Chimie générale/Acides et bases

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Chimie générale
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Acides et bases[modifier | modifier le wikicode]

Considérons un acide, HA, dans l'eau. Vu la théorie de Bronsted-Lewry, l'acide donnera un proton à l'eau pour former un ion oxonium et la base conjuguée A. Il y aura un équilibre entre l'acide et l'eau d'une part et entre l'ion oxonium et sa base conjuguée de l'autre.


Cet équilibre peut être utilisé pour calculer les concentrations des espèces en solution.

Constante d´acidité[modifier | modifier le wikicode]

Comme tout équilibre, la dissociation acide/base a une constante d'équilibre qui doit déterminer l'étendue de la réaction (à quel point elle va du côté gauche ou du côté droit de l'équation).

Cet équilibre est utilisé pour calculer les concentrations d'acides faibles. Il y a donc très peu d'eau qui réagit. La concentration de l'eau durant la réaction est, pour cela, une constante, et peut être inclue dans la valeur de K. Cela donne lieu à une constante d'équilibre connue comme constante d'acidité. C'est simplement K multiplié par la concentration de l´eau.

Le Ka d'un acide détermine sa force comme acide c'est-à-dire montre de quelle quantité l'équilibre est déplacé vers la droite. Les valeurs de Ka des acides faibles ont été déterminées expérimentalement.

La constante de basicité[modifier | modifier le wikicode]

Un équilibre semblable existe quand une base faible est dissoute dans l'eau. La base retirera un proton de l'eau pour former la base conjuguée.

Cet équilibre possède sa constante particulière Kb, connue comme constante de basicité. Tout comme pour la constante d'acidité, c'est la constante d'équilibre multipliée par la concentration de l'eau.

Le produit ionique[modifier | modifier le wikicode]

     Un équilibre spécial existe entre les molécules d'eau. Parfois, une molécule d'eau agit comme un acide et cède un proton à une autre molécule d'eau qui agit comme base. L'eau peut s'autoioniser ; on parle aussi d’autoprotolyse.


     Un équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. Parfois, une molécule d´eau agit comme une base et l'équilibre doit se déplacer vers la gauche et la concentration d'hydroxyles diminue. Les concentrations d'ions hydronium et hydroxyle varient en sens inverse l'une de l'autre.

     L'expression d'équilibre s'appelle produit ionique et est désigné par le symbole Ke. Sa valeur est de 1,0 × 10–14 à 25°C.

     Cette expression peut être utilisée pour trouver le pH de l'eau pure. Souvenons-nous que le pH est le négatif de log10 de la concentration de l'ion hydronium. Si nous posons que la concentration en ions hydronium est x, nous pouvons en déduire le pH :

Force de la base conjuguée[modifier | modifier le wikicode]

     La base conjuguée d'acide faible a une relation simple avec son acide. Voyons l'expression d'équilibre de la base conjuguée, A, de l'acide faible HA.

     Si nous multiplions l'expression pour un acide par l'expression pour sa base conjuguée, les concentrations de l'acide et de la base s'éliminent et nous obtenons le produit ionique de l'eau ! Cela nous permet de calculer le Kb d'une base si le Ka de son acide conjugué est connu (et vice-versa).

Résumé[modifier | modifier le wikicode]

     Les définitions des constantes de dissociation des acides et bases sont montrées ici :

 ;

Nous pouvons écrire cela sous forme logarithmique : en posant

pK = –log K

nous avons :


 ;

Calcul de pH[modifier | modifier le wikicode]

Cas d'un acide fort[modifier | modifier le wikicode]


  • est totalement dissocié.
  • où Ca est la concentration en acide en mol/L
Exemples d'acides forts
Nom Formule Équation de dissociation
Acide chlorhydrique HCl (gaz) HCl + H2O → H3O+ + Cl
Acide nitrique HNO3 (liquide) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3
Acide sulfurique H2SO4 (sel) H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42–

Cas d'un acide faible[modifier | modifier le wikicode]

  • On ne prend pas en compte l'ionisation de l'eau :
  • où le pKa est celui de l'acide.
Exemples d'acides faibles
Nom Formule Équation de dissociation pKa
acide carbonique H2CO3 (solution aqueuse) H2CO3 + H2O ⇋ H3O+ + HCO3 6,37
HCO3 + H2O ⇋ H3O+ + CO32– 10,32
acide fluorhydrique HF (liquide) HF + H2O ⇋ H3O+ + F 3,20
Acides carboxyliques (R-COOH)
acide méthanoïque
acide formique
H-CO-OH (liquide) H-CO-OH + H2O ⇋ H3O+ + H-CO-O 3,75
acide éthanoïque
acide acétique
CH3-CO-OH (liquide) CH3-CO-OH + H2O ⇋ H3O+ + CH3-CO-O 4,76
acide propanoïque
acide propionique
C2H5-CO-OH (liquide) C2H5-CO-OH + H2O ⇋ H3O+ + C2H5-CO-O 4,87
acide citrique C3H5O-COOH-COOH-COOH
(liquide)
C5H7O5-CO-OH + H2O ⇋ H3O+ + C5H7O5-CO-O 3,13
C5H6O5-CO-OH + H2O ⇋ H3O+ + C5H6O5-CO-O 4,76
C5H5O52–-CO-OH + H2O ⇋ H3O+ + C5H5O52–-CO-O 6,40

Cas d'une base forte[modifier | modifier le wikicode]

  • On néglige l'ionisation de l'eau :
  • On sait que :


Exemples de bases forts
Nom Formule Équation de dissociation
Hydroxyde de sodium
soude caustique
NaOH (sel) NaOH + H2O → Na+(aq) + OH
Hydroxyde de potassium
potasse caustique
KOH (sel) KOH + H2O → K+(aq) + OH
Oxyde de calcium
chaux vive
CaO (sel) CaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 + H2O → Ca2+ + 2OH
Hydroxyde de calcium
chaux éteinte
Ca(OH)2 (sel) Ca(OH)2 + H2O → Ca2+ + 2OH

Cas d'une base faible[modifier | modifier le wikicode]

  • On peut négliger l'ionisation de l'eau, ainsi :

  • On sait que :
  • où le pKa est celui de l'acide.
Exemples d'acides faibles
Nom Formule Équation de dissociation pKa
Ion carbonatea CO32– CO32– + H2O ⇋ HCO3 + OH 9
Ion hydrogénocarbonate
ion bicarbonateb
HCO3 HCO3 ⇋ CO2 (aq) + OH 6,35
Ammoniac NH3 (gaz) NH3 + H2O ⇋ NH3+ + OH 9,23
Carboxylates (R-COO)
Ion méthanoate
ion formiatec
H-COO H-COO + H2O ⇋ H-COOH + OH 3,8
Ion éthanoate
ion acétated
CH3-COO CH3-COO + H2O ⇋ CH3-COOH + OH 4,75
a - Sous la forme de sels, par exemple : carbonate de calcium (calcaire) CaCO3 (qui se dissocie en CaCO3 → Ca2+ + CO32–), carbonate de sodium (cristaux de soude) Na2CO3 (qui se dissocie en Na2CO3 → 2Na+ + CO32–).

b - Sous la forme de sels, par exemple : bicarbonate de sodium (bicarbonate de soude) NaHCO3 (qui se dissocie en NaHCO3 → Na+ + HCO3), bicarbonate de potassium KHCO3 (qui se dissocie en KHCO3 → K+ + HCO3), bicarbonate de calcium Ca(HCO3)2 (qui se dissocie en Ca(HCO3)2 → Ca2+ + 2HCO3).
c - Sous la forme de sels, par exemple : méthanoate de sodium (formiate de sodium) NaHCOO (qui se dissocie en NaHCOO → Na+ + HCOO), méthanoate de potassium (formiate de potassium) KHCOO (qui se dissocie en KHCOO → K+ + HCOO).
d - Sous la forme de sels, par exemple : éthanoate de sodium (acétate de sodium) NaCH3COO (qui se dissocie en NaCH3COO → Na+ + CH3COO), éthanoate de potassium (acétate de potassium) KCH3COO (qui se dissocie en KCH3COO → K+ + CH3COO).

Cas d'une solution tampon[modifier | modifier le wikicode]

pH = pKa + log (B)/(A)

avec :

  • A : acide faible et
  • B : base faible

sous forme de sel.

Détermination graphique du pH et des concentrations[modifier | modifier le wikicode]

Nous considérons que l'on introduit dans de l'eau pure une concentration C d'un sel ; Ca s'il s'agit d'un sel d'acide, Cb si c'est le sel d'une base. Nous cherchons à déterminer les concentrations des différentes espèces chimiques en fonction de Ca et à tracer le diagramme logarithmique log [X] = ƒ(pH).

Autoprotolyse de l'eau[modifier | modifier le wikicode]

La réaction en jeu est :

2H2O ⇋ H3O+ + OH

Par définition, nous avons :

log [H3O+] = –pH.

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), cela forme une droite de pente –1 et passant par l'origine (0 ; 0). Nous notons ce segment de droite [(0 ; 0) ; ↘ ∠ 45°].

La constante d'équilibre pKe nous donne

log [OH] = pH – 14.

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), cela forme une droite de pente +1 et passant par le point (0 ; –14). Nous notons ce segment de droite [(0 ; –14) ; ↗ ∠ 45°].

Tous les diagrammes sont tracés au format carré :

  • les axes log [X] et pH ont la même échelle ;
  • l'axe vertical log [X] est gradué de –14 à 0 ;
  • l'axe horizontal pH est gradué de 0 à 14.

Cas d'un acide fort[modifier | modifier le wikicode]

Diagramme log-log de concentration d'espèces chimiques en fonction du pH dans le cas d'un acide fort.

Nous introduisons une concentration Ca d'un acide fort A dans de l'eau pure.

Les réactions en jeu sont :

AH + H2O → A + H3O+ ;
2H2O ⇋ H3O+ + OH.

La dissociation étant totale, nous avons :

[A] = Ca.

L'équilibre électrique s'écrit :

[A] + [OH] = [H3O+].

L'espèce [OH] étant minoritaire, nous avons :

[A] ≃ [H3O+]

soit

log [A] = log [H3O+] = –pH

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), log [A] est la droite passant par l'origine et de pente –1. La dissociation de AH étant complète, nous avons aussi [A] = Ca. Graphiquement, nous pouvons donc déterminer le pH les différentes concentrations :

  1. Nous traçons les droites représentatives de log [H3O+] — le segment de droite [(0 ; 0) ; ↘ ∠ 45°] — et log [OH] — le segment de droite [(0 ; –14) ; ↗ ∠ 45°].
  2. Nous traçons la droite horizontale log [X] = log Ca.
  3. L'intersection de cette droite avec la droite représentative de log [H3O+] nous donne le pH. Nous traçons la droite verticale en ce point.
  4. L'intersection de cette droite verticale avec la droite représentative de log [OH] nous donne la concentration en OH.

Cas d'un acide faible[modifier | modifier le wikicode]

Diagramme log-log de concentration d'espèces chimiques en fonction du pH dans le cas d'un acide faible.

Les réactions en jeu sont :

AH + H2O ⇋ A + H3O+
2H2O ⇋ H3O+ + OH

Si on introduit une concentration connue Ca d'acide faible, d'après la loi de conservation de l'espèce A, nous avons

Ca = [HA] + [A]

Si [A] > 10 × [HA], alors nous négligeons [HA] et faisons l'approximation

Ca = [A]

À cette limite, nous avons donc [A]/[HA] = 10 soit

soit

pKa = –1 + pH ⇔ pH = pKa + 1.

Le domaine d'approximation est donc pH > pKa + 1.

En passant au logarithme, nous obtenons :

log [A] = log Ca.

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), cela forme une droite horizontale.

La constante d'équilibre s'écrit alors

soit

et donc

Dans le diagramme log C = ƒ(pH), cela forme une droite de pente –1 et passant par le point (pKa, log C).

Si [HA] > 10 × [A], alors nous négligeons [A] et faisons l'approximation

Ca = [AH]

À cette limite, nous avons donc [A]/[HA] = 0,1 soit

Échec de l’analyse (SVG (MathML peut être activé via une extension du navigateur) : réponse non valide(« Math extension cannot connect to Restbase. ») du serveur « http://localhost:6011/fr.wikibooks.org/v1/ » :): {\displaystyle \hbox{K}_a = 0,1 \cdot [\hbox{H}_3\hbox{O}^+]}

soit

pKa = 1 + pH ⇔ pH = pKa – 1.

Le domaine d'approximation est donc pH < pKa – 1.

En passant au logarithme, nous obtenons :

log [AH] = log Ca.

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), cela forme une droite horizontale.

La constante d'équilibre s'écrit alors

soit

et donc

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), cela forme une droite de pente +1 et passant par le point (pKa, log Ca).

Nous avons donc une zone « grise » de pH entre pKa –1 et pKa + 1 où les approximations ne sont pas valables et où il faut résoudre les équations complètes.

La neutralité électrique impose :

[A] + [OH] = [H3O+].

Comme nous avons une solution acide, l'ion OH est minoritaire, nous faisons donc l'approximation :

[A] = [H3O+]

Donc le point d'équilibre recherché est à l'intersection des droites représentatives de log [A] et log [H3O+].

Pour résoudre le problème graphiquement :

  1. Nous traçons les droites représentatives de log [H3O+] — le segment de droite [(0 ; 0) ; ↘ ∠ 45°] — et log [OH] — le segment de droite [(0 ; –14) ; ↗ ∠ 45°].
  2. Nous traçons la droite horizontale log [X] = log Ca (en trait de construction[1]).
  3. Nous traçons la droite verticale pH = pKa (en trait de construction).
  4. Nous traçons la courbe représentative de log [AH] : il s'agit de deux segments de droite [(0 ; log Ca) ; (pKa ; log Ca)] et [(pKa ; log Ca) ; ↘ ∠ 45°].
  5. Nous traçons la courbe représentative de log [A] : il s'agit de deux segments de droite [↗ ∠ 45° ; (pKa ; log Ca)] et [(pKa ; log Ca) ; (14 ; log Ca)].
  6. L'intersection des droites représentatives de log [A] et log [H3O+] nous donne le pH. Nous traçons la droite verticale en ce point. L'intersection de cette droite avec les différentes droites représentatives des concentrations nous donne les différentes concentrations.

Pour valider la résolution graphique, nous vérifions que nous sommes bien en dehors de la « zone grise ».

Cas d'une base forte[modifier | modifier le wikicode]

Diagramme log-log de concentration d'espèces chimiques en fonction du pH dans le cas d'une base forte.

Nous introduisons une concentration Cb d'une base forte B. Les réactions en jeu sont :

B + H2O → BH+ + OH ;
2H2O ⇋ H3O+ + OH.

La dissociation état totale, nous avons :

[BH+] = Cb

soit

log [BH+] = log Cb

L'équilibre électrique s'écrit :

[BH+] + [H3O+] = [OH].

L'espèce H3O+ étant minoritaire, nous avons donc :

[BH+] ≃ [OH]

soit

log [BH+] = log [OH]

et donc

log [BH+] = pH – 14

Dans le diagramme log [X] = ƒ(pH), c'est la droite de pente 1 et passant par le point (0 ; –14).

Pour déterminer graphiquement le pH et les concentrations :

  1. Nous traçons les droites représentatives de log [H3O+] — le segment de droite [(0 ; 0) ; ↘ ∠ 45°] — et log [OH] — le segment de droite [(0 ; –14) ; ↗ ∠ 45°].
  2. Nous traçons la droite horizontale log [X] = log Cb.
  3. L'intersection de cette droite avec la droite représentative de log [OH] nous donne le pH. Nous traçons la droite verticale en ce point.
  4. L'intersection de cette droite verticale avec la droite représentative de log [H3O+] nous donne la concentration en H3O+.

Cas d'une base faible[modifier | modifier le wikicode]

Diagramme log-log de concentration d'espèces chimiques en fonction du pH dans le cas d'une base faible.

Nous introduisons une concentration Cb d'une base faible B de constante de dissociation Kb dans de l'eau pure. Les réactions chimiques en jeu sont :

B + H2O ⇋ BH+ + OH ;
2H2O ⇋ H3O+ + OH.

La démarche est exactement la même que pour un acide faible. Nous avons l'équation de conservation de l'espèce B :

Cb = [B] + [BH+]

Si nous gardons l'expression avec le pKa, l'équation d'équilibre acide-base s'écrit :

BH+ + H2O ⇋ B + H3O+

et donc la constante d'équilibre s'écrit

 ;
.

Lorsque [B] > 10 × [BH+], nous avons

Cb = [B]

et donc

log [B] = log Cb

ce qui est une droite horizontale. Par ailleurs :

soit une droite de pente –1 et passant par (pKa, log Cb).

La limite correspond à [B]/[BH+] = 10 soit Ka = 10 ⋅ [H3O+] et donc

pH = pKa + 1.

Lorsque [B] < 0,1 × [BH+], nous avons

Cb = [BH+]

et donc

log [BH+] = log Cb

ce qui est une droite horizontale. Par ailleurs :

soit une droite de pente +1 et passant par (pKa, log Cb).

La limite du domaine est à

pH = pKa – 1.

L'ion H3O+ est minoritaire dans l'équation de la neutralité électrique, nous avons donc

[OH] = [BH+] + [H3O+]

qui devient

[OH] = [BH+]

le pH est donc déterminé par l'intersection des droites représentatives de log [BH+] et log [OH].

Pour résoudre le problème graphiquement :

  1. Nous traçons les droites représentatives de log [H3O+] — le segment de droite [(0 ; 0) ; ↘ ∠ 45°] — et log [OH] — le segment de droite [(0 ; –14) ; ↗ ∠ 45°].
  2. Nous traçons la droite horizontale log [X] = log Cb (en trait de construction).
  3. Nous traçons la droite verticale pH = pKa (en trait de construction).
  4. Nous traçons la courbe représentative de log [BH+] : il s'agit de deux segments de droite [(0 ; log Cb) ; (pKa ; log Cb)] et [(pKa ; log Cb) ; ↘ ∠ 45°].
  5. Nous traçons la courbe représentative de log [B] : il s'agit de deux segments de droite [↗ ∠ 45° ; (pKa ; log Cb)] et [(pKa ; log Cb) ; (14 ; log Cb)].
  6. L'intersection des droites représentatives de log [BH+] et log [OH] nous donne le pH. Nous traçons la droite verticale en ce point. L'intersection de cette droite avec les différentes droites représentatives des concentrations nous donne les différentes concentrations.

Pour valider la résolution graphique, nous vérifions que nous sommes bien en dehors de la « zone grise ».

Notes et références[modifier | modifier le wikicode]

  1. Ici en trait mince pointillé. À la main, on trace un trait léger au crayon à papier.