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Classement des couples acide-base

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Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
Chapitre n° 2 : CLASSEMENT DES COUPLES ACIDE-BASE
I) Equilibre chimique, rappels :
1) Définition de la constante de réaction Kr :
On considère la réaction entre deux réactifs A et B qui donne deux produits C et D.
La réaction n’est pas totale elle constitue un équilibre chimique :
αA+βB 
←
→
 γC+δD
L’expérience montre, et la thermodynamique explique, qu'en solution diluée les quantités de
réactifs et de produits ne sont pas quelconques. A l'équilibre, ces quantités satisfont à une loi
dite "loi d’action de masse" qui définit la constante de la réaction.
Nous appellerons constante d'équilibre Kr de la réaction :
Kr =
γ
[C] éq
.[D] δéq
[ A ] αéq .[B]βéq
Les concentrations [A]éq, [B]éq, [C]éq, [D]éq, sont des valeurs à l'équilibre.
2) Discussion :
La thermodynamique fait intervenir l’activité a(X) d’un composant X et en toute rigueur on doit
a γ .aδ
écrire :
Kr = (αC ) (βD )
a( A ).a(B )
L’activité a(X) d’un composant X est une grandeur sans dimension.
La thermodynamique nous indique que pour des solutions aqueuses diluées :
- l’activité a(S) d’un soluté S est égale à sa concentration molaire volumique : a(S) ≈ [S].
- pour un corps solide non dissout, son activité a(solide) est égale à 1 : a(solide) ≈ 1.
- pour le solvant, son activité a(eau) est égale à 1 : a(eau) ≈ 1.
Lorsque l’eau intervient dans un équilibre chimique : A + H2O ←


→ C + D on aura :
[C]éq.[D]éq
Kr =
[ A ]éq
Dans ce cas, la constante de réaction Kr dépend uniquement de la température.
II) Constante d’acidité KA (basicité KB) et pKA (pKB) d'un couple acide-base :
1) Solution aqueuse d’acide éthanoïque :
On a vu que la mise en solution de l’acide acétique conduit à l’équilibre :
+
−
CH3COOH + H2O 
←
→
 CH3COO + H3O
[CH3COO − ]éq .[H3O + ]éq
La constante de cet équilibre s’écrit : Kr =
[CH3COOH]éq
Dans le cas d’un acide faible nous appellerons constante d’acidité KA la constante d'équilibre
de la réaction d’interaction avec l’eau :
KA = Kr =
[CH3COO − ]éq.[H3O + ]éq
[CH3COOH]éq
Par définition, la constante d'acidité est liée à un couple acide/base faibles. On parle de la
constante d'acidité KA du couple acide éthanoïque/ion éthanoate (CH3COOH/CH3COO−).
Dans la leçon précédente, nous avons vu qu'une solution d'acide éthanoïque (acétique), de
concentration molaire (molarité) CCH3COOH = CA = 1,0.10−1 mol.L−1, a un pH = 2,9.
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Nous avons calculé les concentrations des différentes espèces à l'équilibre en solution :
Nous avons trouvé : [H3O+]éq = 1,3.10−3 mol.L−1 et [OH−]éq = 7,9.10−12 mol.L−1
[CH3COO−]éq = 1,3.10−3 mol.L−1 et [CH3COOH]éq = 0,1 mol.L−1
−3
−3
[CH3COO − ]éq.[H3O + ]éq
On en déduit :
KA =
= 1,3 x10 x1,3 x10 = 1,6.10−5
0,1
[CH3COOH]éq
Nous dirons que, à 25 °C, la constante d'acidité du couple acide éthanoïque/ion éthanoate
KA = 1,6.10−5
(CH3COOH/CH3COO−) est
2) Solution aqueuse d’ammoniaque :
Une solution d'ammoniaque NH3 (que l'on peut obtenir par dissolution de gaz ammoniac) de
concentration C = 1,0.10−1 mol.L−1 a un pH égal à 11,2 !!!
On vérifie que : [OH−]éq < CNH3 ou pH < 14 + log(CNH3)
L’ammoniaque est une base faible et sa réaction d’interaction avec l'eau conduit à un
+
−
équilibre :
NH3 + H2O 
←
→
 NH4 + OH
+
[NH4 ]éq .[OH− ]éq
[NH3 ]éq
Dans le cas d’une base faible nous appellerons constante de basicité KB la constante
d'équilibre de la réaction d’interaction avec l’eau :
La constante de cet équilibre s’écrit : Kr =
+
[NH4 ]éq .[OH− ]éq
KB = Kr =
[NH3 ]éq
+
L’ion ammonium étant un acide faible, on pourrait écrire : NH4+ + H2O 
←
→
 NH3 + H3O
[NH3 ]éq .[H3O + ]éq
Et exprimer une constante d’acidité : KA = Kr =
+
[NH4 ]éq
Remarque : pour un couple donné, on a : KA. KB = Ke.
3) Généralisation :
D’une façon générale, la constante d’acidité d’un couple Acide/Base faibles est définie à
+
partir de la réaction :
Acide + H2O 
←
→
 Base + H3O
KA = Kr =
[Base]éq .[H3O + ]éq
[ Acide]éq
De la même façon, la constante de basicité d’un couple Acide/Base faibles est définie à
−
partir de la réaction :
Base + H2O 
←
→
 Acide + OH
KB = Kr =
[ Acide]éq .[OH− ]éq
[Base]éq
On peut effectuer le produit des deux constantes pour un couple Acide/Base donné.
[ Acide]éq .[OH− ]éq [Base]éq .[H3O + ]éq
On obtient : KA.KB =
.
= [H3O+]éq.[OH−]éq = Ke
[Base]éq
[ Acide]éq
Remarque : On voit que le relation KA. KB = Ke est équivalente à la somme des équations
bilan mises sous la forme :
+
Acide + H2O 
←
→
 Base + H3O
−
+ Base + H2O 
←
→
 Acide + OH
___________________________
+
−
2 H2O 
←
→
 H3O + OH
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4) Définition des pKA et pKB d’un couple :
On définit le pKA à partir du KA :
pKA = − log(KA)
[Base]éq .[H3O + ]éq
[Base]éq
De KA =
, on déduit − log(KA) = − [− log[H3O+]éq + log(
)]
[ Acide]éq
[ Acide]éq
[Base]éq
D'où la relation :
pH = pKA + log(
)
[ Acide]éq
Remarque : A 25 °C, pour le couple acide éthanoïque/ion éthanoate (CH3COOH/CH3COO−),
on trouve :
pKA = − log(1,6.10−5) = 4,8
De la même façon, on définit le pKB à partir du KB :
pKB = − log(KB)
De la relation KA. KB = Ke, on déduit :
pKA + pKB = pKe
III) Domaine de prédominance :
1) Généralités :
Pour un couple donné A/B, quand l'équilibre est atteint, on a pH = pKA + log([B]/[A]), et ceci
indépendamment des autres espèces présentes dans la solution.
Dans une solution donnée, à l'équilibre :
[B]
- si [A] = [B] ou
= 1 alors pH = pKA : les partenaires du couple sont en quantités égales.
[A]
[B]
) < 0 et [A] > [B] : l’espèce acide A prédomine.
- si pH < pKA alors log(
[A]
[B]
- si pH > pKA alors log(
) > 0 et [A] < [B] : l’espèce basique B prédomine.
[A]
On peut représenter les domaines de prédominance des espèces A et B en fonction de la
valeur du pH de la solution :
pKA
+→ pH
←   A prédomine  
  B prédomine   →
2) Cas particulier des indicateurs colorés acido-basiques :
On considère un couple A/B tel que l'espèce acide A donne, à la solution qui la contient, une
couleur CA et que l'espèce basique B donne, à la solution qui la contient, une couleur CB.
En colorimétrie, on estime qu’une solution prend la couleur CA plutôt que la couleur CB si
l'espèce A est 10 fois plus abondante que l'espèce B, et inversement.
On dira que la solution a la couleur CA si l’espèce chimique A est telle que [A] > 10.[B].
1
1
[B]
[B]
<
⇒ log(
) < log( ) ⇒ pH − pKA < − 1 ⇒ pH < pKA − 1
[A] > 10.[B] ⇒
10
10
[A]
[A]
On dira que la solution a la couleur CB si l’espèce chimique B est telle que [B] > 10.[A].
[B]
[B]
[B] > 10.[A] ⇒
> 10 ⇒ log(
) > log(10) ⇒ pH − pKA > + 1 ⇒ pH > pKA + 1
[A]
[A]
pKA − 1 pKA pKA + 1
+++→ pH
teinte sensible
couleur CA
couleur CB
On connaît déjà et on verra d'autres exemples d'indicateurs colorés acido-basiques.
Hélianthine
pKA = 3,8.
Méthylorange
pKA = 4,2.
Bleu de bromothymol
pKA = 6,8.
Phénophtaléine
pKA = 9,1.
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On peut représenter les teintes que prennent les indicateurs colorés en fonction du pH de la
solution dans laquelle ils sont introduits en petite quantité.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
+++++++++++++++→ pH
Hélianthine
méthylorange
bleu de bromothymol
phénophtaléine
IV) Vérification expérimentale de la loi d'action de masse :
1) Introduction :
En résumé, pour une solution acide-base, nous pouvons affirmer que :
[B]
[Base]éq
- Le pH de la solution est une fonction afine du logarithme du rapport
=
.
[ Acide]éq
[A]
- Dès qu’on introduit un acide faible A ou une base faible B dans l’eau un équilibre s’établit et
[B].[H3O + ]éq
les concentrations suivent la loi :
KA =
[A]
- Dans une solution aqueuse contenant un acide faible, sa base conjuguée est
obligatoirement présente et on a : pH = pKA + log([B]/[A])
- Dans une solution aqueuse contenant plusieurs acides et leurs bases conjuguées A1/B1,
A2/B2, ..., dont les constantes d'équilibre sont pKa1, pKa2, ...
[B ]
[B ]
on a, obligatoirement :
pH = pKA1 + log( 1 ) = pKA2 + log( 2 ) = ...
[ A1]
[A 2 ]
On étudie le comportement du couple CH3COOH/CH3COO− :
2) Objectifs et méthode :
[B]
[CH3COO − ]éq
=
.
[CH3COOH]éq
[A]
On réalise des solutions contenant les deux espèces CH3COOH et CH3COO− pour
différentes valeurs du pH.
- On prépare une solution (a) d'acide éthanoïque de concentration Ca = 0,1 mol.L−1 à partir
d'acide éthanoïque (CH3COOH) liquide pur.
+
La mesure de son pH donne pHa = 2,9 d'où [H3O ] = 1,3.10−3 mol.L−1.
- On prépare une solution (b) d'éthanoate de sodium de concentration Cb = 0,1 mol.L−1 à
partir d'éthanoate de sodium (CH3COONa) cristallin pur.
La mesure de son pH donne pHb = 8,9 d'où [H3O+] = 1,3.10−9 mol.L−1.
- On mélange ensuite un volume Va de la solution (a) à un volume Vb de la solution (b). On
obtient ainsi une nouvelle solution (i) dont on détermine le pH.
On souhaite établir une relation entre [H3O+]éq et le rapport
3) Préparation des solutions (a) et (b) :
a) Solution (a) décimolaire d’acide éthanoïque :
On a déjà considéré une telle solution d'acide éthanoïque de concentration molaire
CCH3COOH = Ca = 1,0.10−1 mol.L−1 dans le § II) 1) et dont on sait que pH = 2,9
La population de la solution est constituée de : CH3COOH, CH3COO−, H3O+, OH−
Nous savons que, à l'équilibre, dans la solution (a) :
[H3O+](a) = 1,3.10−3 mol.L−1 et [OH−](a) = 7,9.10−12 mol.L−1
[CH3COO−](a) = 1,3.10−3 mol.L−1 et [CH3COOH](a) = 0,1 mol.L−1
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b) Solution (b) décimolaire d’éthanoate de sodium :
On considère, maintenant, une solution d'éthanoate de sodium (acétate de sodium) de
molarité CCH3COONa = Cb = 1,0.10−1 mol.L−1 pour laquelle une mesure donne pH = 8,9
La population de la solution est constituée de :
+
+
CH3COOH, CH3COO−, Na , H3O , OH−
+
- définition du pH
[H3O ] = 10−pH = 1,3.10−9 mol.L−1
- produit ionique de l'eau [OH−] = Ke/[H3O+] = 7,9.10−6 mol.L−1
- loi de conservation
[Na+] = Cb = 1,0.10−1 mol.L−1
- expression de l'électroneutralité [CH3COO−] + [OH−] = [H3O+] + [Na+] d'où l'on tire :
+
+
+
[CH3COO−] = [Na ] − [OH−] + [H3O ] ≈ [Na ] = 0,1 mol.L−1
- loi de conservation de la matière Cb = [CH3COOH] + [CH3COO−] d'où :
[CH3COOH] = Cb − [CH3COO−] = Cb − [Na+] + [OH−] − [H3O+] = [OH−] = 7,9.10−6 mol.L−1
En résumé, à l'équilibre, dans la solution (b) :
[H3O+](b) = 1,3.10−9 mol.L−1, [OH−](b) = 7,9.10−12 mol.L−1, [Na+](b) = 1,0.10−1 mol.L−1
[CH3COO−](b) = 1,0.10−1 mol.L−1 et [CH3COOH](b) = 7,9.10−6 mol.L−1
4) Calcul des concentrations [CH3COOH] et [CH3COO−] :
Pour obtenir une solution (i) on a mélangé un volume Va de la solution (a) de concentration
Ca à un volume Vb de la solution (b) de concentration Cb. Le mélange a un volume Va + Vb.
+
+
La population du mélange à l'équilibre est : CH3COOH = A, CH3COO− = B, Na , H3O , OH−.
- Les ions Na+ ne proviennent que de la solution (b) et la loi de conservation de la matière
+
s'écrit :
nNa+ = Cb.Vb = [Na ].(Va + Vb)
[Na+] = Cb .Vb [1]
Va + Vb
+
+
- L'électroneutralité donne : [Na ] + [H3O ] = [OH−] + [CH3COO−]
En utilisant [1]
[CH3COO−] = Cb .Vb + [H3O+] − [OH−] [2]
Va + Vb
*
- Les groupes méthyle CH3 présents dans les deux espèces CH3COOH et CH3COO− ont été
apportés par les deux solutions : dans la solution (a) on avait naCH3* = Ca.Va et dans la
solution (b) on avait nbCH3* = Cb.Vb.
a
b
Dans le mélange on a : nCH3* = n CH3* + n CH3* = Ca.Va + Cb.Vb. Le groupe méthyle CH3* se
retrouve dans les deux espèces CH3COOH et CH3COO−, et ramené à un litre de solution,
on a : [CH3COOH] + [CH3COO−] = Ca .Va + Cb .Vb
Va + Vb
En utilisant [2]
[CH3COOH] = Ca .Va + [OH−] − [H3O+] [3]
Va + Vb
- Etant données les valeurs des concentrations Ca et Cb et les valeurs des volumes Va et Vb,
on vérifie sur un calcul (voir plus loin) que dans toutes les solutions (i) préparées, on a
toujours numériquement :
+
[OH−] ou [H3O ] << Ca .Va ou Cb .Vb
Va + Vb
Va + Vb
−
C
.
V
a
a
On en déduit
[CH3COOH] ≈
et [CH3COO ] ≈ Cb .Vb
Va + Vb
Va + Vb
Finalement, nous pourrons dire que, à l'équilibre, dans une solution (i), obtenue en
mélangeant un volume Va de la solution (a) de concentration Ca à un volume Vb de la
solution (b) de concentration Cb, nous avons :
[CH3COO − ](i )
= Cb .Vb
Ca .Va
[CH3COOH](i )
D'où
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5) Résultats :
Construisons le tableau où figurent les valeurs mesurées du pH et les valeurs calculées du
[B]
[B]
[CH3COO − ]
rapport
=
, à l'équilibre, et de log(
) pour différentes solutions :
[CH3COOH]
[A]
[A]
Ca = 0,1 mol.L−1
Cb = 0,1 mol.L−1
(a)
1
2
3
4
5
6
7
(b)b
VA en mL
20
20
20
20
20
15
10
5
0
VB en mL
0
5
10
15
20
20
20
20
20
[CH3COO − ]
[CH3COOH]
1,3.10−2
0,25
0,5
0,75
1
1,33
2
4
1,3.104
pH
2,9
4,2
4,5
4,7
4,8
4,9
5,1
5,4
8,9
0
0,12
0,30
0,60
4,1
Log(
[CH3COO − ]
) − 1,89
[CH3COOH]
− 0,60 − 0,30 − 0,12
On construit ensuite la courbe
représentative de la fonction :
[CH3COO − ]
pH = f(log
)
[CH3COOH]
On peut, de la même façon,
étudier le couple NH4+/NH3 :
et construire la courbe :
[NH3 ]
pH = f(log
)
+
[NH4 ]
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On obtient bien une droite de pente égale à 1, on a donc une relation de la forme :
[CH3COO− ]
pH = log
+ pKA avec pKA = 4,8
[Ch3COOH]
Si on recommence l'étude avec le couple NH4+/NH3 on obtient des résultats analogues et en
[B]
particulier les graphes des fonctions pH = log
+ pKA sont deux droites parallèles de pente
[A]
égale à 1 et d'ordonnées à l'origine 4,8 et 9,2 les valeurs de deux pKA.
Nous allons nous servir de ce graphe pour comparer les forces des acides et des bases des
deux couples.
V) Classement des couples acide-base :
1) Les couples de l’eau :
a) Couple H3O+/H2O (à 25 °C) :
+
On considère l’action de l’acide H3O sur l’eau, on peut écrire :
+
H3O+ + H2O 
←
→
 H2+O + H3O
Ce bilan nous permet de définir le Ka du couple H3O /H2O :
[H O] .[H O + ]éq
KA = Kr = 2 +éq 3
= 1 et pKA = 0
[H3O ]éq.[H2O]éq
A 25 °C, la constante d’acidité du couple H3O+/H2O est KA = 1
et
pKA = 0.
b) Couple H2O/OH− (à 25 °C) :
On considère l’action de l’acide H2O sur l’eau, on peut écrire :
+
−
H2O + H2O 
←
→
 OH + H3O
Ce bilan nous permet de définir le Ka du couple H2O/OH− :
[OH− ]éq.[H3O + ]éq
KA = Kr =
= [H3O+]éq.[OH−]éq = Ke et pKA = pKe
[H2O]éq.[H2O]éq
A 25 °C, la constante d’acidité du couple H2O/OH− est KA = 10−14
et
pKa = 14.
2) Classement des couples :
a) Force comparée des acides CH3COOH et NH4+ et des bases CH3COO− et NH3 :
Soit KA1 = 1,6.10−5 la constante d'acidité du couple CH3COOH/CH3COO−, KA2 = 6,3.10−10
celle du couple NH4+/NH3. On a également pKA1 = 4,8 et pKA2 = 9,2.
On considère une solution contenant les deux couples. La population de la solution est :
CH3COOH = A1, CH3COO− = B1, NH4+ = A2, NH3 = B2, H3O+, OH−.
Il peut y avoir d'autres espèces en la solution, mais, à l'équilibre, quel que soit le pH :
[B ]
[B ]
[B ]
[B ]
pH = pKA1 + log( 1 ) = pKA2 + log( 2 ) d'où log( 1 ) − log( 2 ) = pKA2 − pKA1 = 4,4
[ A1]
[A2 ]
[ A1]
[A2 ]
[B1]
[B1]
[A ]
[ A1]
On peut écrire la dernière égalité : log( 1 ) = 4,4 soit
= 104,4 ≈ 25000
[B2 ]
[B2 ]
[A2 ]
[A2 ]
Quelle que soit la valeur du pH de la solution qui contient les deux couples on peut dire
[CH3COO− ]éq
[NH3 ]éq
que le rapport
est toujours 25000 fois plus grand que le rapport
.
+
[Ch3COOH]éq
[NH4 ]éq
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On peut dire aussi que l'acide CH3COOH a plus tendance à se transformer en sa base
conjuguée CH3COO− que l'acide NH4+ à se transformer en NH3.
Inversement la base CH3COO− a moins tendance à se transformer en son acide conjugué
CH3COOH que NH3 à se transformer en l'acide NH4+.
Le couple CH3COOH/CH3COO- possède l'acide plus fort et la base la plus faible.
b) Tableau de comparaison :
On représente sous forme de tableau les conclusions tirées de l'étude des deux couples :
KA
Force croissante des acides

↑
↑





 KA1 = 1,6.10−5
 CH3COOH/CH3COO− 
pKA1 = 4,8 












+
−10
 KA2 = 6,3.10

NH4 /NH3

pKA2 = 9,2 






↓
↓
Force croissante des bases
pKA
3) Généralisation et représentation graphique :
a) Limites de l’échelle des pKA :
Pour les couples de l'eau nous avons vu que :
A 25 °C, la constante d’acidité du couple H3O+/H2O est KA = 1 et pKA = 0.
A 25 °C, la constante d’acidité du couple H2O/OH− est KA = 10−14 et pKA = 14.
Tous les couples acide-base faibles ont un pKA tel que : 1 < pKA < 14
On peut donc dire que plus le pKA d'un couple est grand et plus la base de ce couple est
forte, inversement plus l'acide de ce couple est faible.
La base faible la plus forte (pouvant exister dans l'eau) est l'ion OH−
Une base plus forte que l'ion hydroxyde ne peut exister dans l'eau : c'est une base forte
(exemple de l'ion éthanolate). La soude est un "apporteur de base" OH−.
L'acide faible le plus fort (pouvant exister dans l'eau) est l'ion H3O+
Un acide plus fort que l'ion hydronium ne peut exister dans l'eau : c'est un acide fort
(exemple de la molécule de chlorure d'hydrogène).
Les acides forts et les bases fortes ne peuvent êtres comparés entre eux,.
Remarque : D'après les définitions vues précédemment on devrait avoir :
- pour un acide fort : KA = + ∞ ⇒ pKA = − ∞.
- pour une base forte : KA = 0 ⇒ pKA = + ∞.
En fait ces grandeurs ne sont pas définies de la même façon, pour des acides
forts et des bases fortes pour lesquels les activités a(S) sont très différentes
des concentrations [S].
b) Classement des acides et des bases faibles :
Pour l'étude des couples rédox, on trace un axe vertical des potentiels standards.
Par analogie avec cette étude on peut associer à une solution, un axe vertical des pKA
croissants des différents couples intervenant.
- L'échelle de pKA est représentée verticalement, croissant vers le haut de pKA = 0 (couple
H3O+/H2O) à pKA = 14 (couple H2O/OH−).
- Les acides sont placés à droite et les bases à gauche.
La base la plus forte est celle qui est située le plus haut dans l'échelle des pKA, l'acide le
plus fort est celui qui est situé le plus bas dans l'échelle des pKA.
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D'où le diagramme :
BASES
↑


force croissante
des bases



OH−
NH3
CH3COO−
H2O
pKA
↑
┼

┼


┼

┼
ACIDES
H2O
NH4+
CH3COOH
H3O+


(9,2)

force croissante
des acides
(4,8)


(0)
↓
(14)
VI) Réaction entre acide et base :
1) Constante de réaction :
Considérons deux couples acide-base :
[B ] .[H O + ]éq
[B ] .[H O + ]éq
Le couple A1/B1 de constante KA1 = 1 éq 3
et le couple A2/B2, KA2 = 2 éq 3
[ A 2 ]éq
[ A1]éq
Considérons la réaction entre l'acide A1 et la base B2 : A1 + B2 
←
→
 A2 + B1
+
[B ] .[H O ]éq .[ A 2 ]éq
[ A 2 ]éq.[B1]éq
La constante de cet équilibre est : Kr =
= 1 éq 3
= K A1
+
K A2
[ A1]éq.[B2 ]éq
[ A1 ]éq .[B2 ]éq .[H3O ]éq
on a aussi
pKr = pKA1 − pKA2.
Plusieurs cas peuvent se présenter suivant les valeurs de KA1 et de KA2 ou de pKA1 et pKA2.
2) Avancement de la réaction :
a) Réaction quasi-totale ou "quantitative" :
Supposons que Kr > 1, ceci a lieu si KA1 > KA2, ou pKA1 < pKA2, donc pKr < 0.
Avant toute réaction, seules les espèces A1 et B2 sont présentes.
- Première façon de procéder :
* A l'équilibre puisque Kr > 1 (ou pKr < 0) [B1]éq > [A1]éq et [A2]éq > [B2]éq
On dit que l'équilibre est déplacé vers la droite (sens direct de l'équation-bilan).
* Plus la constante est grande devant 1 et plus l’équilibre est déplacé vers la droite.
+4
Si Kr = 10 , dans un mélange équimolaire cela veut dire qu’on se trouve dans les
conditions où [B1]éq = 100.[A1]éq et [A2]éq = 100.[B2]éq.
On peut donc négliger [A1]éq devant [B1]éq et [B2]éq devant [A2]éq.
Si Kr > 10+4 ou pKr < − 4, l'équilibre est très déplacé vers la droite, on dit que :
La réaction est quasi-totale ou quantitative
- Deuxième façon de procéder :
Construisons le "diagramme des pKA"
pKA
↑
OH− - - H2O
14
B2 - - A2
pKA2
B1 - - A1
pKA1
H2O - - H3O+
0
Sur le diagramme des pKA on porte :
* Colorées, les espèces chimiques présentes en abondance
avant toute réaction dans la solution (acide rouge, base bleue).
* Nous pouvons tracer un γ entre la base la plus forte (encadrée)
et l’acide le plus fort (encadré) : la réaction a lieu :
On dit que l'équilibre est déplacé vers la droite
* Si la différence pKA1 − pKA2 est supérieure à 4, l'équilibre est
très déplacé vers la droite, on dit que :
La réaction est quasi-totale ou quantitative.
D'une façon générale, on écrit :
A1 + B2 → A2 + B1
La réaction étant "quantitative", on peut calculer les quantités de matière comme si elle
était totale.
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Page 37
Classement des couples acide-base
b) Réaction n'ayant pratiquement pas lieu :
Supposons que Kr < 1, ceci a lieu si KA1 < KA2, ou pKA1 > pKA2, donc pKr > 0.
Avant toute réaction, seules les espèces A1 et B2 sont présentes.
- Première façon de procéder :
* à l'équilibre puisque Kr < 1 (ou pKr > 0) [B1]éq < [A1]éq et [A2]éq < [B2]éq
On dit que l'équilibre est déplacé vers la gauche (sens indirect sur l'équation-bilan).
* Plus la constante est petite devant 1 et plus l’équilibre est déplacé vers la gauche.
Si Kr = 10−4, dans un mélange équimolaire cela veut dire qu’on se trouve dans les
conditions où [B1]éq = 0,01.[A1]éq et [A2]éq = 0,01.[B2]éq. On peut donc négliger [B1]éq
devant [A1]éq et [A2]éq devant [B2]éq.
Si Kr < 10+4 ou pKr > + 4, l'équilibre est très déplacé vers la gauche, on dit que :
La réaction n'a pratiquement pas lieu
- Deuxième façon de procéder :
pKA
Construisons le "diagramme des pKA"
↑
OH− - - H2O
B1 - - A1
B2 - - A2
H2O - - H3O+
Sur le diagramme des pKA on porte :
* Colorées, les espèces chimiques présentes en abondance
avant toute réaction dans la solution (acide rouge, base bleue).
* Nous ne pouvons pas tracer un γ entre la base la plus forte
(encadrée) et l’acide le plus fort (encadré) : pas de réaction
On dit que l'équilibre est déplacé vers la gauche
* Si la différence pKA1 − pKA2 est supérieure à 4, l'équilibre est
très déplacé vers la gauche, on dit que :
La réaction n'a pratiquement pas lieu.
c) Equilibre chimique :
Si 10−4 < Kr < 10+4, ceci se produit quand │pKA1 − pKA2│ < 4 :
On a un équilibre chimique :
A1 + B2 
←
→
 A2 + B1
et une solution dans laquelle coexistent les 4 espèces chimiques A1, B1, A2, B2.
3) Taux d'avancement ou coefficient de dissociation :
Considérons une solution d'acide faible AH de concentration CA.
Pour cela, nous dissolvons nA mol d’acide AH dans V L d’eau.
Considérons l'avancement de la réaction d'interaction avec l'eau :
au début
à l'équilibre
réaction totale
Avancement
0
xéq
xmax = nA
AH
nA
nA − xéq
0
+
H2O
solvant
solvant
solvant
→
+
H3O+
A−
0
≈0
xéq
xéq
xmax = nA
xmax = nA
Si l'acide était fort, la réaction serait totale et l'avancement maximum serait xmax = nA.
Nous aurions une solution telle que [H3O+] = CA mol.L−1 et donc pH = − log(CA).
Or, nous savons que le pH d'une solution d'acide faible est pHéq < − log(CA), et que
[H3O+]éq = xéq/V < nA/V, [A−]éq xéq/V < nA/V et [AH]éq = (nA − xéq)/V ≠ 0.
Par définition, le taux d’avancement à l'équilibre est :
x
τ = éq
xmax
où τ est un nombre sans unité compris entre 0 et 1, et xéq et xmax sont exprimés en mol.
Remarque : Dans le cas d'une solution décimolaire d'acide éthanoïque (acétique), nous
trouvons : τ = 1,3.10−3/0,1 = 1,3.10−2 = 1,3 %
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Christian BOUVIER
Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
Nous pouvons aussi définir le coefficient de dissociation α (ou coefficient d'ionisation) :
[ A − ]éq
x /V
α=
= éq
=τ
CA
nA / V
Le taux d’avancement à l'équilibre τ et le coefficient de dissociation α constituent une seule
et même grandeur. Suivant les cas on utilise l'une ou l'autre définition.
VII) Utilisation pratique des résultats :
1) Introduction :
Nous allons considérer l'étude d'une réaction entre un acide et une base. Qu'il s'agisse de la
préparation d'une solution et donc de l'interaction d'un acide ou d'une base avec l'eau, ou
qu'il s'agisse du mélange de deux solutions, nous procèderons de façon à simplifier au
maximum les calculs à effectuer.
Nous avons vu dans le chapitre n° 1 "Couples acide-base", qu'il est toujours possible de
calculer systématiquement les concentrations de toutes les espèces constituant la
population d'une solution, en appliquant certaines définitions ou lois (définition du pH, du KA,
loi de conservation de la matière, loi de conservation de la charge électrique).
Nous allons montrer qu'en utilisant les considérations vues dans ce chapitre, nous pouvons
simplifier et même éviter certains calculs.
2) Solution décimolaire d'acide éthanoïque :
a) Recherche de la réaction prépondérante :
Nous avons déjà étudié ce cas au § II) 1), puis au § IV) 3) a), nous allons maintenant
utiliser les résultats vus précédemment.
On nous donne le pKA du couple CH3COOH/CH3COO− : pKA = 4,8 et KA = 1,6.10−5
du couple H3O+/H2O : pKA = 0,0 et du couple H2O/OH− : pKA = 14,0
Pour préparer une solution de concentration CCH3COOH = CA = 1,0.10−1 mol.L−1 en acide
éthanoïque, il faut introduire une quantité de matière nCH3COOH = nA d'acide éthanoïque pur
dans un volume VA d'eau, tel que nA = CA.VA.
Le raisonnement est alors le suivant :
Lorsqu'on a versé la quantité de matière nA mol d'acide éthanoïque dans VA mL d'eau,
avant toute réaction (on arrête le temps), le mélange contient essentiellement des
molécules d'eau H2O et des molécules d'éthanoïque CH3COOH.
Remarque : Bien sûr, nous savons bien qu'il y a aussi des ions hydronium et des ions
hydroxyde dans l'eau, mais ils ne sont pas abondants (10−7 mol.L−1).
Nous portons sur un diagramme des pKA, les couples dont l'un des partenaires est
"abondant" (et seulement eux).
Sur un axe vertical orienté vers le haut, nous portons les pKA croissants et nous inscrivons
chaque partenaire d'un couple, à gauche l'espèce basique et à droite l'espèce acide.
pKA
↑
OH− - - H2O
CH3COO− - - CH3COOH
H2O - - H3O+
- Nous marquons (coloration bleue ou rouge) toutes les
espèces présentes en abondance H2O et CH3COOH.
14 La force des bases croit vers le haut dans la colonne de
gauche et la force des acides croit vers le bas dans la
4,8 colonne de droite.
- Nous encadrons l'acide le plus fort présent en
abondance et la base la plus forte présente en
0
abondance.
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Classement des couples acide-base
La réaction prépondérante est celle qui va avoir lieu (après que le temps se sera écoulé à
nouveau) entre l'acide le plus fort présent en abondance et la base la plus forte présente
en abondance.
La réaction prépondérante a lieu entre l'es molécules éthanoïque et l'eau :


→ CH3COO− + H3O+
CH3COOH + H2O ←
Remarque : Dire que la réaction est prépondérante cela signifie qu'elle prend une grande
importance pour nous, mais ça ne préjuge pas de son avancement !
b) Avancement de la réaction prépondérante :
Sur le diagramme des pKA nous voyons que le pKr de la réaction prépondérante


→ CH3COO− + H3O+
CH3COOH + H2O ←
est pKr = 4,8 − 0,0 = + 4,8 ou un Kr = 1,6.10−5 : la réaction n'a pratiquement pas lieu.
On peut représenter un tableau d'avancement :
avant réaction
après réaction
Avanc.
0
x≈0
CH3COOH + H2O pas de réaction CH3COO− +
nA
solvant
0
solvant
≈ nA
≈0
H3O+
≈0
≈0
Remarque : Attention ! le signe "≈ 0" ne signifie pas que la quantité correspondante est
nulle mais seulement qu'elle est très petite devant les autres grandeurs, ici nA.
En science expérimentale, une grandeur g est considérée comme petite
devant une autre G (on écrit g << G), si : G ≥ 100.g ou G/100 ≥ g.
c) Calcul simplifié des concentrations :
- Puisque la réaction prépondérante est peu avancée (n'a pratiquement pas lieu) :
nCH3COOH = nA >> nCH3COO− donc [CH3COO−] << [CH3COOH]
CCH3COOH = CA = [CH3COOH] + [CH3COO−] ≈ [CH3COOH]
[CH3COOH] = CA = 1,0.10−1 mol.L−1
- La solution est acide :
[OH−] << [H3O+]
- électroneutralité s'écrit :
[CH3COO−] + [OH−] = [H3O+]
d'où
[CH3COO−] = [H3O+] [1]
2
[CH3 COO − ].[H3 O + ]
[H3 O + ]
≈
- La constante d'acidité s'écrit : KA =
[CH3 COOH]
CA
On en déduit [H3O+] =
C A .K A = 0,1x1,6 x10 −5 = 1,26.10−3 mol.L−1 = [CH3COO−]
[CH3COO−] = [H3O+] = 1,26.10−3 mol.L−1
−14
Ke
= 10 −3
[OH−] = 7,9.10−12 mol.L−1
+
1,26 x10
[H3 O ]
On retrouve : pH = − log([H3O+]) = − log[(CA.KA)½] = − ½.logCA − ½.logKA
pH = ½.pKA − ½.logCA = 2,4 + 0,5 = 2,9
[OH−] =
3) Autre exemple, pH d'un mélange :
a) Enoncé du problème :
Nous voulons déterminer le pH d’une solution aqueuse contenant un mélange d’acide
chlorhydrique, de soude et d’éthanoate de sodium.
On considère 1 L de cette solution de concentrations :
- C1 = CHCl = 0,08 mol.L−1 en acide chlorhydrique (par dissolution de gaz chlorhydrique),
- C2 = CNaOH = 0,05 mol.L−1 en hydroxyde de sodium (par dissolution de pastilles de
soude),
- C3 = CNaCH3COO = 0,1 mol.L−1 en acétate de sodium (dissolution de cristaux).
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On nous donne :
pour le couple CH3COOH/CH3COO− : pKa = 4,8 ; pour le couple H3O+/H2O : pKa = 0 ; et
pour le couple H2O/OH− : pKa = 14.
+
Rappelons que les ions Na et Cl− sont indifférents du point de vue acide-base.
Nous pourrions calculer systématiquement les concentrations de toutes les espèces
présentes dans la population : Na+, Cl−, CH3COOH, CH3COO−, H3O+, H2O.
Le calcul est lourd et fastidieux. Nous allons procéder par étapes fictives successives :
b) Première étape :
Lors de la préparation de la solution les corps sont dissous dans l'eau :
HCl(g) + H2O → H3O+(aq) + Cl−(aq)
HCL est un acide fort, la réaction est totale, d’où C1 = [H3O+] = [Cl−] = 0,08 mol.L−1
NaOH(s) → Na+(aq) + HO−(aq)
La dissolution des cristaux de soude est totale, d'où C2 = [Na+]’ = [HO−] = 0,05 mol.L−1
CH3COONa(s) → CH3COO−(aq) + Na+(aq)
La dissolution de CH3COONa est totale, C3 = [Na+]’’ = [CH3COO−] = 0,1 mol.L−1
+
+
La population de la solution est : Na , Cl−, H3O , OH−, CH3COOH et CH3COO−, mais,
avant toute réaction, dans 1 L du mélange, les espèces présentes en abondance sont :
Na+, Cl−, H3O+, OH−, CH3COO− et des molécules d’eau.
Nous avons : [Na+] = [Na+]’ + [Na+]’’
Etat \ mol.L−1
[H3O+]
[OH−]
Initial
0,08
0,05
[CH3COOH] [CH3COO−]
≈0
0,1
[Na+]
[Cl−]
0,15
0,08
c) Deuxième étape :
Les seuls couples intervenant dans ce problème sont CH3COOH/CH3COO−, H3O+/H2O et
H2O/OH−. Sur le diagramme des pKA :
pKA
↑
OH− - - H2O
CH3COO− - - CH3COOH
H2O - - H3O+
- Nous colorons toutes les espèces acido-basiques
présentes en abondance H3O+, OH−, CH3COO− et H2O.
14 La force des bases croit vers le haut dans la colonne de
gauche et la force des acides croit vers le bas dans la
4,8 colonne de droite.
- Nous encadrons l'acide le plus fort présent en
abondance et la base la plus forte présente en
0
abondance.
L’acide le plus fort présent en abondance est l’ion oxonium H3O+, la base la plus forte
présente en abondance et l’ion hydroxyde HO−.
La réaction prépondérante s’écrit : OH−(aq) + H3O+(aq) 
←
→
 2 H2O
2
1
1
Sa constante Kr1 =
=
soit Kr1 = 1014 : la réaction est quasi totale.
+
−
Ke
[H3 O ].[OH ]
Considérons le tableau d’avancement molaire de la réaction prépondérante :
Début
Fin
H3O+(aq)
0,08
0,03
+
OH−(aq)
0,05
≈0
→
2 H2O
solvant
solvant
D’où la deuxième ligne du tableau :
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Page 41
Classement des couples acide-base
Etat \ mol.L−1
[H3O+]
[OH−]
[CH3COOH] [CH3COO−]
initial
0,08
0,05
≈0
intermédiaire
0,03
≈0
≈0
[Na+]
[Cl−]
0,1
0,15
0,08
0,1
0,15
0,08
Nous voyons qu'à l'issue de cette première réaction les espèces présentes en abondance
+
+
sont devenues :
Na , Cl−, H3O , CH3COO− et les molécules d’eau
d) Troisième étape :
pKA
↑
OH− - - H2O
CH3COO− - - CH3COOH
H2O - - H3O+
- Nous colorons toutes les espèces acido-basiques
présentes en abondance H3O+, CH3COO− et H2O.
14 - Nous encadrons l'acide le plus fort présent en
abondance et la base la plus forte présente en
4,8 abondance.
L’acide le plus fort présent en abondance est l’ion
hydronium H3O+, la base la plus forte présente en
0
abondance et l’ion éthanoate CH3COO−.
La réaction prépondérante s'écrit : CH3COO−(aq) + H3O+(aq) 
←
→
 CH3COOH (aq) + H2O
[CH3 COOH]
1
Sa constante Kr2 =
=
: Kr2 = 6,3.104 : la réaction est quasi totale
−
+
Ka
[CH3 COO ].[H3 O ]
Considérons le tableau d’avancement molaire de cette réaction prépondérante :
CH3COO−(aq) +
0,1
0,07
Début
Fin
H3O+(aq)
0,03
≈0
→ CH3COOH (aq) +
≈0
0,03
H2O
solvant
solvant
D’où la troisième ligne du tableau :
Etat \ mol.L−1
initial
intermédiaire
final
[H3O+]
0,08
0,03
≈0
[OH−]
0,05
≈0
≈0
[CH3COOH] [CH3COO−]
0,1
≈0
0,1
≈0
0,03
0,07
[Na+]
0,15
0,15
0,15
[Cl−]
0,08
0,08
0,08
Nous voyons qu'à l'issue de cette 2ème réaction les espèces présentes en abondance sont
devenues :
Na+, Cl−, CH3COOH, CH3COO− et les molécules d’eau
e) Quatrième étape :
pKA
↑
OH− - - H2O
CH3COO− - - CH3COOH
H2O - - H3O+
- Nous colorons toutes les espèces acido-basiques
présentes en abondance CH3COOH, CH3COO− et H2O.
14 - Nous encadrons l'acide le plus fort présent en
abondance et la base la plus forte présente en
4,8 abondance.
L’acide le plus fort présent en abondance est l’acide
éthanoïque CH3COOH, la base la plus forte présente
0
en abondance et l’ion éthanoate CH3COO−.
La réaction prépondérante s'écrit :
−
CH3COOH (aq) + CH3COO−(aq) 
←
→
 CH3COO (aq) + CH3COOH (aq)
[CH3COO−].[CH3COOH]
Kr3 =
= 1 : les deux espèces coexistent
[CH3COOH].[CH3COO−]
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Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
Autres réactions envisageables avec l’eau :
+
−
CH3COOH + H2O 
←
→
 CH3COO + H3O
[CH3 COO − ].[H3 O + ]
Kr =
= Ka = 1,6.10−5 la reaction n'a pas lieu
[CH3 COOH]
−
CH3COO− + H2O 
←
→
 CH3COOH + OH
K
[CH3 COOH].[OH − ].[H3 O + ]
Kr =
= e = 6,3.10−10 la reaction n'a pas lieu
−
+
Ka
[CH3 COO ].[H3 O ]
f) Etat final :
Etat \ mol.L−1
initial
intermédiaire
final
[H3O+]
0,08
0,03
≈0
[OH−]
0,05
≈0
≈0
[CH3COOH] [CH3COO−]
0,1
≈0
0,1
≈0
0,03
0,07
[Na+]
0,15
0,15
0,15
[Cl−]
0,08
0,08
0,08
L’état qualifié de final est donc un état qui n’évolue pas et qui est donc stable :
+
on a :
[Na ] = 0,15 mol.L−1 et [Cl−] = 0,08 mol.L−1
[CH3 COO − ]
on peut appliquer la relation pH = log(
) + pKa à cet état.
[CH3 COOH]
Dans l’état final, on a : [CH3COOH] = 0,03 mol.L−1 et [CH3COO−] = 0,07 mol.L−1
[CH3COO − ].[H3O + ]
D’où :
pH = log(
) + pKa = 5,2
[CH3COOH]
On en déduit :
[H3O+] = 10−pH = 6,3.10−6 mol.L−1
−14
Et
[OH−] = K e + = 10 − 6 = 1,6.10−6 mol.L−1
6,3 x10
[H3 O ]
L’électroneutralité s’écrit : [Na+] + [H3O+] = [CH3COO−] + [Cl−] + [OH−]
Soit
0,15 + ≈ 0 = 0,07 + 0,08 + ≈ 0
L’électroneutralité de la solution est bien vérifiée.
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Page 43
Classement des couples acide-base
A RETENIR
II) Constante d’acidité KA (basicité KB) et pKA (pKB) d'un couple acide-base :
On considère la réaction équilibrée :
+
Acide + H2O 
←
→
 Base + H3O
[Base]éq .[H3O + ]éq
La constante d'acidité est :
KA = Kr =
[ Acide]éq
On définit le pKA à partir du KA :
On a la relation :
pKA = − log(KA)
pH = pKA + log(
[Base]éq
)
[ Acide]éq
De la même façon, on peut considèrer la réaction équilibrée :
−
Base + H2O 
←
→
 Acide + OH
La constante de basicité est :
On définit le pKB à partir du KB :
KB = K'r =
[ Acide]éq.[OH− ]éq
[Base]éq
pKB = − log(KB)
[Base]éq
)
[ Acide]éq
On a la relation :
pH = pKe − pKB + log(
On a les relations :
KA.KB = Ke et pKA + pKB = pKe
II) Domaine de prédominance :
Pour un couple A/B de pKA donné, indépendamment des autres espèces présentes dans la
solution, à l'équilibre :
[B]
- si [A] = [B] ou
= 1 alors pH = pKA : les partenaires du couple sont en quantités égales.
[A]
[B]
- si pH < pKA alors log(
) < 0 et [A] > [B] : l’espèce acide A prédomine.
[A]
[B]
- si pH > pKA alors log(
) > 0 et [A] < [B] : l’espèce basique B prédomine.
[A]
En résumé
pKA
+→ pH
←   A prédomine  
  B prédomine   →
III) Classement des couples acide-base :
La base faible la plus forte (pouvant exister dans l'eau) est l'ion OH−.
L'acide faible le plus fort (pouvant exister dans l'eau) est l'ion H3O+.
KA
Force croissante des acides
K
=
1
H3O+/H2O
pKA = 0

↑ A
↑





−5
−
 KA = 1,6.10
 CH3COOH/CH3COO 
pKA = 4,8 




 KA = 6,3.10−10

NH4+/NH3

pKA = 9,2 




 KA = 10−14

H2O/OH−
↓
pKA = 14 ↓
Force croissante des bases
pKA
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POUR S'ENTRAÎNER
Vérification :
Au § IV) 4), nous avons établi que dans les solutions (i), on avait :
[CH3COO−] = Cb .Vb + [H3O+] − [OH−] et [CH3COOH] = Ca .Va + [OH−] − [H3O+]
Va + Vb
Va + Vb
Vérifions sur une solution qu’on a bien : [OH−] ou [H3O+] << Ca .Va ou Cb .Vb
Va + Vb
Va + Vb
−2
−1
C
.
V
C
.
V
a
a
b
b
Pour la solution n° 2, on a :
= 8,0.10 mol.L et
= 2,0.10−2 mol.L−1
Va + Vb
Va + Vb
+
−5
−1
−
Avec un pH = 4,2 on a : [H3O ] = 6,3.10 mol.L et [OH ] = 1,6.10−10 mol.L−1
On a bien :
[OH−] ou [H3O+] << Ca .Va ou Cb .Vb
Va + Vb
Va + Vb
I) Classement des couples acide/base
On prépare une solution aqueuse en mélangeant 0,1 mole d'acide éthanoïque CH3COOH,
0,2 mole d'acide dichloroéthanoïque CHCl2COOH et de l'eau distillée pour avoir un volume de
V = 1 L. Le pH de la solution est sensiblement égal à 1,1.
Pour les deux couples acide/base en présence, pKA vaut respectivement :
CH3COOH/CH3COO− pKA1 = 4,8 et CHCl2COOH/CHCl2COO− pKA2 = 1,3
a) Faire l'inventaire des espèces chimiques en présence (population).
[Base]
. Commenter.
b) Déterminer, pour chacun des couples précédents, le rapport
[ Acide]
c) En écrivant les équations de conservation de la matière, pour CH3COOH d'une part et
CHCl2COOH d'autre part, et en utilisant les résultats de la question précédente, calculer la
concentration de chacune des espèces présentes dans la solution.
d) Dans l'équation d'électroneutralité, remplacer les concentrations par les valeurs numériques
précédemment calculées. Que pensez-vous du résultat obtenu ?
II) Classement des couples acide/base
A V1 = 30 mL d'une solution de monoéthylamine C2H5NH2 de concentration C1 = 0,1 mol.L−1, on
ajoute V2 = 10 mL d'une solution de chlorure de monoéthylammonium C2H5NH3Cl de
concentration C2 = 0,2 mol.L−1. On obtient une solution telle que pH = 11,0.
a) Considérer les réactions avec l’eau dans chaque solution puis dans le mélange. Conclure.
b) Déterminer le pKA du couple C2H5NH3+/C2H5NH2.
c) Lorsque, à un atome d'hydrogène de la molécule NH3 on substitue un groupement éthyle
C2H5*, la molécule obtenue est-elle une base plus ou moins forte que l'ammoniac NH3 ?
(pour le couple NH4+/NH3 pKA = 9,2).
III) Mélange acide-base forts
On prélève un volume V1 = 20,0 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration
C1 = 1,00.10−2 mol.L−1 et on ajoute à l'aide d'une burette un volume V2 d'une solution
d'hydroxyde de sodium de concentration C2 = 0,80.10−2 mol.L−1 jusqu'à l'équivalence.
a) Ecrire l'équation-bilan de la réaction prépondérante.
b) Répondre aux questions suivantes en les justifiant :
i. Quelle est la valeur du pH de la solution acide de départ ?
ii. Quel est le volume V2 de solution d'hydroxyde de sodium versée ?
iii. Quelle est la valeur du pH à l'équivalence ?
Ecole Européenne de Francfort
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Classement des couples acide-base
IV) Force des acides et des bases
Toutes les solutions sont prises à 25 °C.
Une solution S1 d'acide méthanoïque (HCOOH), de concentration C1 = 0,100 mol.L−1, a le
même pH qu'une solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire C = 4,00.10−3 mol.L−1.
Ce pH est égal à 2,4.
a) La base conjuguée de l'acide méthanoïque est l’ion méthanoate (HCOO−). Montrer que
l'acide chlorhydrique est un acide fort et que l'acide méthanoïque est un acide faible.
b) On étudie la solution S1 d’acide méthanoïque.
i. D’après le diagramme des pKA, et en admettant que le pKA du couple HCOOH/HCOO− est
de l’ordre de 4, déterminer le degré d’avancement de la réaction prépondérante qui a lieu
lors de la préparation de la solution S1.
ii. En déduire les concentrations [HCOOH] et [HCOO−] de cette solution.
iii. Calculer le coefficient d'ionisation α1 de l'acide méthanoïque dans la solution étudiée (α
est le rapport entre la quantité de matière de molécules ionisées et la quantité de matière
de molécules d'acide méthanoïque mises en solution).
iv. Calculer le KA puis le pKA du couple acide méthanoïque/ion méthanoate.
c) On dilue dix fois les deux solutions. Le pH de la solution d’acide chlorhydrique devient 3,4.
i. Interpréter la variation du pH pour la solution d’acide chlorhydrique.
ii. Vérifiez que le pH de la nouvelle solution S2 d'acide méthanoïque devient 2,9.
iii. Calculer le coefficient d'ionisation α2 de l'acide méthanoïque dans la solution S2. Conclure
V) Solution de chlorure d'ammonium
On considère une solution aqueuse de chlorure d'ammonium de concentration molaire
C0 = 5.10−2 mol.L−1 a un pH = 5,3.
a) Cette solution est-elle acide ou basique ? Rappeler la définition d'un acide; appliquer cette
définition à l'ion ammonium; quelle est sa base conjuguée ? Donner son nom.
b) Ecrire l’équation-bilan de la réaction acido-basique du chlorure d’ammonium avec l’eau.
Calculer le Kr de cette réaction.
c) Calculer le pKA de ce couple acide/base. Déduire de la valeur du pKA que l'ion ammonium
est un acide plus faible que l'acide éthanoïque dont le pKA vaut 4,8.
d) Calculer le coefficient de dissociation de l'ion ammonium.
e) A 10 cm3 de la solution précédente, on ajoute 90 cm3 d'eau distillée (dilution 10 fois).
Calculer le nouveau pH, ainsi que le nouveau coefficient de dissociation des ions
ammonium. En déduire l'influence de la dilution sur la dissociation.
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Christian BOUVIER
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