Chapitre 8 : Comparer la force des acides et des bases

(1)

1/ 6

Chapitre 8 : Comparer la force des acides et des bases

Les acides libèrent-ils tous leur proton avec la même facilité ?

1) Réaction avec l’eau

L’eau est une espèce amphotère qui peut réagir avec un acide en jouant le rôle d’une base, ou avec une base en jouant le rôle d’un acide. Cette réaction peut être TOTALE ou PARTIELLE

1.1. Réaction TOTALE avec l’eau :Acide fort, base forte :

• Un acide AH est dit FORT s’il réagit totalement sur l’eau : HA + H

2

O → H

3

O

⁺

+ A

^–

• Une base A

^–

est dite FORTE si elle réagit totalement sur l’eau : A

^–

+ H

2

O → AH + HO

^–

• Exemple : Le chlorure d’hydrogène HCl est un acide fort.

Si l’on introduit par exemple 10 mol de chlorure d’hydrogène dans de l’eau, on aura la réaction : Etat système avancement HCl + H

2

O → H

3

O

⁺

+ Cl

^–

Initial x = 0 10 Excès 0 0

Intermédiaire x 10 - x Excès x x

Final x

final

= x

max

= 10 0 Excès 10 10

L’espèce HCl n’existe donc pas dans l’eau.

Exemples d’acides forts : chlorure d’hydrogène, acide nitrique, acide sulfurique,…

Exemples de bases fortes : la soude, l’ion éthanolate, l’ion amidure,…

1.2. Réaction PARTIELLE avec l’eau : Acide faible, base faible : notion d’équilibre et constante d’acidité

1.2.1. Définition :

• Les réactions totales sont des réactions qui se poursuivent jusqu’à élimination complète du réactif introduit en défaut. Ces réactions sont caractérisées par une flèche simple ( → ) entre les réactifs et les produits.

A + B → C + D

• D’autres réactions aboutissent à un équilibre chimique entre les réactifs et les produits car les produits formés par la réaction peuvent réagir entre eux pour redonner les réactifs de départ. On parle de réaction non-totale, partielle ou encore limitée. Ces réactions se caractérisent par une double flèche () entre les réactifs et les produits.

A + B  C + D

• Exemple : On verse de l’acide éthanoïque dans de l’eau. On observe la réaction suivante : CH

3

– COOH + H

2

O → CH

3

– COO

^–

+ H

3

O

⁺

Mais sitôt les espèces CH

3

– COO

^–

et H

3

O

⁺

formées, elles réagissent entre elles pour redonner les espèces de départ selon l’équation : CH

3

– COO

^–

+ H

3

O

⁺

→ CH

3

– COOH + H

2

O

Conclusion : On observe donc ces deux transformations simultanément qui conduisent à un état d’équilibre défini

par la force des acides et des bases en présence. Cet état d’équilibre est représenté par la réaction :

CH

3

– COOH + H

2

O  CH

3

– COO

^–

+ H

3

O

⁺

(2)

2/ 6 1.2.2. Constante d’équilibre Ka :

• Les acides qui ne réagissent pas totalement avec l’eau sont dits FAIBLES

Leur réaction sur l’eau conduit à l’équilibre : AH + H

2

O  A

^–

+ H

3

O

⁺

• On associe alors à cette équilibre une grandeur sans dimension nommée « constante d’acidité du couple AH / A

^–

» définie par la relation :

] [ ] [

2 3

O H AH

O H K

_A

A



=

⁻



⁺

 𝐾 _𝐴 = ^[𝐴 ⁻ ^]×[𝐻 ³ ^𝑂 ⁺ ^]

[𝐴𝐻]  𝐶 ⁰

• Remarque :

→ La constante d’acidité d’un couple acido-basique définit l’état d’équilibre de la réaction entre l’acide de ce couple et l’eau.

→ La valeur de cette constante d’acidité est indépendante de l’état initial du système étudié. Elle ne dépend que de la nature de l’acide et de la température.

→ A chaque K

A

on associe une grandeur logarithmique, notée pK

A

, telle que :

A

K

pK = − log

1.2.3. Produit ionique de l’eau :

• On définit une constante notée K

e

qui s’appelle « le produit ionique » de l’eau et qui vaut : 𝐾

_𝑒

= [𝐻𝑂

⁻

] × [𝐻

₃

𝑂

⁺

]/ (𝐶

⁰

 𝐶

⁰

) = 10

⁻¹⁴

à 25°C

• Dans le cas des 2 couples de l’eau H

2

O / HO

^–

et H

3

O

⁺

/H

2

O, on peut écrire :

Si l’on considère le couple H

2

O / HO

^–

, cette réaction est bien celle d’un acide (H

2

O) sur l’eau (H

2

O) H

2

O + H

2

O  H

3

O

⁺

+ HO

^–

On peut donc définir le K

A

de l’eau avec cette équation bilan : ]

[ ] ] [

[ ] [

] [

3 2

2

3 + − +

−



 =

=  HO H O

O H O H

O H K

_A

HO

Cette constante est noté K

A

:

14

3

] 10

[ ]

[

⁻



⁺

= =

⁻

=

_e

A

HO H O K

K à 25°C donc p𝐾

_𝐴

= 14

Pour le couple H

3

O

⁺

/H

2

O : cette réaction est bien celle d’un acide (H

3

O

⁺

) sur l’eau (H

2

O) H

3

O

⁺

+ H

2

O  H

3

O

⁺

+ H

2

O

Donc 1

] [

3 2

3

2

=



= 

₊⁺

O H O H

O H O K

_A

H

K

_A

= 1 à 25°C donc p𝐾

_𝐴

= 0

[ Concentration ] en mol  L

^–1

K

A

sans dimension

pK

A

sans dimension K

A

sans dimension

Par convention, la concentration du solvant (ici l’eau) 𝐶

⁰

= 1 mol  L

^–1

Par convention, la concentration du solvant (ici l’eau) 𝐶

⁰

= 1 mol  L

^–1

En résumé ,on a :

Couple H

3

O

⁺

/H

2

O p𝐾

_𝐴

= 0

Couple H

2

O / HO

^–

p𝐾

_𝐴

= 14

(3)

3/ 6 Exercice 1 :

a. Retrouver la relation donnant le K

A

en fonction du pK

A

.

b. L’acide méthanoïque a un pK

A

de 3,7. Déterminer la valeur de sa constante d’acidité.

c. L’acide éthanoïque possède un pK

A

de 4,8. Cet acide est-il plus fort que l’acide méthanoïque ? d. D’après la figure 4, quel type de base est conjugué à un acide fort ?

e. Même question pour un acide faible.

f. Justifier à l’aide de la figure 4 que la réaction d’une base forte sur l’eau est totale.

Exercice 2 : Exercice 3 : H

3

O

⁺

/ H

2

O

K

A

pK

A

H

2

O / HO

^–

10

⁰

= 1

10

^{– 14}

0 14 ACIDE FORT

ACIDE INERTE

BASE INERTE

BASE FORTE

ACIDE FAIBLE BASE FAIBLE

Très faible

Peu faible Très faible

Peu faible

C

2

H

5

OH / C

2

H

5

O

^–

HCl / Cl

^–

HNO

3

/ NO

3 –

NH

4+

/ NH

3

HCOOH / HCOO

^–

CH

3

COOH / CH

3

COO

^–

Force d’un acide et de sa base conjuguée

(4)

4/ 6

2) Diagramme de prédominance

2.1. Domaines de prédominance :

• Pour tout couple AH / A

^–

on a :

] [

]

[

₃

AH O H K

_A

A

+

−



= et pK

_A

= − log K

_A

2.2. I ndicateur coloré :

Un indicateur coloré est une solution d’acide FAIBLE contenant un couple acidobasique dont les 2 espèces acide et basique ont des COULEURS différentes ! Sa ZONE DE VIRAGE correspond à l’intervalle de pH ou il passe d’une teinte à l’autre

• On écrit le couple : Hind/ Ind

^-

, il est caractérisé par son pKa

• Dans la zone de virage, la couleur n’est pas définie.

• Lors d’un dosage : Le pH équivalent doit se trouver dans la zone de virage Exercice 4 :

a. Montrer que l’on peut alors écrire :

] [

] log [

AH pK A

pH

_A

+

−

=

b. Quelle relation a-t-on entre [ A

⁻

] et [ AH ] si le pH de la solution est égal au pK

A

de l’acide ? c. Quelle inégalité existe-t-il entre le pH et le pK

A

si [ A

⁻

] > [ AH ] ?

d. Même question si [ A

⁻

] < [ AH ] .

e. On considère une solution aqueuse d’acide éthanoïque (pK

A

= 4,8). Indiquer sur le schéma ci-dessous qui, de la forme acide ou de la forme basique, prédomine en solution en fonction du pH.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

(5)

5/ 6 2.3. Les solutions Tampons:

• La présence simultanée , en mêmes proportions, de l’espèce AH et de l’espèce A

^–

en solution aqueuse empêche le pH de varier sensiblement lors d’un ajout modéré d’acide fort ou de base forte, ou encore lors d’une dilution.

Une telle solution est appelée solution tampon.

En d’autres termes, si le pH d’une solution est tel que l’espèce AH et l’espèce A

^–

ont des concentrations non négligeables l’une par rapport à l’autre, on a une solution tampon.

2.4. Les acides α-aminés:

• Les acides aminés sont des espèces amphotères. Elles sont donc caractérisées par deux pK

A

, le plus petit pour le couple – COOH / – COO

^–

et le plus grand pour le couple -H

3

N

⁺

/ - H

2

N

• Exemple: H

3

N

⁺

– CHR – COOH  H

3

N

⁺

– CHR – COO

^–

+ H

⁺

Couple : H

3

N

⁺

– CHR – COOH / H

3

N

⁺

– CHR – COO

^–

de pK

A1

H

3

N

⁺

– CHR – COO

^–

 H

2

N

– CHR – COO

^–

+ H

⁺

Couple : H

3

N

⁺

– CHR – COOH / H

2

N

– CHR – COO

^–

de pK

A2

Exemple :

On considère un couple AH / A

^–

dont le pK

A

vaut 5,0.

Si le pH de la solution aqueuse contenant ces espèces est compris entre 4,0 (pK

A

– 1) et 6,0 (pK

A

+ 1), alors la solution est tampon.

Si le pH de la solution est supérieure à 6,0 ou inférieure à 4,0, une des deux espèces est devenue négligeable par rapport à l’autre et la solution n’est plus tampon.

Questions :

a. Montrer mathématiquement que si dans cet exemple le pH de la solution est de 2 alors une des deux espèces a une concentration négligeable devant l’autre.

b. Cette solution est-elle tampon à pH = 2 ? A

^–

AH

pH

%

0 50 100

0 2 4 6 8 10 Diagramme de prédominance

Zone tampon

(6)

Chapitre 8 : Comparer la force des acides et des bases

1/ 6

Chapitre 8 : Comparer la force des acides et des bases

Les acides libèrent-ils tous leur proton avec la même facilité ?

1) Réaction avec l’eau

L’eau est une espèce amphotère qui peut réagir avec un acide en jouant le rôle d’une base, ou avec une base en jouant le rôle d’un acide. Cette réaction peut être TOTALE ou PARTIELLE

1.1. Réaction TOTALE avec l’eau :Acide fort, base forte :

• Un acide AH est dit FORT s’il réagit totalement sur l’eau : HA + H

O → H

O

+ A

• Une base A

est dite FORTE si elle réagit totalement sur l’eau : A

+ H

O → AH + HO

• Exemple : Le chlorure d’hydrogène HCl est un acide fort.

Si l’on introduit par exemple 10 mol de chlorure d’hydrogène dans de l’eau, on aura la réaction : Etat système avancement HCl + H

O → H

O

+ Cl

Initial x = 0 10 Excès 0 0

Intermédiaire x 10 - x Excès x x

Final x

= x

= 10 0 Excès 10 10

L’espèce HCl n’existe donc pas dans l’eau.

Exemples d’acides forts : chlorure d’hydrogène, acide nitrique, acide sulfurique,…

Exemples de bases fortes : la soude, l’ion éthanolate, l’ion amidure,…

1.2. Réaction PARTIELLE avec l’eau : Acide faible, base faible : notion d’équilibre et constante d’acidité

1.2.1. Définition :

• Les réactions totales sont des réactions qui se poursuivent jusqu’à élimination complète du réactif introduit en défaut. Ces réactions sont caractérisées par une flèche simple ( → ) entre les réactifs et les produits.

A + B → C + D

A + B  C + D

• Exemple : On verse de l’acide éthanoïque dans de l’eau. On observe la réaction suivante : CH

– COOH + H

O → CH

– COO

+ H

O

Mais sitôt les espèces CH

– COO

et H

O

formées, elles réagissent entre elles pour redonner les espèces de départ selon l’équation : CH

– COO

+ H

O

→ CH

– COOH + H

O

Conclusion : On observe donc ces deux transformations simultanément qui conduisent à un état d’équilibre défini

par la force des acides et des bases en présence. Cet état d’équilibre est représenté par la réaction :

CH

– COOH + H

O  CH

– COO

+ H

O

2/ 6 1.2.2. Constante d’équilibre Ka :

• Les acides qui ne réagissent pas totalement avec l’eau sont dits FAIBLES

Leur réaction sur l’eau conduit à l’équilibre : AH + H

O  A

+ H

O

• On associe alors à cette équilibre une grandeur sans dimension nommée « constante d’acidité du couple AH / A

» définie par la relation :

] [ ] [

] [ ] [

O H AH

O H K

A



=



 𝐾 𝐴 = [𝐴 − ]×[𝐻 3 𝑂 + ]

[𝐴𝐻]  𝐶 0

• Remarque :

→ La constante d’acidité d’un couple acido-basique définit l’état d’équilibre de la réaction entre l’acide de ce couple et l’eau.

→ La valeur de cette constante d’acidité est indépendante de l’état initial du système étudié. Elle ne dépend que de la nature de l’acide et de la température.

→ A chaque K

 𝐾 _𝐴 = ^[𝐴 ⁻ ^]×[𝐻 ³ ^𝑂 ⁺ ^]

[𝐴𝐻]  𝐶 ⁰