Réactions acido-basiques Échelle de pH Le pH des solutions aqueuses : • Solution neutre, acide ou basique Autoprotolyse de l'eau Suivant la valeur de son pH, une solution aqueuse présente un caractère neutre, acide ou basique. • Équation d'autoprotolyse • Une solution neutre contient autant d'ions oxonium que d'ions hydroxyde : [H3O+]f = [HO–]f • Une solution acide contient plus d'ions oxonium que d'ions hydroxyde : [H3O+]f > [HO–]f • Une solution basique contient moins d'ions oxonium que d'ions hydroxyde : [H3O+]f < [HO–]f Nous savons, depuis la classe de Première, que l'eau est un ampholyte acido-basique, c'est-à-dire qu'elle est l'acide d'un couple (H2O/HO–) et la base d'un autre couple (H3O+/H2O). Les demi-équations associées à ces couples s'écrivent : H2O(ℓ) = HO–(aq) + H+(aq) (1) H2O(ℓ) + H+(aq) = H3O+(aq) (2) En formant (1) + (2), on obtient l'équation de la réaction acido-basique de l'eau sur elle-même. On peut alors, grâce au produit ionique de l'eau, relier le caractère neutre, acide ou basique d'une solution à la valeur de son pH. L'eau participe à un équilibre chimique appelé autoprotolyse dont l'équation s'écrit : 2 H2O(ℓ) = H3O+(aq) + HO–(aq) À 25 °C, le pH est : – égal à 7,0 dans une solution neutre ; – strictement inférieur à 7,0 dans une solution acide ; – strictement supérieur à 7,0 dans une solution basique. L'eau, même la plus purifiée, contient donc toujours, en quantité infime, des ions oxonium et hydroxyde. D'après la stœchiométrie de l'équation, on voit que les quantités d'ions oxonium et hydroxyde formés par cet équilibre sont égales. Exemples : À 25 °C, – l'eau distillée qui est une solution neutre, a un pH égal à 7,0 ; – une solution d'acide éthanoïque qui est acide, a un pH inférieur à 7,0 ; – une solution d'ammoniac qui est basique, a un pH supérieur à 7,0. Dans l'eau pure, on a : [H3O+]f = [HO–]f . Cette égalité n'est valable que pour l'eau pure. Ainsi, dans une solution aqueuse quelconque, contenant par exemple un autre couple acide/base, on peut avoir : [H3O+] f [HO–] f . • Représentation graphique On peut représenter graphiquement la propriété précédente à l'aide d'une échelle de pH. solutions neutres • Produit ionique Comme pour tout équilibre, on caractérise l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau par une constante d'équilibre ne dépendant que de la température. La constante d'équilibre Ke associée à l'équation d'autoprotolyse de l'eau est appelée produit ionique de l'eau et s'écrit : Ke = [H3O+]f . [HO–]f. Cette relation est vérifiée pour toutes les solutions aqueuses. Elle est très utile, notamment pour la détermination du pH d'une solution aqueuse. Ke ne dépend que de la température ; on retient sa valeur à 25 °C : Ke = l,0.10–14. On définit la grandeur logarithmique suivante, associée au produit ionique de l'eau : pKe = – log Ke soit : Ke == 10–pKe. pKe, tout comme Ke, ne dépend que de la température. pKe = 14 à 25 °C. 0 pH à 14 25°C 7 solutions acides solutions basiques On se limite en pratique à une échelle pour laquelle 0 < pH < 14, domaine où la relation pH = – log[H3O+] s'applique. METHODE Déterminer le pH d'une solution 1. Écrire l'équation de la réaction acido-basique ayant lieu en solution. 2. Établir le tableau d'avancement correspondant. 3. Deux cas se présentent : – si H3O+ fait partie des produits, déterminer sa concentration finale et en déduire le pH ; – si HO– fait partie des produits, déterminer sa concentration finale puis en déduire celle des ions oxonium par le biais du produit ionique de l'eau. Enfin, déterminer le pH de la solution. 1 Réactions acido-basiques Exemple : Soit une solution d'ammoniac, de concentration C égale à 1,0.10–2 mol.L–1. Le taux d'avancement final de la réaction est 4,0 %. Déterminons le pH de cette solution dont la température est de 25 °C. À partir de la définition de KA (en appliquant la fonction – log aux deux membres), on en déduit la relation suivante : [A–]f pH = pKA + log [AH]f qui peut s'avérer très utile dans les exercices. 1. La réaction de l'ammoniac sur l'eau a pour équation : NH3(aq) + H2O(ℓ) = NH4+(aq) + HO–. 2. Le tableau d'avancement correspondant s'écrit, en raisonnant sur un litre de solution : état … initial intermé diaire final Equation Avancement 0 x xf NH3(aq) + H2O(ℓ) = NH4+(aq) + Comparaison des acides et des bases – HO . Quantité de matière (mol) 1,0.10–2 bcp 0 0 1,0.10–2 – x bcp x x bcp xf xf –2 1,0.10 – xf 3. Le taux d’avancement final de la réaction est égal à x [HO–]f 4%, soit : τ = f = = 4,0.10–2. Donc xmax C [HO–]f = C.τ = 1,0.10–2 × 4,0.10–2 = 4,0.10–4 mol.L–1 Or Ke = [H3O+]f . [HO–]f = 1,0.10–14 Ke 1,0.10–14 donc [H3O+]f = = 2,5.10–11 mol.L–1 – = [HO ]f 4,0.10–4 On en déduit : pH = – log (2,5.10–11) = 10,6 Comparaison des acides et des bases Constante d'acidité Dans I Qr/K, nous avons défini de manière générale la constante d'équilibre associée à l'équation d'une réaction. Dans le cas d'une réaction d'un acide sur l'eau, cette constante porte un nom particulier que nous allons à présent introduire. L'équation de la réaction d'un acide HA sur l'eau s'écrit : HA(aq) + H2O = A–(aq) + H3O+ La constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un acide sur l'eau est appelée constante d'acidité KA du couple HA/A– : [H O+] [A–]f KA = 3 f [HA]f On associe à KA la grandeur logarithmique notée pKA définie par : pKA = – log KA. Cette dernière égalité équivaut à : KA= 10–pKA. La valeur de KA dépend de la nature du couple HA/A– et de la température. Comme toute constante d'équilibre, c'est une grandeur sans dimension. Exemples : à 25 °C, – pour le couple H3O+/H2O, pKA = 0,0 et KA = 1,0 ; – pour le couple H2O/HO–, pKA = 14,0 et KA= 1,0.10–14; – pour le couple CH3COOH /CH3COO–, pKA = 4,8 et KA = 10 –4,8 = 1,6.10–5. On suppose ici que la seule réaction à considérer est la réaction de l'acide (ou de la base) que l'on étudie sur l'eau. On peut alors montrer les résultats suivants. À concentration identique, – la solution de l'acide du couple ayant la constante d'acidité la plus grande (et donc le pKA le plus petit) a le pH le plus petit ; – la solution de la base du couple ayant la constante d'acidité la plus grande (et donc le pKA le plus petit) a le pH le plus petit. KA et pKA varient en sens inverse l'un de l'autre. On peut relier la constante d'acidité au taux d'avancement final de la réaction de l'acide (ou de la base) considéré. À concentration identique, le taux d'avancement final : – de la réaction d'un acide HA sur l'eau est d'autant plus grand que la constante d'acidité du couple auquel il appartient est grande (et donc le pKA est petit) ; – de la réaction d'une base A– sur l'eau est d'autant plus petit que la constante d'acidité du couple auquel elle appartient est grande (et donc le pKA est petit). Exemples : Soient les deux couples suivants : CH3COOH/CH3COO– de KA = 1,6.10–5 et de pKA = 4,8 ; NH4+/NH3 de KA = 6,3.10–10 et de pKA = 9,2. – A concentration identique, le pH d'une solution d'acide éthanoïque CH3COOH est plus petit que celui d'une solution de chlorure d'ammonium NH4Cl. Par ailleurs, le taux d'avancement final de la réaction de l'acide éthanoïque sur l'eau est plus grand que celui de la réaction des ions ammonium sur l'eau. – À concentration identique, le pH d'une solution d'éthanoate de sodium NaCH3COO est plus petit que celui d'une solution d'ammoniac NH3 Par ailleurs, le taux d'avancement final de la réaction des ions éthanoate sur l'eau est plus petit que celui de la réaction de l'ammoniac sur l'eau. Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique On considère la réaction entre l'acide HA1 du couple HA1/A1–, et la base A2 du couple HA2/A2–. Cette réaction mène à un équilibre dont l'équation s'écrit : HA1 + A2– = A1– + HA2 Sa constante d'équilibre a pour expression : [HA2]f . [A1–]f K= [HA1]f . [A2–]f 2 Réactions acido-basiques En introduisant les constantes d'acidité K A1 et KA2 relatives à ces deux couples, on aboutit à la propriété suivante. Prédominance et distribution des espèces acido-basiques Soit l'équilibre acido-basique mettant en jeu les couples acide 1 /base 1 de constante d'acidité K A1 et acide 2/ base 2 de constante d'acidité KA2 , dont l'équation s'écrit : acide 1 + base 2 = acide 2 + base 1. La constante d'équilibre associée à cette réaction K s'écrit : K = A1 KA2 Diagrammes de distribution et de prédominance Exemple : La réaction entre l'acide éthanoïque (KA1 = 1,6.10–5) et l'ammoniac (KA2 =5,6.10–10) a pour équation : CH3COOH + NH3 = CH3COO– + NH4+ On en déduit la valeur de sa constante d'équilibre : 1,6.10–5 K= = 2,9.104 5,6.10–10 On peut également définir le pK de la réaction acidobasique étudiée ; on a alors : pK = pKA1 – pKA2. METHODE Déterminer à partir de la constante d'équilibre si une transformation est totale Expérimentalement, on met en évidence l'existence de domaines de pH dans lesquels l'une des formes, acide ou basique, d'un couple acide/base prédomine et d'un domaine dans lequel elles coexistent en proportions comparables. Un diagramme de distribution représente les variations des pourcentages de la forme acide HA et de la forme basique A– d'un couple acido-basique en fonction du pH de la solution. Le diagramme de prédominance partage l'échelle de pH en deux zones : – une zone dans laquelle la forme acide HA du couple prédomine : [HA]f > [A–]f ; – une zone dans laquelle la forme basique A– du couple prédomine : [A–]f > [HA]f. Pour une solution aqueuse contenant les espèces HA [A–]f et A–, on sait que : pH = pKA + log [HA]f On en déduit immédiatement la propriété suivante : Après avoir écrit l'équation de la réaction considérée, on calcule sa constante d'équilibre K. Trois cas se présentent alors : • Si K ≥ 104, la transformation associée est considérée comme totale. • Si K 1, la transformation mène à un état d'équilibre. • Si K ≤ 10–4, la transformation est très peu avancée. [A–]f < 1 donc [HA]f > [A–]f : [HA]f la forme acide prédomine en solution. [A–]f • Si pH = pKA, alors = 1 donc [HA]f = [A–]f : [HA]f les formes acide et basique ont des concentrations molaires finales identiques. [A–]f • Si pH > pKA, alors > 1 donc [HA]f < [A–]f : [HA]f la forme basique prédomine en solution. Il ne s'agit que d'ordres de grandeur; les valeurs frontières de 104 et 10–4 pourront parfois être légèrement différentes suivant l'exercice considéré, On peut représenter graphiquement les diagrammes de distribution et de prédominance pour un couple HA/A– comme suit. • Si pH < pKA, alors Exemple : La réaction de l'acide éthanoïque sur l'ammoniac dont nous avons calculé la constante d'équilibre K, égale à 2,9.104 peut être considérée comme totale. La réaction inverse d'une réaction pouvant être considérée comme totale est très peu avancée puisque sa constante d'équilibre K' est égale à 1 l'inverse de K (si K ≥ 104, alors ≤ 10–4) K w 3 Réactions acido-basiques Application aux indicateurs colorés acidobasiques Nous avons déjà rencontré la notion d'indicateur coloré en Première, notamment à l'occasion de l'étude des dosages. • Utilisation En utilisant successivement plusieurs indicateurs colorés, judicieusement choisis, on peut évaluer approximativement le pH d'une solution aqueuse. Une utilisation particulièrement intéressante d'un indicateur coloré est surtout le repérage du point équivalent lors d'un dosage, comme on l'a vu en Première. Ce point sera revu et approfondi dans I Titrages • Indicateur coloré acido-basique Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide/base dont les deux formes acide et basique sont de couleurs différentes. On note ce couple HInd/Ind– et sa constante d'acidité Kind. • Zone de virage Pour fixer les idées, on considère que seule la teinte de l'une des formes est visible lorsque la concentration de cette forme est au moins dix fois plus grande que celle de l'autre forme, ce qui mène à la propriété suivante. METHODE Déterminer l'espèce prédominante dans une solution aqueuse • Faire l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution. • Déterminer le pH et/ou prendre en compte la couleur de la solution. • Comparer le pH au pKA du couple acidobasique présent et/ou comparer la couleur de la solution aux couleurs des formes acide et basique du couple. Si pH < pKA, la forme acide prédomine, sinon la forme basique prédomine. • Si pH < pKind – 1, la solution a la couleur de la forme acide. • Si pH > pKind + 1, la solution a la couleur de la forme basique. Lorsque le pH de la solution est compris entre pKind – 1 et pKind + 1, les deux espèces Hind et Ind– sont mélangées et la couleur de la solution est intermédiaire entre celle de la forme acide et celle de la forme basique. On appelle zone de virage d'un indicateur coloré le domaine de pH s'étendant approximativement sur deux unités pH de part et d'autre du pKA, noté pKind, du couple Hind/Ind–. Dans la zone de virage, la solution contenant l'indicateur coloré prend une couleur appelée teinte sensible de l'indicateur, intermédiaire entre celles de la forme acide et de la forme basique. Exemple : Considérons une solution contenant les espèces du couple NH4+/NH3, auxquelles on a ajouté quelques gouttes de BBT. La solution prend une coloration jaune. Donnée : pKA(NH4+/NH3) = 9,25 ; La zone de virage du BBT comprise entre 6,0 et 7,6 est la zone où il passe du jaune au bleu. La coloration jaune du BBT indique que le pH de la solution est inférieur à 6,0. Cette valeur est inférieure à 9,25, le pKA du couple NH4+/NH3,. L'ion ammonium est donc l'espèce prédominante dans cette solution L'étendue ainsi définie sur deux unités pH de la zone de virage est approximative ; l'énoncé peut donner une zone de virage légèrement plus grande ou plus petite pour un indicateur coloré donné Exemple : le bleu de bromothymol (BBT) Le BBT a un pKind égal à 7,1. Les manuels donnent souvent une zone de virage du BBT de [6,0; 7,6], plus restreints que celle proposée ici. PKind forme acide forme basique pH 7,1 0 coloration jaune 6,1 coloration bleue 14 8,1 zone de virage coloration intermédiaire 4