ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE-BASE

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ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE-BASE
1. Notion d’acide faible
1.1. Expérience :
On dissous 0,1 mol d’acide éthanoïque CH 3COOH dans un volume V = 1 L d’eau.
On peut donc dire que [ CH3COOH] = 10–1 mol.L–1
Si l’ionisation était totale : CH3COOH + H2O →
H3O+ + CH3COO–
1 mole
1 mole
+
–1
Alors on devrait trouver [ CH3COOH] = [ H3O ] = 10 mol.L–1 ⇒
pH = 1
+
–pH
–3
Mais on constate que : pH = 2,9 ⇒
[ H3O ] = 10 = 1,3 . 10 mol.L–1
Donc [ H3O+] < [ CH3COOH]
1.2.
Conclusion : toutes les molécules CH3COOH introduites dans l’eau ne se sont
pas ionisées. L’IONISATION EST PARTIELLE : l’acide éthanoïque est un
ACIDE FAIBLE
2. Notion de base faible
2.1. Expérience :
On dissous 0,1 mol de gaz ammoniac NH3 dans un volume V = 1 L d’eau. On peut
donc dire que [ NH3] = 10–1 mol.L–1
Si l’ionisation était totale : NH3 + H2O →
NH4+ + HO–
1 mole
1 mole
–
–1
–1
Alors on devrait trouver [ NH3] = [ HO ] = 10 mol.L
Ke
–13
Comme Ke = [ H3O+] . [ HO–] ⇒ [ H3O+] =
mol.L–1
– = 10
[ HO ]
Ce qui donne pH = 13
Mais on constate que : pH = 11 ⇒
[ H3O+] = 10–pH = 10–11 mol.L–1
Donc [ HO–] = 10–3 mol.L–1
⇒
Donc [ HO–] < [ NH3]
2.2.
Conclusion : toutes les molécules NH3 introduites dans l’eau ne se sont pas
ionisées. L’IONISATION EST PARTIELLE : l’ammoniac est une BASE
FAIBLE
3. COUPLE ACIDE/BASE
3.1. Définition : selon BRÖNSTED
Un ACIDE est un corps susceptible de LIBERER un proton H+
+
–
HA →
← H + A
Couple acide /base :
HA/A–
(HA est l’acide et A– est la base conjuguée)
Une BASE est un corps susceptible de FIXER un proton H+
+
B + H+ ←
→ BH
Couple acide /base :
BH+/B
(BH+ est l’acide conjugué de la base B)
3.2.
Constante d’acidité Ka :
Elle est définie par la réaction de dissolution d’un acide dans l’eau :
2
+
+
H2O →
H3O + BASE
←
H3O+]. [ BASE]
[
Ka =
[ ACIDE]
On donne très souvent la valeur du pKa : pKa = – log Ka
ACIDE
3.3.
3.4.
Le cas de l’eau :
L’eau peut avoir un comportement soit d’acide soit de base : on dit que l’eau est
AMPHOTERE :
Les deux couples de l’eau sont :
H3O+ / H2O
H2O / HO–
Quelques valeurs de pKa
ACIDE
Nom
pKa
Formule
Ion Oxonium
H3O+
Ion Hydrogénosulfate
HSO4–
Acide fluorhydrique
HF
Acide méthanoïque
HCOOH
Acide benzoïque
C6H5COOH
Acide éthanoïque
CH3COOH
Sulfure d’hydrogène
H2S
Ion ammonium
NH4+
Ion hydrogénocarbonate
HCO3–
Ion hydrogénophosphate
HPO42–
Eau
H2O
BASE
CONJUGUEE
A 25°C
Formule
Nom
0,0
1,9
3,2
3,8
4,2
4,6
7,0
9,2
10,2
12,3
14,0
H2O
SO42–
F–
HCOO–
C6H5COO–
CH3COO–
HS–
NH3
CO32–
PO43–
HO–
Eau
Ion Sulfate
Ion Fluorure
Ion méthanoate
Ion benzoate
Ion éthanoate
Ion hydrogénosulfure
ammoniac
Ion carbonate
Ion phosphate
Ion hydroxyde
Détermination expérimentale des valeurs de pKa :
On fait une réaction acido-basique et on trace la courbe pH = f(v) : on constate qu’à la
H3O+]. [ BASE]
[
DEMI-EQUIVALENCE : [ ACIDE] = [ BASE] . Comme Ka =
[ ACIDE]
+
⇒
Ka = [ H3O ]
Donc pH = pKa pour la demi-équivalence
4. RESOLUTION DES PROBLEMES :
§ Ecrire la réaction de dissolution dans l’eau en repérant le couple acide/base
Ke
§ Si le pH est donné ⇒ calculer [ H3O+] = 10–pH et [ HO–] =
[ H3O+]
§ ELECTRONEUTRALITE : Somme [ ions positifs] = Somme [ ions négatifs]
§ CONSERVATION DE LA MATIERE :
[ Corps introduit]i = [ partie dissociée] + [ corps non dissocié]f
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5. PROPRIETES DE LA DEMI-EQUIVALENCE
Soit le couple ACIDE/BASE :
* On peut écrire la réaction de neutralisation de l’acide avec la base forte HO–
ACIDE
+
HO– →
H2O +
BASE
←
A l’équivalence tout l’acide a disparu
A la demi-équivalence la moitié de l’acide a disparu et il s’est formé autant de base
⇒
[ ACIDE] = [ BASE]
*
On peut écrire la réaction de neutralisation de la BASE avec l’acide fort H3O+
BASE +
H3O+ →
H2O +
ACIDE
←
A l’équivalence toute la base a disparu
A la demi-équivalence la moitié de la base a disparu et il s’est formé autant d’acide
⇒
[ ACIDE] = [ BASE]
5.1. Solution TAMPON :
• Définition : c’est une solution dont le pH varie très peu par ajout d’un peu
d’acide ou d’un peu de base ou par dilution
• Préparation : c’est un mélange équimolaire d’acide faible et de base forte
ou de base faible et d’acide fort : on se situe alors à la demi-équivalence :
comme [ ACIDE] = [ BASE] ⇒
pH = pKa
Le pH de la solution tampon est correspond donc au pKa du couple
acide/base
H3O+]. [ BASE]
[
5.2. Zones de prédominance des ions : Comme
Ka =
[ ACIDE]
[ ACIDE]
>
[ BASE]
[ BASE]
>
[ ACIDE]
pKa
pH
Exemple : soit le couple HCOOH / HCOO–
pKa = 3,8
Quelle est l’espèce prédominante dans une solution à pH = 5,2 ?
Comme pH > pKa, c’est l’espèce basique qui prédomine : l’espèce majoritaire est donc
HCOO– .
HCOO– prédomine
HCOOH prédomine
pKa = 3,8
pH = 5,2
pH