Introduction

Introduction

Chapitre 6 : Constante d’acidité

d’un couple acide / base

1. Produit ionique de l’eau

2. Constante d’acidité Ka

Ecritures de K dans le cas particulier des réactions acido-basiques

3. Comportement des acides et des bases en solution

4. Diagrammes de prédominance et de distribution




Eau pure : pH = 7,0 [H3O+] = 10-7 mol/L

Comment se fait-il qu’il y ait des ions H3O+?

H3O+(aq) / H2O(l)

H2O(l) / OH-(aq)

H2O(l)+ H2O(l) = H3O+(aq) + OH-

(aq) Autoprotolyse de l’eau

Le taux d’avancement de cette réaction est très faible.

Expression de la constante d’équilibre

K = [H3O+]*[OH-](aq)

La constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau est appelée « produit ionique de l’eau » et est notée Ke.

Produit ionique de l’eau Ke




Ke = [H3O+]*[OH-]

pKe

-logKe = -log[H3O+]-log[OH-]

pKe = pH -log[OH-]

pKe = -logKe

Ke = [H3O+]*[OH-] pH = pKe + log[OH-]

[OH-] = 10(pH-pKe)

À 25°C

Ke = 1,0.10-14

pKe = 14,0




Solution ACIDE

Solution NEUTRE

Solution BASIQUE

pH<(1/2)pKe (1/2)pKe pH>(1/2)pKe

pH

[H3O+]>[OH-] [H3O+]=[OH-] [H3O+]<[OH-]

2. Constante d’acidité KA



Une réaction se produit lors de la mise en solution d’un

acide AH

AH(aq) / A-(aq)

H3O+(aq) / H2O(l)

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

(aq) L’acide se

dissocie

2. Constante d’acidité KA



La constante d’équilibre de cette réaction est appelée constante d’acidité et est notée KA. Elle ne dépend que de la température.

Constante d’acidité KA

KA = [A-]eq . [H3O+]eq

[AH]eq

pKA = -logKA

pKA

pH = pKA + log( [A-]eq/[AH]eq )




Acide 1

x

0 10 excès 0 0

x 10-x excès x x

xf 8 excès 2 2

xmax 0 excès 10 10

=2

10= 0,2

Réaction limitée

Acide peu dissocié

[H3O+] faible et pH élevé




Acide 2

x

0 10 excès 0 0

x 10-x excès x x

xf 0 excès 10 10

xmax 0 excès 10 10

=10

10= 1

Réaction totale

Acide totalement

dissocié[H3O+] élevé et pH faible




Acide 2Acide 1

Pour des solutions de même concentrations apportées:• le pH est d’autant plus faible• le taux d’avancement est d’autant plus élevé• l’acide est d’autant plus dissocié

que l’acide est fort (que son KA est élevé et son pKA faible).




Pour des solutions de même concentrations apportées:• le pH est d’autant plus élevé• le taux d’avancement est d’autant plus élevé• la base est d’autant plus protonée

que la base est forte (que son KA est faible et son pKA

élevé).

De la même façon, pour des solutions de bases




AH prédomine A- prédomine

pH<pKA pKA pH>pKA pH

[AH]>[A-] [AH]=[A-] [AH]<[A-]


Diagramme de prédominance





Diagramme de distribution




Les indicateurs colorés de pH sont constitués par des couples acido-basiques dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.

Indicateurs colorés HInd / Ind-

HInd(aq)+ H2O(l) = H3O+(aq) + Ind-

(aq)

Exemple: Bleu de Bromothymol (BBT)

pKapKa-1 pKa+1

Zone de virage

pH6,3 8,3

5. Détermination expérimentale d’un KA



Voir TP

Objectif BAC

Autoprotolyse de l’eau

Produit ionique de l’eau

Constante d’acidité KA / pKA

Acide faible / Acide Fort

Acide dissocié

Diagramme de prédominance

Diagramme de distribution

Indicateur coloré

Objectif BAC expérimental

Conductimétrie

pH-métrie



Introduction

Documents

Transcript of Introduction