Chapitre II : Les acides et les bases
CHIMIE II
Chapitre II : Les acides et les bases
1-Définition :
‐ Un acide est un donneur de proton, c’est‐à‐dire une espèce susceptible de libérer (céder) un ou plusieurs proton H+ ; AH+H2O A- + H3O
‐ Une base est une accepteuse de proton, donc une espèce susceptible de capter un ou plusieurs proton H+
B+H2O BH++OH-
Cet équilibre chimique correspond à l’échange d’un proton entre l’acide AH et la base A- .On dit alors que A‐ est la base conjuguée (ou forme basique) de AH. Inversement, AH est l’acide conjugué (ou forme acide) de la base A-. Le couple AH/ A- forme un couple acide-base
2-Notion d’un équilibre chimique
Une réaction chimique est une transformation de la matière. Les espèces consommées sont appelées les réactifs, et les espèces formées sont appelées produits
Une réaction complète ou totale est une réaction qui ne se produit que dans un seul sens, au moins un des réactifs est totalement consommé (transformé en produits)et la réaction s’arrête.
Exemple :
A E + F
t=0 C0 0 0
tf 0 C0 C0
Une réaction réversible : Exemple
COCl2 CO+ Cl2 t=0 C0 0 0
teq C0-x x x
Au bout d’un certain temps la réaction n’évolue plus, et quand on analyse les réactifs et les produits on trouve qu’il reste (C0-x) de COCl2 et qu’il se forme x de CO et x de Cl2, on fait la réaction inverse et on introduit C0 (concentrationinitiale) de CO et de Cl2. CO + Cl2 COCl2
t=0 C0 C0 0 teq C0-x C0-x x
a, b, c, d : Coefficients stœchiométriques La réaction aboutit à un état à lequel la composition n’évolue plus (les réactifs continuent à interagir en se transformant en produits et les produits continuent à interagir en se
transformant en réactifs) c’est l’état d’équilibre chimique.
L'équilibre chimique est observé lorsque deux réactions chimiques opposées s'effectuent au même moment et à la même vitesse.
Une réaction est dite en état d’équilibre si les réactifs et les produits de la réaction sont présents et leurs quantités de matière restent constantes, elle est symbolisée par une double flèche. .
3-La constante d’équilibre
Lorsqu’un système chimique atteint son état d’équilibre (les concentrations des réactifs et des produits n’évoluant plus) sa constante d’équilibre est Kc
Kc : est la constante d’équilibre de la réaction exprimée par la concentration, elle dépend de la température (T=constante donc KC est constante).
Soit la réaction suivante :
A + B C+D
La constante d’équilibre de cette réaction s’écrit :
Kc =
Soit la réaction suivante :
aA+bB cC+dD
Kc =
4-Couple acide / base : Exemple
AH + H2O A-
+ H3O+
Acide base base conjuguée acide conjugué
A chaque acide correspond une base conjuguée, le tout formant un couple paire acide/ base conjuguée : AH/A-
Réactifs Produits
[C] [D]
[A] [B]
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Exemple :
B + H2O BH+
+ OH-
Base acide acide conjugué base conjuguée
A chaque base correspond un acide conjugué, formant ainsi le couple paire Base/ acide conjugué : B / BH+
Un couple acide /base est constitué d’un acide et d’une base conjugué ou d’un acide conjugué et d’une base qui s’obtiennent l’un à partir de l’autre par échange (gain ou perte) d’un proton.
5-Le produit ionique
Une espèce pouvant être à la fois une base et un acide est une espèce amphotère.
Exemple : l’eau (H2O) est une espèce amphotère.
H2O/OH- ; H3O+/H2O
2H2O H3O++OH-
Kc = [H3O+][OH-] = Ke =10-14 Ke : le produit ionique de l’eau pKe = - log Ke
Si [H3O+] = [OH-]=10-14 Solution neutre Si [H3O+] [OH-] Solution acide Si [H3O+] [OH-] Solution basique 5-Les types des acides et des bases selon la force
a-Acide fort HA est un acide fort HA+H2O A- +H3O+
La dissociation d’un acide fort estcomplète (la réaction se fait dans un seul sens).
Exemple des acides forts : HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3 , H2SO4 HCl +H2O Cl- + H3O+
b-Acide faible : HA est un acide faible
HA+H2O A- + H3O+
La constante d’équilibre de cette réaction s’écrit :
Kc = = Ka
[A-] [H3O+] [HA]
On définit le pKa du couple acide/base Ka= 10-pka ; pKa= - log Ka
La constante d'acidité permet un classement des acides en fonction de leur force. En effet, plus la constante Ka est petite, la valeur de pKa est grande, plus un acide est faible (dissociation partielle).
Plus la constante Ka est grande, la valeur de pKa est faible, plus un acide est fort (dissociation complète).
c-Base forte
B : est une base forte B+H2OBH++OH-
La dissociation d’une base forte estcomplète (la réaction se fait dans un seul sens).
Exemple des bases fortes : NaOH ; Na2O ; KOH ; Ca(OH)2 NaOH+H2O Na++OH-
d-Base faible : B est une base faible
B + H2O BH+ + OH-
Kb= ; Kb: la constant de basicité d’un couple acide / base
On définit le pKb du couple acide/base : Kb= 10-pkb; pKb= - log Kb
La constante de basicité permet un classement des bases en fonction de leur force. En effet, plus la constante Kb est basse, la valeur de pKb est grande, plus une base est faible (dissociation partielle).
Plus la constante Kb est grande, la valeur de pKb est faible, plus une base est forte (dissociation complète).
[BH+] [OH-] [B]
6-La relation entre Ka et Kb
Un couple acide / base est caractérisé à la fois par Ka de son acide ou par Kb de sa base conjuguée
HA+H2O A- + H3O+ Ka=
A-+ H2O HA+OH- Kb=
Ka . Kb= x
Ka . Kb= [H3O+] x[OH-]= Ke= 10-14
Ka . Kb= Ke= 10-14 -log(Ka . Kb)= -log Ke = -log(10-14)
pKa+ pKb= 14
[A-] [H3O+]
[HA]
[AH] [OH-] [A-]
[A-] [H3O+] [HA]
[HA] [OH-] [A-]
