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Comprendre : Lois et modèles Chapitre 9 : Réaction par échange de proton
Structure et transformation de la matière Cours partie 2
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I Notion d’équilibre chimique
Etudions la réaction de l’acide éthanoïque CH3COOH avec la base eau H2O
CH�COOH�aq�/CH�COO�aq� ∶ �� ������� ⇌ �� ��
���� � ��
H�O��aq�/H�O�l� ∶ ������ ⇌ ���
����� � ��
Equation bilan : �� ������� � ������ ⇌ �� ������ � ���
�����
Prenons une solution d’acide éthanoïque de concentration C1 et de volume V1, et étudions l’évolution de la
réaction précédente :
Etat et
avancement �� ������� ������� ⇌ �� ��
���� � ��������
Initial
x = 0 mol
Solvant en excès
Intermédiaire
x
Final
xfinal
L’avancement maximal ���� serait atteint si l’acide éthanoïque était totalement consommé (réagissait :
�. �� � ���� 0 ⟺ ���� �. ��
L’expérience montre que �# $ ���� . Il reste donc de l’acide éthanoïque non consommé. Le réactif limitant
n’ayant pas totalement réagi, on dit que la réaction n’est pas totale.
Remarque :
On part de l’équilibre atteint par la solution.
Si l’on rajoute quelques gouttes d’acide acétique pur, on remarque que le pH diminue ce qui signifie que [H3O+]
a augmenté, des ions H3O+ ont été formés. D’après l’équation, la réaction a eu lieu dans le sens direct:
�� ������� � ������ ⟶ �� ������ � ���
�����
Si l’on rajoute quelques grains d’éthanoate de sodium, on remarque que le pH augmente ce qui signifie que
[H3O+] a diminué, des ions H3O+ ont été consommés. D’après l’équation, la réaction a eu lieu dans le sens
inverse :
�� ������� � ������ ⟵ �� ������ � ���
�����
On constate donc que le système chimique peut évoluer dans les 2 sens.
Conclusion :
Définition d’un équilibre chimique :
Définition d’acide faible et de base faible :
Chapitre 9 : Réaction par échange de proton
Comprendre : Lois et modèles Chapitre 9 : Réaction par échange de proton
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Exemples :
Les acides carboxyliques sont des acides faibles dans l’eau (ex : l’acide éthanoïque)
Leurs bases conjuguées, les ions carboxylates sont des bases faibles dans l’eau (ex : l’ion éthanoate).
Les amines sont des bases faibles dans l’eau (ex : ammoniaque NH3)
Leurs acides conjugués (comme l’ion ammonium NH4+) sont des acides faibles
II Constante d’acidité
Exemples :
Pour le couple CH�COOH�aq�/CH�COO�aq�, à 25°C :
'� ( �� ��
)é+ . (H�O�)é+
( �� ���)é+ 10-,/ ⇒ 1'� 4,8
Pour le couple H4O�5�/HO�67�, à25°C ∶ 2H4O�5� ⇌ H�O
��67�
� HO�67�
Ke (HO)é+ . (H�O�)é+ 10
�- ⇒ 1'> 14
On retrouve le produit ionique de l’eau.
Remarques :
On peut classer les acides par leur capacité à libérer un proton. On parle alors de la force des acides. Plus un
acide est fort, plus le Ka de son couple est grand, et plus son pKa est faible.
De la même manière, on classe les bases par leur capacité à capter un proton. On parle de la force des bases.
Plus une base est forte, plus le Ka de son couple est petit, et plus son pKa est grand.
Définition de la constante d’acidité Ka :
Figure 1 : valeurs de pKA à 25°C pour
quelques couples acide/base dans l'eau
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III Domaines de prédominance
La formule 1� 1'� � log(AB)
(AC) implique tout de suite que :
si (A) (AH), alors log(AB)
(AC) 0
si (A) $ (AH), alorsAHprédominesurAet log(AB)
(AC)$ 0
si (A) N (AH), alorsAprédominesurAH>O log(AB)
(AC)N 0
On définit alors des domaines de prédominance de l’acide et de la base d’un couple :
Remarque : cas particulier d’une espèce amphotère
L’ion hydrogénocarbonate responsable de l’effervescence dans les comprimés d’aspirine est à la fois l’acide
conjugué de l’ion carbonate (couple HCO�/CO�
4 ; pKA4 9) et la base conjuguée de l’acide carbonique (couple
CO4, H4O/HCO� ; pKA� 6,1)
IV Acides forts et bases fortes
Lorsqu’on met en contact une solution d’acide fort et une solution de base forte, la réaction qui aura lieu sera :
H�O��aq� � HO�aq� ⟶ 2H4O�l�
Cette réaction libère de l’énergie thermique et s’accompagne donc d’une élévation de température d’autant plus
forte que les quantités de matière mises en jeu sont importantes.
pKa
pH (RS) N (R)
RSTUéVWXYZ[
(RS) (R) (RS) $ (R)
RTUéVWXYZ[
pKA1
pH L’acide carbonique
\]�, S�] prédomine :
L’ion hydrogénocarbonate
S\]^ prédomine
L’ion carbonate \]^�
prédomine
pKA2
Figure 2 : domaine de prédominance du couple HA/A-
Figure 3 : domaine de prédominance de l’acide carbonique, de l’ion hydrogénocarbonate et de l’ion carbonate
Définition d’un acide fort et d’une base forte :
Définition d’une solution tampon :