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COUPLE ACIDE−BASE. RÉACTION ACIDO−BASIQUE 1) Définitions.
a. Acide: espèce chimique pouvant donner un proton.
HA ! A−H+ HA est un acide et A− est sa base conjuguée: couple HA/A−. Base: espèce chimique pouvant accepter un proton.
BH+ ! HB+ B est une base et HB+ est son acide conjugué : couple HB+/B.
b . Réaction acido-basique: échange de proton entre deux couples acide-base. HAB ! A−HB+
acide 1base 2 ! base 1acide 2 c .Rôle de l 'eau.
•l ' eau est une base: l'eau peut fixer un proton fourni par un acide.
HA ! A−H+ et H+H2O ! H3O+
H2O est une base dont l'acide conjugué est H3O+: couple H3O+/H2O.
•l ' eau est un acide: une base B peut fixer un proton fourni par une molécule d'eau.
H2O ! H+OH− et BH+ ! HB+
H2O est un acide dont la base conjuguée est OH−: couple H2O/OH−. L'eau est un solvant ampholyte.
La réaction d'auto-ionisation peut être interprétée comme une réaction acide-base:
H2OH2O ! OH−H3O+ acide 1base 2 ! base 1acide 2 2) Force d'un acide ou d'une base en solution aqueuse.
a . Acide fort ou base forte.
La réaction d'échange protonique avec l'eau est totale.
HAH2O A−H3O+ En solution , HA ou B n'existent pas.
BH2O HB+OH− Seules les formes conjuguées A−ou HB+existent.
b . Acide faible ou base faible.
La réaction d'échange protonique avec l'eau n'est que partielle et donne un mélange en équilibre chimique caractérisé par sa constante d'équilibre.
HAH2O ! A−H3O+ KaT =[A−][H3O+]
[HA] pKa=−log Ka BH2O ! HB+OH− KbT =[HB+][OH−]
[HB] pKb=−log Kb c .Relation entre pKaet pKbd ' un couple acide−base.
HAH2O ! A−H3O+ KaT =[A−][H3O+] [HA] A−H2O ! HAOH− KbT =[HA][OH−]
[A−]
KaKb= [H3O+][OH−] KaKb=Ke=10−14 à 25° C.
pKapKb=pKe=14 à 25° C.
2 d . Cas de l ' eau.
H2OH2O ! OH−H3O+ acide 1base 2 ! base 1acide 2
Couple 1: H2O/OH− KaH2O = [H3O+][OH−] =Ke pKaH2O =14 pKbOH− =0.
Couple 2: H3O+/H2O KbH2O = [H3O+][OH−] =Ke pKbH2O =14 pKaH3O+ =0.
e .Nivellement des acides forts et des bases fortes par le solvant.
Les acides forts et les bases fortes étant totalement dissociés on ne peut pas définir Ka ou Kb, donc on ne peut pas comparer les forces relatives de deux acides forts ou de deux bases fortes.
On dit qu'il y a nivellement par le solvant.
Seuls les couples ayant pKa∈ [0,14] sont différenciables en solution aqueuse.
Remarque :
Dans un autre solvant, un acide peut être faible alors qu'il est fort dans l'eau.
On peut donc définir son pKa dans ce solvant et le comparer à ceux d'autres acides.
Par exemple HCl est un acide faible en solution dans l'éthanoïque CH3CO2H:
HClCH3CO2H ! Cl−CH3CO2H2+ acide 1 base 2 ! base 1 acide 2 3) Loi de dilution d ' Ostwald.
La dissolution d'un acide faible dans l'eau modifie l'équilibre de l'eau.
On a donc deux équilibres simultanés:
HAH2O ! A−H3O+ et 2 H2O ! H3O+OH− initialement : c 0
à l 'équilibre : c1−α cα KaT =[A−][H3O+]
[HA] = α
1−α[H3O+] d'où α= Ka Ka[H3O+]. Quand c0,[H3O+]
Ke donc limc0α=α∞= Ka Ka
Ke.
Si Ka≫
Ke α∞≈1 exemple : CH3CO2H Ka=1,8 10−5 α∞=0,994 Si Ka=
Ke α∞=0,5 '' H2S Ka=10−7Si Ka≪
Ke α∞≈ Ka
Ke≪1 '' HCN Ka=10−9,3 α∞=10−2,3=5 10−3 On obtient les mêmes résultats pour une base faible en remplaçant Ka par Kb.
