Chimie 1 Les réactions acido-basiques – Le pH du vivant I. Notion du pH pH = potentiel d’hydrogène. Il s’agit d’une grandeur reliée à la concentration en ions oxonium 𝐻3 𝑂+. A 25°C, le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14. La solution sera : [𝐻3 𝑂+ ] = 10−𝑝𝐻 Il faut par contre que [𝐻3 𝑂+ ] ≤ 0,1mol. L-1. II. Equilibre acido-basique A. Définitions d’un acide et d’une base selon Brönsted Définition : Espèce acide : Une espèce acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton 𝐻 + . Une solution qui contient une telle espèce est acide car il y a une augmentation de la concentration de 𝐻3 𝑂+, donc une diminution de pH. Espèce basique : Une espèce basique est une espèce chimique capable de capter au moins un proton 𝐻 + . Une solution qui contient une telle espèce est basique car il y a une diminution de la concentration de 𝐻3 𝑂+, donc une augmentation de pH. B. Définition : Amphotère – Ampholyte. L’eau appartient à deux couples, c’est l’acide du couple 𝐻2 𝑂/𝐻𝑂− et la base du couple 𝐻3 𝑂+ /𝐻2 𝑂. Etant à la fois une base et un acide, on appelle cela un amphotère ou un ampholyte. C. Réaction acido-basique Lorsqu’on dissout un acide ou une base dans l’eau, celui-ci ou celle-ci va réagir avec l’eau puisqu’elle est un ampholyte. On a la relation : Ou Les demi-équations acido-basique sont équilibrées par l’ajout d’un proton : 𝐴𝐻 ⇌ 𝐴− + 𝐻 + Définition : Une réaction acido-basique est une réaction entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple, pour former les espèces conjuguées. Acide si son pH est inférieur à 7 Neutre si son pH est 7 Basique si son pH est supérieur à 7 𝑝𝐻 = −log[𝐻3 𝑂+ ] correspondante. On appelle ces deux espèces des espèces conjuguées, elles forment un couple acide-base 𝐴𝐻/𝐴− . Couple acide-base Définition : Lors d’une réaction acido-basique, une espèce basique 𝐴− ou acide 𝐴𝐻 va gagner ou perdre un proton et ainsi devenir son acide ou sa base Exemple : Réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau : 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻/𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− et 𝐻3 𝑂+ /𝐻2 𝑂 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− + 𝐻 + 𝐻2 𝑂+𝐻 + ⇌ 𝐻3 𝑂+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− +𝐻3 𝑂+ Certaines équations acido-basiques et plus généralement certaines réactions chimiques ne sont pas totales, elles atteignent un état d’équilibre chimique : l’avancement final 𝑥𝑓 et forcément inférieur à l’avancement maximal 𝑥𝑚𝑎𝑥 . Il existe donc à la fin de la réaction encore une partie des réactifs d’origine. D. Réaction exothermique Définition : Une réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique, c’est-à-dire qu’elle libère de l’énergie sous forme de chaleur. La température du milieu réactionnel augmente. Les acides �-aminés ont des propriétés acido-basiques particulières. Le groupe carboxyle −𝐶𝑂𝑂𝑂𝐻 donne la propriété d’un acide Le groupe amine −𝑁𝐻2 donne la propriété d’une base. Les deux groupes sont sur le même atome de carbone. Il existe trois formes notées 𝐴𝐻2+ , 𝐴𝐻 et 𝐴− . Exemple de l’aspartame : A 𝑡0 , on met ∈ pour 𝐻3 𝑂+ car on compte l’autoprotolyse de l’eau. Il y a déjà une quantité infime d’ions oxoniums déjà présents. A l’état final, [𝐻3 𝑂+ ] = 𝐶0 donc le pH de l’acide fort est : 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔𝐶0 E. Produit ionique de l’eau L’eau est à la fois un acide et une base. Il peut donc y avoir une réaction entre ces deux molécules d’eau, l’une jouant le rôle de la base, l’autre jouant le rôle d’acide : + 𝐻2 𝑂 + 𝐻2 𝑂⇌ 𝐻3 𝑂 + 𝐻𝑂 − → C’est l’autoprotolyse de l’eau. Le pH d’un acide faible sera donc supérieur : 𝑝𝐻 > −𝑙𝑜𝑔𝐶0 Exemple de calcul du pH d’une base forte avec 𝐸𝑡𝑂− + 𝐻2 𝑂 → 𝐻𝑂− + 𝐸𝑡𝑂𝐻 : Définition : le produit ionique de l’eau et noté 𝐾𝑒 =[𝐻3 𝑂+ ] × [𝐻𝑂− ] A cette grandeur associée, le 𝑝𝐾𝑒 (potentiel 𝐾𝑒 ), on a : 𝑝𝐾𝑒 = −log(𝐾𝑒 ) On peut alors facilement connaître la concentration [𝐻𝑂 − ] en connaissant celle de [𝐻3 𝑂+ ]. A 𝑡0 , on met ∈ pour 𝐻𝑂− car on compte l’autoprotolyse de l’eau. A 25°C, 𝐾𝑒 = 1,0 × 10−14 et 𝑝𝐾𝑒 = 14 F. Acide fort, base forte Définition : Un acide est fort si sa réaction avec l’eau est totale. Une base est forte si sa réaction avec l’eau est totale. On trace une flèche simple →. Exemple de calcul du pH d’un acide fort avec 𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻3 𝑂+ + 𝐶𝑙 − : [𝐻𝑂− ] = 𝐶0 𝑝𝐻 = 14 + log(𝐶0 ) [𝐻𝑂− ] = 𝐶0 𝐾𝑒 =[𝐻3 𝑂+ ] × [𝐻𝑂− ] 𝐾𝑒 𝐾𝑒 [𝐻3 𝑂+ ] = = − [𝐻𝑂 ] 𝐶0 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻3 𝑂+ ] = − log ( 𝑝𝐻 = −(log 𝐾𝑒 − 𝑙𝑜𝑔𝐶0 ) 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑒 + 𝑙𝑜𝑔𝐶0 Le pH d’une base faible sera donc inférieur : 𝑝𝐻 < 14 + log(𝐶0 ) 𝐾𝑒 ) 𝐶0 G. Acide faible, base faible Définition : Un acide faible 𝐴𝐻, ou une base faible 𝐴− est une espèce qui ne réagit pas totalement avec l’eau : la réaction est équilibrée. Il y a une coexistence des réactifs et des produits. On trace une double flèche ⇌. Déplacement d’un équilibre Une modification de la concentration d’une espèce chimique de l’équilibre chimique provoque une évolution du système dans le sens opposé à la modification initiale recherchée. III. Domaine de prédominance A. 𝐾𝑎 = [𝐴𝐻] = [𝐴− ] × [𝐻3 𝑂+ ]𝑒𝑞 Le 𝑝𝐾𝑎 d’un acide faible ou d’une base faible est compris entre 0 et 14. Le 𝑝𝐾𝑎 d’un acide fort est inférieur ou égal à 0. Le 𝑝𝐾𝑎 d’une base forte est supérieur ou égal à 14. Pour un acide faible, plus le 𝑝𝐾𝑎 est bas, plus il est dissocié. Pour une base faible, plus le 𝑝𝐾𝑎 est élevé, plus elle est dissociée. B. V. Résumé des formules A. Zone de prédominance Calcul du pH Acide Fort 𝑝𝐻 [𝐴− ] 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log( ) [𝐴𝐻] = −log[𝐻3 𝑂+ ] = −log(𝐶) [𝐴− ] Base Forte Si la base prédomine alors 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑒 + log(C) = 14 + log(𝐶) [𝐴− ] Si l’acide prédomine alors [𝐴𝐻] < 1 donc log ([𝐴𝐻]) < 0 donc 𝑝𝐻 < 𝑝𝐾𝑎 [𝐴− ] [𝐴𝐻] > 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 Ces solutions sont utilisées pour l’étalonnage des pH-mètres. Définition : Une espèce 𝑋 prédomine sur une espèce 𝑌 si [𝑋] > [𝑌]. Donc C’est une solution dont le pH varie peu par addition modérée d’acide, de base ou par dilution modérée. [𝐴𝐻]𝑒𝑞 𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔(𝐾𝑎 ) Contrôle de la valeur du pH Une solution tampon est composée d’un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée, son pH est donc proche du 𝑝𝐾𝑎 du couple utilisé. Constante d’acidité et 𝑝𝐾𝑎 [𝐴− ]𝑒𝑞 IV. [𝐴− ] 1 donc log ([𝐴𝐻]) > 0 donc 𝑝𝐻 > 𝑝𝐾𝑎 On en déduit le diagramme de prédominance d’un couple acide-base qui est un axe de pH sur lequel apparaît le 𝑝𝐾𝑎 du couple étudié et les domaines où les espèces prédominent. [𝐻3 𝑂+ ] = 𝐶 [𝐻𝑂 − ] = 𝐶 𝐾𝑒 =[𝐻3 𝑂+ ] × [𝐻𝑂 − ] Acide Faible Base Faible [𝐴− ] × [𝐻3 𝑂+ ] [𝐴𝐻] [𝐴− ] 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log( ) [𝐴𝐻] 𝐾𝑎 =
