Rappels sur transformations acido-basiques








télécharger 198.29 Kb.
titreRappels sur transformations acido-basiques
page1/2
date de publication28.01.2017
taille198.29 Kb.
typeDocumentos
c.21-bal.com > droit > Documentos
  1   2




RAPPELS SUR TRANSFORMATIONS ACIDO-BASIQUES

I. Autoprotolyse de l'eau

1. pH de l'eau pure :

Le pH de l'eau pure à 25°C est 7,0. Cette valeur est prise comme référence pour définir un milieu neutre du point de vue acido-basique (les milieux aqueux sont toujours neutres du point de vue électrique).
 

Dans l'eau pure à 25°C on a donc:

[H3O+] = 10-pH

  =>  

[H3O+] = 1,0.10-7 mol.L-1

2. Autoprotolyse de l'eau :

L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d''eau suivant le bilan:

H2O + H2O = H3O+ + HO-

Cette réaction est très peu avancée ([H3O+] est très faible).
On remarquera que: [H3O+] = [HO-].

3. Produit ionique de l'eau :

1. Définition

Le produit ionique de l'eau est la constante d'équilibre associée à l'équation d'autoprotolyse de l'eau. Cette constante est notée Ke. On a donc:
 

Ke = [H3O+] [HO-]

Ke s'exprime sans unité alors que les concentrations sont exprimées en mol.L-1.

2. Propriété et notation

La constante d'équilibre est indépendante de l'état initial (en particulier de la concentration initiale) et ne dépend que de la température. Donc, pour toute solution aqueuse à 25°C, on a: Ke=1,0.10-14. (Ke croît lorsque la température augmente).
 

On note:

pKe = - log Ke

donc    

pKe = 14   à 25°C

4. Échelle de pH :

Le pH des solutions aqueuses usuelles s'étend de 0 à 14. La nature acide, basique ou neutre d'une solution dépend de son pH. Les différentes situations possibles sont résumées sur l'échelle de pH donnée ci-dessous.



II. Constante d'acidité KA et pKA

1. Définition :

La constante d'acidité KA est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un acide avec l'eau.
 

A l'équation:

AH(aq) + H2O = A-(aq) + H3O+

 

 

est associée la constante d'acidité:

KA

 = 

[A-]éq [H3O+]éq



[AH]éq







 

pKA est défini par la relation:

pKA = - log KA

ou    

KA = 10-pkA

 

2. Exemples :

1. Couple acide éthanoïque / ion éthanoate

  

 

Equation de la réaction avec l'eau:

CH3—COOH + H2O = CH3—COO- + H3O+

 

 

Expression de la constante d'acidité:

KA

 = 

[CH3-COO-]éq [H3O+]éq



[CH3-COOH]éq




 

 

Valeur à 25°C:

KA = 1,58.10-5    et pKA = 4,80

2. Couple ion ammonium / ammoniac

  

 

Equation de la réaction avec l'eau:

NH4+ + H2O = NH3 + H3O+

 

 

Expression de la constante d'acidité:

KA

 = 

[NH3]éq [H3O+]éq



[NH4+]éq




 

 

Valeur à 25°C:

KA = 6,30.10-10    et pKA = 9,20

3. Couples de l'eau

L'eau fait partie de deux couples acido-basiques distincts. Considérons l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau:



  • Le premier couple considéré est: H2O / HO- (l'eau est l'acide du couple). Considérons la réaction de l'eau avec l'eau, ce qui correspond à l'autoprotolyse de l'eau.
     

Equation de la réaction avec l'eau:

H2O + H2O = H3O+ + HO-

 

 

Expression de la constante d'acidité:

KA = [H3O+] [HO-]

 

 

Valeur à 25°C:

KA = Ke = 1,0.10-14    et  pKA = pKe = 14

  • L'eau se comporte comme une base vis-à-vis d'un acide. Le couple considéré est: H3O+ / H2O (l'eau est la base du couple).
    Considérons la réaction de l'eau avec l'acide H3O+.

Equation de la réaction avec l'eau:

H2O + H3O+= H3O++ H2O

 

 

Expression de la constante d'acidité:

KA

 = 

[H3O+]



[H3O+]




 

 

Valeur à 25°C:

KA = 1   et  pKA = 0

III. Comparaison du comportement des acides en solution aqueuse

1. Forces relatives de deux acides :

Un acide A1H est plus fort qu'un acide A2H, si, à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de l'acide A2H avec l'eau. Soit 1>2.

2. Comparaison des pH des solutions de deux acides de forces différentes :

Pour des solutions de mêmes concentrations, l'acide le plus fort est celui dont le taux d'avancement final est le plus élevé. Donc c'est celui pour lequel [H3O+] est la plus élevée.
[H3O+] et pH varient en sens inverses (pH = -log[H3O+]). Donc:
 

l'acide le plus fort est celui pour lequel le pH est le plus faible.

3. Comparaison des constantes d'acidité :

Exprimons la constante d'acidité en fonction du taux d'avancement final de la réaction de l'acide avec l'eau. Le tableau d'avancement de la réaction de l'acide avec l'eau est:
 

Équation de la réaction

AH + H2O = A- + H3O+

E.I (mol)

n(AH)0

        

n(A-)0=0

n(H3O+)0=0

E.t (mol)
l'avancement est x

n(AH)=n(AH)0-x

        

n(A-)=x

n(H3O+)=x

E.E (mol)
l'avancement est xéq

n(AH)éq=n(AH)0-xéq

        

n(A-)éq=xéq

n(H3O+)éq=xéq

Si la réaction était totale on aurait: n(AH)éq=0 soit:
 

n(AH)0-xmax = 0

  =>  

xmax = n(AH)0

Le taux d'avancement final est:
 



 = 

xéq



xmax




  =>  



 = 

xéq



n(AH)0




En notant c la concentration initiale de l'acide et en divisant le numérateur et le dénominateur par le volume V de la solution on a:
 



 = 

xéq



V c




  =>  

c 

 = 

xéq



V




Les concentrations à l'équilibre s'obtiennent en divisant les quantités de matière à l'équilibre (dernière ligne du tableau d'avancement) par le volume V de la solution, alors:
 

[AH]éq = c - c = c(1 - )

 

[A-]éq = c

 

[H3O+]éq = c

L'expression de la constante d'acidité est alors:
 

KA

 = 

[A-]éq [H3O+]éq



[AH]éq




  =>  

KA

 = 

c22



C (1-)




 

 

 

 

  =>  

KA

 = 

c2



1-




Au numérateur  est au carré, KA est une fonction croissante de . Donc si A1H est plus fort que A2H, alors 1>2 et KA1>KA2.
 

Un acide est d'autant plus fort que sa constante d'acidité KA est plus grande ou que son pKA est plus petit.

  1   2

similaire:

Rappels sur transformations acido-basiques iconI les transformations chimiques ne sont pas toujours totales, exemple...

Rappels sur transformations acido-basiques iconRappels –rappels –rappels –rappels tableau descriptif d’evolution...

Rappels sur transformations acido-basiques iconRappels –rappels –rappels –rappels tableau descriptif d’evolution...

Rappels sur transformations acido-basiques iconTD: Réactions acido-basiques

Rappels sur transformations acido-basiques iconRéactions acido-basiques

Rappels sur transformations acido-basiques iconTD: Réactions acido-basiques

Rappels sur transformations acido-basiques iconChapitre 6 Équilibres acido-basiques

Rappels sur transformations acido-basiques iconChap n°5 Les réactions acido-basiques

Rappels sur transformations acido-basiques iconQuelques exemples d’indicateurs colorés acido-basiques

Rappels sur transformations acido-basiques iconAcide-base; réactions acido-basiques (7,5 points)








Tous droits réservés. Copyright © 2016
contacts
c.21-bal.com