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 pK_A n’est pas compris entre 0 et 14.<o:p></o:p>

Ø  Acides forts → K_A positif (très grand) et pK_A négatif (<0)<o:p></o:p>

Ø  Bases fortes → K_A positif (très petit) et pK_A 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 K_A est élevé (= pK_A 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 K_A /Basicité K_B /Equilibre K_e<o:p></o:p>

- Ke = [H₃O⁺] x [OH^-] = 10^-14, à 25°C ó pKe = -log Ke = 14.<o:p></o:p>

- pK_B = pKe - pK_A = 14 - pK_A<o:p></o:p>

- pK_A = pKe - pK_B = 14 - pK_B<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 < pK_A → 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 C_A<o:p></o:p>

Base forte → pH = 14 + log C_B<o:p></o:p>

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Acide faible ([H₃O⁺] = h)<o:p></o:p>

Ø  Peu dissocié (K_A <10^-3 = pK_A >3) → pH = 1/2 (pK_A - log C_A) OU h = √K_A.C_A<o:p></o:p>

Le pH doit être inférieur à pK_A-1 car on a supposé AH majoritaire<o:p></o:p>

Ø  Moyennement dissocié (K_A >10^-3 = pK_A <3) → h² + K_A.h - K_A.C_A = 0, avec pH = -log h<o:p></o:p>

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Base faible ([OH^-] = w)<o:p></o:p>

Ø  Peu protonée (K_B < 10^-3 = K_A >10^-11 = pK_A < 11) → pH = 7 + 1/2 (pK_A + log C_B)<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 (K_B > 10^-3 = pK_A > 11) → w² + (Ke/K_A).w  (Ke/K_A).C_B = 0<o:p></o:p>

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            B) Polyacides et polybases<o:p></o:p>

ΔpK_A > 2 : on utilisera l’acidité la plus forte pour fixer le pH → pH = 1/2 (pK_A1 - log C)<o:p></o:p>

Même chose pour les polybases si ΔpK_A > 2, on utilise la plus forte → pH = 7 + 1/2 (pK_A1 + log C)<o:p></o:p>

ΔpK_A < 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 K_A, on aura donc 2 couples acide/base conjugués → pH = 1/2 (pK_A1 + pK_A2)<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 (pK_A1 - log C)<o:p></o:p>

ΔpKA < 2 : on prend en compte toutes les acidités → pH = -1/2 log (K_A1.C₁ + K_A2.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 (K_A1.C₁ + K_A2.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 = pK_A + log (C_B/C_A)<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 (pK_A1 + pK_A2) + 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 V_B = Veq :<o:p></o:p>

                  → C_A V_A = C_B V_B ó C_A V_A = C_B 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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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 H₂PO^4-/HPO^4- et tampon protéique).<o:p></o:p>

Ø  Ouverts → [AH] + [A^-] inconstant (ex : tampon bicarbonate CO₂, H₂O/HCO^3-).<o:p></o:p>