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
Alors on devrait trouver [ ] CH3COOH = [ ] H3O+ = 10–1 mol.L–1 ⇒ pH = 1
Mais on constate que : pH = 2,9 ⇒ [ ] H3O+ = 10–pH = 1,3 . 10–3 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
Alors on devrait trouver [ ] NH3 = [ ] HO– = 10–1 mol.L–1
Comme Ke = [ ] H3O+ . [ ] HO– ⇒ [ ] H3O+ = Ke
[ ]
HO– = 10–13 mol.L–1
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 :

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ACIDE + H2O →→
← H3O+ + BASE
Ka = [ ]
H3O+. [ ] BASE
[ ]
ACIDE
On donne très souvent la valeur du pKa : pKa = – log Ka
3.3. 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–
3.4. Quelques valeurs de pKa
ACIDE
pKa
BASE
CONJUGUEE
NomNom FormuleFormule A 25°C FormuleFormule NomNom
Ion Oxonium H3O+ 0,0 H2O Eau
Ion Hydrogénosulfate HSO4– 1,9 SO42– Ion Sulfate
Acide fluorhydrique HF 3,2 F– Ion Fluorure
Acide méthanoïque HCOOH 3,8 HCOO– Ion méthanoate
Acide benzoïque C6H5COOH 4,2 C6H5COO– Ion benzoate
Acide éthanoïque CH3COOH 4,6 CH3COO– Ion éthanoate
Sulfure d’hydrogène H2S 7,0 HS– Ion hydrogénosulfure
Ion ammonium NH4+ 9,2 NH3 ammoniac
Ion hydrogénocarbonate HCO3– 10,2 CO32– Ion carbonate
Ion hydrogénophosphate HPO42– 12,3 PO43– Ion phosphate
Eau H2O 14,0 HO– 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
DEMI-EQUIVALENCE : [ ] ACIDE = [ ] BASE . Comme Ka = [ ]
H3O+. [ ] BASE
[ ]
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
§ Si le pH est donné ⇒ calculer [ ] H3O+ = 10–pH et [ ] HO– = Ke
[ ]
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
5.2. Zones de prédominance des ions : Comme Ka = [ ]
H3O+. [ ] BASE
[ ]
ACIDE
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– .
pH
pKa
[ ]
ACIDE > [ ] BASE
[ ]
BASE > [ ] ACIDE
pH
pKa = 3,8
HCOOH prédomine
HCOO– prédomine
pH = 5,2