:p></o:p>

    Avant point équivalent pH acide <o:p></o:p>

    Après point équivalent pH basique<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    2)  Point équivalent (d’un point de vue graphique)<o:p></o:p>

    Méthode des tangentes<o:p></o:p>

    Tangente bas / tangente parallèle haut è parallèle au milieu = point équivalent<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    3)  pH à différents points de la courbe<o:p></o:p>

    V=0  pH acide fort pH = -log [H3O+] = - log Ca<o:p></o:p>

    0 < Vb < Veq pH = - log (Cb. (Veq – Vb)/(Vb + Va)<o:p></o:p>

    Vb = Veq pH = 7<o:p></o:p>

    Vb > Veq è pH = 14 + log (Cb. (Vb – Veq)/ (Vb+Va))<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    B) Acide faible titré par base forte<o:p></o:p>

    Je souhaite connaître la concentration d’un acide faible et je dispose d’une base forte dont on connaît la concentration et le volume.<o:p></o:p>

    On fait une équation bilan de cette réaction.<o:p></o:p>

    La courbe n’est plus symétrique, elle possède donc deux points d’intérêt : <o:p></o:p>

    Le point équivalent (méthode des tangentes)<o:p></o:p>

    Le point demi-équivalent qui correspond à pH = pKa<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    X)         Solution tampon / pouvoir tampon<o:p></o:p>

    Une solution tampon est une solution où le pH varie peu dans deux cas :<o:p></o:p>

    Par addition d’un acide ou d’une base forte<o:p></o:p>

    Par dilution modérée (eau)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Quand on fait un mélange équimolaire d’un acide faible et de sa base conjuguée, on se retrouve à la demi équivalence. C’est la meilleure solution pour créer une solution tampon<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A) Préparation solution tampon<o:p></o:p>

    1/ acide faible + base conjuguée en quantité égale<o:p></o:p>

    2/ base faible + acide fort jusqu’à demi équivalence<o:p></o:p>

    3/  acide faible + base forte jusqu’à demi équivalence<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B) Solution tampon en biologie<o:p></o:p>

    Le sang humain est tamponné à 7,4, il est régulé par deux couples H2PO4- / HPO42- et CO2 dissous / HCO3-<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    Si pH < 7,4 è acidose<o:p></o:p>

    Si pH > 7,4 è alcalose (solution basique = solution alcaline)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    Changement d’état <o:p></o:p>

    Un corps peut se trouver sous 3 formes :<o:p></o:p>

    - solide<o:p></o:p>

    - liquide <o:p></o:p>

    - gazeux<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    On peut représenter les transitions entre les différents états par un diagramme de phase.

    <o:p> </o:p>

    Pas de perte ou de création d’énergie<o:p></o:p>

    L’énergie de solidification + l’énergie de sublimation = l’énergie de vaporisation <o:p></o:p>


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