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BASE espèce qui capte un (ou
plusieurs) proton(s)
ACIDE espèce qui cède un (ou plusieurs) proton(s)
Echange de proton(s) H+
Couple Acide (HA)/Base (A-) régi par la demi-équation
d’échange protonique
• L’eau acide:
Couple
• L’eau base:
Couple
Réaction acido-basique
Force comparée des acides et des bases
Prévision thermodynamique des réactions redox
Diagramme de prédominance
pHpKa
Domaine de prédominance de
la BASE A-
Domaine de prédominance du
l’ACIDE HA
Deux espèces présentant des domaines de prédominance disjointes ne peuvent pas coexister en solution.
Echelle d’acidité
pKa
Base1 Acide1 pKa1
Base2 Acide2
BA
SES
de p
lus
en p
lus
fort
es
AC
IDES de plus en plus forts
La réaction acido-basique spontanée a lieu entre l’ACIDE LE PLUS FORT et la BASE LA PLUS FORTE (règle du gamma)
Le proton (comme l’électron) ne peut pas exister à l’état libre dans l’eau. Il doit être échangé entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. Il ne doit pas apparaître dans l’équation-bilan de la réaction acido-basique.
HA A- + H+
Les protons s’échangent un par un. On peut ainsi trouver des polyacides et des polybases. Par exemple:
H3A⏟triacide
⇆ H2 A−+ H+
H2 A− ⇆ H A2− + H+
H A2− ⇆ A3−⏟
tribase
+ H+
Couple H3A /H2 A−
Couple H2 A− /H A2−
Couple H A2− /A3−
Les espèces H2A- et HA2- sont à la fois acide d’un couple et base d’un autre couple: ce sont des AMPHOLYTES (ou des espèces amphotères) acido-basiques.
Couple H A1/A−1
Couple H A2 /A−2
H A1 ⇆ A−1 + H+
H A2 ⇆ A−2 + H+
Bilan H A1 + A−2 ⇆ A−
1 + H A2
H2O / HO−⏟
io n hydro xyde
H2O ⇆ HO−+ H+
H3O+
⏟ionoxonium
/ H2O
H3O+ ⇆ H2O + H+
Les couples de l’eau: l’eau est un ampholyte
acido-basique
AUTOPROTOLYSE DE L’EAU (APE): action de l’eau acide sur l’eau
base
H2O(so lv)
acide 1
+ H2O(so lv)
base 2
⇆ HO−(aq )
base 1
+ H3O+(aq )
acide 2
2H2O(so lv) ⇆ HO−(aq ) + H3O+
(aq )
Constante d’équilibre associée à l’APE: le PRODUIT IONIQUE DE L’EAU Ke
Ke =a(H3O+
(aq )) × a(HO−(aq ))
a2(H2O(so lv))
⇒ Ke = [H3O+][HO−] = 10−14
à 25°C et en omettant d’écrire c° = 1 mol.L-1
pKe = − log(Ke) = 14ou}
Acides et bases FORT(E)S
HA est l’acide conjugué de A-. A- est la base conjuguée de HA.
Un acide fort réagit TOTALEMENT avec l’eau selon la réaction
Tous les acides forts se comportent dans l’eau comme H3O+.
Tous les bases fortes se comportent dans l’eau comme HO-.
H A⏟acide fo rt 1
+ H2O(so lv)
base 2
→ A−(aq )
⏟base in d i f f eren te 1
+ H3O+(aq )
acide 2
A−⏟base fo rte 1
+ H2O(so lv)
acide 2
→ H A(aq )
acide in d i f f eren t 1
+ HO−(aq )
base 2
Acides et bases FAIBLES
• Un acide faible réagit avec l’eau selon la réaction LIMITEE
H A⏟acide faible 1
+ H2O(so lv)
base 2
⇆ A−(aq )
⏟base faible 1
+ H3O+(aq )
acide 2
Constante d’équilibre associée = CONSTANTE D’ACIDITE du couple HA/A-
Ka = [A−][H3O+][H A]
pKa = − log(Ka)
Ka = 10−pKaou
• Une base faible réagit avec l’eau selon la réaction LIMITEE
Kb = [H A][HO−][A−] = [H A][HO−][H3O+]
[A−][H3O+] = KeKa
A−⏟base faible 1
+ H2O(so lv)
acide 2
⇆ H A(aq )
acide faible 1
+ HO−(aq )
base 2
Constante d’équilibre associée (constante de basicité):
• Couple
H2O /HO−
H3O+ / H2O
H3O+
⏟acide faible 1
+ H2O(so lv)
base 2
⇆ H2O(aq )
base faible 1
+ H3O+(aq )
acide 2
Ka = [H3O+][H3O+] = 1 ⇒ pKa = 0
• Couple
H2O(so lv)
acide 1
+ H2O(so lv)
base 2
⇆ HO−(aq )
base 1
+ H3O+(aq )
acide 2
Ka = Ke = [H3O+][HO−] ⇒ pKa = pKe = 14
Echelle d’acidité
pKa
Ka1 10-14
0 14
Acide FORT
Acide FAIBLE
Acide INDIFFERENT
Base FAIBLE
Base FORTE
Base INDIFFERENTE
BASE de plus en plus forte
ACIDE de plus en plus fort
pH d’une solution
On définit pH = − log(a(H3O+(aq)))
⇒ pH = −log([H3O+ ]) en solution diluée
pH7
Solution acide Solution basique
[H3O+] > [HO−] [H3O+] < [HO−]
Solution neutre
H A⏟acide faible 1
+ H2O(so lv)
base 2
⇆ A−(aq )
⏟base faible 1
+ H3O+(aq )
acide 2
Ka = [A−][H3O+][H A] ⇒ pH = pKa + log ( [A−]
[H A] )
pKa2
{
REACTIONS ACIDO-BASIQUES EN SOLUTION
AQUEUSEUn base forte réagit TOTALEMENT avec l’eau selon la réaction
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