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Réactions acido-basiques| Chimie terminale

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I Définition acide et base

Un acide est une espèce qui peut perdre un ion H+ (= proton)

Une base est une espèce qui peut gagner un ion H+ (=proton)

On définit un couple A/B par une demi-équation acido-basique:

acide = base +H+

Exemple: CH3COOH/CH3COO-

->CH3COOH = acide

->CH3COO- = base

Et CH3COO- + H+ = CH3COOH

=>Une réaction acido-basique est un échange d'ion H+ (=proton) entre l'acide et la base d'un même couple

II Autoprotolyse de l'eau

1) Le produit ionique de l'eau

L'eau pure conduit très légèrement le courant, car elle contient quand même des ions

->Dans l'eau, il y a constamment des réactions chimiques immédiates entre les molécules d'eau

2H20 ⇆ HO- + H3O+

HO-: ion hydronium

H3O+: ion oxonium

Tableau d'avancement pour cette réaction, avec 1L d'eau

Pour le tableau d'avancement de cette réaction, avec 1L d'eau on a xf ≈ 10-7 mol

Produit ionique de l'eau Ke

Ke = [H3O+]f *[HO-]f = 10-14

->Constante, marche pour une température de 25°

[X]: concentration de l'espèce X

f: valeur à l'état final

2)Définition du pH

-Le pH donne l'acidité ou la basicité d'une solution

- pH = -log [H3O+]f

->[H3O+] = 10-pH

Avec la concentration en mol/L

Cette formule marche pour une concentration < 1mol/L

Pour avoir une solution neutre, il faut [H3O+] = [HO-]

->Les concentrations doivent être de 10-7 (car 2* 10-7 = 10-14 = Ke)

-Une solution neutre a donc un pH de 7

REMARQUE:

Le couple de l'eau est: H20/HO- ET H30+/H2O

->H20 est amphotère car elle est acide ET basique

Si: [H3O+] tend vers 1 mol/L

->Le pH tend vers 0

Alors [HO-] tend vers 10-14 mol/L

=>On a une solution très acide

Si: [HO-] tend vers 1 mol/L

->Le pH tend vers 14

Alors [H3O+] tend vers 10-14 mol/L

=>On a une solution très basique

III Constante d'acidité d'un couple acido-basique

La constante d'acidité sert à prévoir l'état final d'une réaction acido-basique

AH/A-, un couple acido-basique quelconque que l'on mélange avec de l'eau

Équation de la réaction:

AH +H20 ⇆ H3 O+ + A-

Constante d'acidité:

K(AH/A) = ([H30+]f * [A-]f)/[AH]f

Exemple

On dissout 3.10-3 mol de NH4+ dans 1L d'eau

Équation:

NH4+ + H20 ⇆ NH3 + H3O+

Note:

Couple acido-basique: NH4+/NH3

KaNH4+/NH3 = 6,3 *10-10 (coefficient d'acidité)

On cherche à calculer la concentration de toutes les espèces présentes dans la solution

Tableau d'avancement

NH4+ + H20 ⇆ NH3 + H3O+
3.10-3 excès 0 0
3.10-3 - xf (=0) excès xf xf

Donc Ka = ([H3O+]f * [NH3]f)/[NH4+]f

Qui est égale à ((xf/V)²/(3.10-3-xf)/V) = [H3O+]²/(3.10-3 - [H3O+])

-> car la concentration est égale à xf

->Réaction quasi-totale

IV Classement des forces des acides et des bases

1) Définition du pKa

Le pKa donne la force de l'acide

pKa = -log(Ka)

-> On peut en déduire: Ka = 10-pKa

Plus l'acide est fort, plus le pH tend vers 0, plus le pKa tend vers 0

->On n'utilise pas le pKa pour les acides forts

2) Les acides forts

Un mélange entre un acide fort et de l'eau donne une réaction chimique quasi-totale

=>Comme la réaction est quasi-totale, on a xf = concentration du réactif limitant

Exemple d'acide fort:

-Acide chlorhydrique (HClg)

-Acide sulfurique (H2SO4)

-Acide nitrique (HNO3)

3)Les acides faibles

Un mélange entre un acide faible et de l'eau donne une réaction limité

La plus part des acides carboxylique sont des acides faibles

Exemple d'acide faible: CH3COOH

On peut classer les acides par le pKa en faisant un tableau

->Plus on monte, plus le pKa est fort, plus l'acidité est faible, plus la basicité est forte

->Plus on descend, plus le pKa est faible, plus l'acidité est forte, plus la basicité est faible

4)Les bases fortes

Dans l'eau, une base forte se transforme totalement en HO-

->Réaction quasi-totale

Exemple de base forte:

La soude hydroxyle de sodium (Na+,HO-)

5)Les bases faibless

Dans l'eau, les bases faibless ont une réaction limitée

->Réaction non totale

Exemples de bases faibles:

-Les amines, R-NH2 (R: une chaîne carbonée)

-> RNH2+H2O⇆RNH3+

L'amine le plus connue et le plus simple: l'ammoniac (NH3

V diagramme de prédominance

1) Relation entre pKa et pH

Démonstration de la relation entre le Pka et le pH

[A-]: concentration de la base

[AH]: concentration de l'acide

Ka = ([H3O+]f * [A-]f)/[AH]f

-> log Ka = log ([H3O+]f * [A-]f)/[AH]f

-> log ka = log [H3O+]f + log ([A-]f)/[AH]f

-> -log ka = -log [H3O+]f - log ([A-]f)/[AH]f

Comme -log [H3O+]f = pH et-log ka = pka

On a la relation:

pH = pka + log ([A-]f)/[AH]f

2) Diagramme de prédominance

C base = concentration de la base = [A-] (= C de A-)

C acide = concentration de l'acide = [AH] (= C de AH)

diagramme de prédominance

3) Cas des acides aminés

Les acides aminés ont une fonction d'acide carboxylique et d'aminé

->Ils ont une fonction d'acide ET une fonction de base

Étant acide ou base, les aminés ont 2 pKa

diagramme de prédominance d'un acide aminé

=> Les aminé ont des charges négative (anion) pour la partie basique ( supérieur à pKa2)

=> Les aminé ont des charges positive pour la partie acide (inférieur à Pka1)

Entre Pka1 et Pka2, on a un molécule avec une charge + ET une charge -

-> c'est un Zwitterion

Lors d'un titrage avec des acides aminés, il y a 2 réactions simultanées

Exemple avec la glycine (AH2+)

Couples acido basique: AH2+/AH et AH/A-

Si on titre avec HO-, on a:

AH2+ +HO- -> AH + H2O

ET

AH+HO- -> A-+H2O

Ce qui donne la réaction: AH2+ +2HO- -> 2H2O+A-

Les outils de la chimie analytique

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