Chimie générale/Acides et bases

Un livre de Wikilivres.
Aller à : navigation, rechercher
Chimie générale
Intro | Base |Réactions| Structure | Liaisons| Equilibres| Acides| Rédox

Acides et bases

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.

\hbox{HA} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{A}^-


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

Constante d´acidité

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).

\hbox{K} = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+]   [\hbox{A}^-]}{[\hbox{H}_2\hbox{O}][\hbox{HA}]}

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.

\hbox{K}_a = \hbox{K}[\hbox{H}_2\hbox{O}] = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{A}^-]}{[\hbox{HA}]}

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

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.

\hbox{B} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{OH}^- + \hbox{BH}^+

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.

\hbox{K}_b = \hbox{K}[\hbox{H}_2\hbox{O}] = \frac{[\hbox{BH}^+][\hbox{OH}^-]}{[\hbox{B}]}

Le produit ionique

     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.

\hbox{H}_2\hbox{O} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{OH}^-

     Par le principe de Le Chatelier, nous pouvons prévoir que si la concentration en hydronium

XXXXXXXX

     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.

\hbox{K}_e = [\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14} \,

     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 :

\begin{matrix}x^2 &=& 1.0 \times 10^{-14} \\
x &=& \sqrt{1.0 \times 10^{-14}} \\
x &=& 1.0 \times 10^{-7} \\
\hbox{pH} &=& -\log{(1.0 \times 10^{-7})} \\
\hbox{pH} &=& 7.0\end{matrix}

Force de la base conjuguée

     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.

\hbox{K}_b = {\frac{[\hbox{HA}][\hbox{OH}^-]}{\hbox{A}^-}}

     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).

\begin{matrix}
\frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{A}^-]}{[\hbox{HA}]} &\times& \frac{[\hbox{HA}][\hbox{OH}^-]}{[\hbox {A}^-]} &=& [\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{OH}^-] \\
\hbox{K}_a &\times& \hbox{K}_b &=& \hbox{K}_w \\
\end{matrix}

Résumé

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

\hbox{K}_a = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{A}^-]}{[\hbox{HA}]} \hbox{K}_b = \frac{[\hbox{BH}^+][\hbox{OH}^-]}{[\hbox{B}]}
\hbox{K}_a \times \hbox{K}_b = \hbox{K}_w \,

Calcul de pH

Cas d'un acide fort

\hbox{HA} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Longrightarrow  \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{A}^-


  •  \hbox{HA} est totalement dissocié.
  •  \left[\hbox{HA} \right] = \left[\hbox{H}_3\hbox{O}^+ \right]
  •  \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] =  -\rm{log}(C_a) \ \ \ ,C_a est la concentration en acide en moles/L


Exemple :

Cas d'un acide faible

\hbox{HA} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{A}^-

  • \hbox{K}_a = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{A}^-]}{[\hbox{HA}]}
  • On ne prend pas en compte l'ionisation de l'eau :
    \hbox{K}_a = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+]^2}{[\hbox{HA}]}
  • [\hbox{H}_3\hbox{O}^+] = \sqrt{\hbox{K}_a \times [\hbox{HA}]}
  •  \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] = -\rm{log}\sqrt{\hbox{K}_a \times [\hbox{HA}]}
  •  \rm{pH} = pK_a/2-\rm{log}[\hbox{HA}]/2 \ \ \ , où le pK_a est celui de l'acide.

Cas d'une base forte

\hbox{B} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Longrightarrow \hbox{OH}^- + \hbox{BH}^+

  • On néglige l'ionisation de l'eau :
     \Rightarrow [\hbox{OH}^-] = [\hbox{B}]
  • On sait que : \hbox{K}_e = [\hbox{H}_3\hbox{O}^+]\times[\hbox{OH}^-]
    \Rightarrow [\hbox{H}_3\hbox{O}^+] = \frac{\hbox{K}_e}{[\hbox{OH}^-]}
  •  \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] = -\rm{log}\frac{\hbox{K}_e}{[\hbox{OH}^-]} = -\rm{log}\frac{\hbox{K}_e}{[\hbox{B}]}

 \rm{pH} = 14 + \rm{log}[\hbox{B}]

Cas d'une base faible

\hbox{B} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{OH}^- + \hbox{BH}^+

  • \hbox{K}_b = \frac{[\hbox{BH}^+][\hbox{OH}^-]}{[\hbox{B}]}
  • On peut négliger l'ionisation de l'eau, ainsi :
    \hbox{K}_b = \frac{[\hbox{OH}^-]^2}{[\hbox{B}]}
    \Rightarrow [\hbox{OH}^-] = \sqrt{\hbox{K}_b \times [\hbox{B}]}
  • On sait que : \hbox{K}_e = [\hbox{H}_3\hbox{O}^+]\times[\hbox{OH}^-]
    \Rightarrow [\hbox{H}_3\hbox{O}^+] = \frac{\hbox{K}_e}{[\hbox{OH}^-]}
  •  \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] = -\rm{log}\frac{\hbox{K}_e}{[\hbox{OH}^-]} = -\rm{log}\frac{\hbox{K}_e}{\sqrt{\hbox{K}_b \times [\hbox{B}]}}
  •  \rm{pH} = -\rm{log}\hbox{K}_e + \rm{log}/2 + \rm{log}[\hbox{B}]/2
  •  \rm{pH} = 7+pK_a/2+\rm{log}[\hbox{B}]/2 \ \ \ , où le pK_a est celui de l'acide.

Cas d'une solution tampon

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

Avec A, acide faible et B, Base faible sous forme de sel