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Chimie – partie 2 LA TRANSFORMATION D'UN SYSTEME EST-ELLE TOUJOURS TOTALE ? Chapitre 2 RÉACTIONSACIDO - BASIQUES sciences physiques et chimiques - Terminale S
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Publié le : mercredi 28 mars 2012
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Chimie – partie 2
LA TRANSFORMATION D'UN SYSTEME EST-ELLE
TOUJOURS TOTALE ?
Chapitre 2
RÉACTIONS
ACIDO - BASIQUES
sciences physiques et chimiques - Terminale S
http://cedric.despax.free.fr/physique.chimie/Chimie P2 : La transformation d'un systeme est-elle toujours totale ? COURS
C2 : Réactions acido - basiques
SOMMAIRE
OBJECTIFS........................................................................................................................... 3
Connaissances:................................................................................................................. 3
Savoir-faire:........................................................................................................................3
COURS.................................................................................................................................. 4
I.L'eau pure et les solutions aqueuses.............................................................................. 4
I.1.Le produit ionique de l'eau....................................................................................... 4
I.2.Solutions acides et solutions basiques.................................................................... 5
II.Constante d'acidité d'un couple acide/base................................................................... 6
II.1.Définition..................................................................................................................6
II.2.Constante d'acidité et taux d'avancement final.......................................................7
II.3.Domaine de prédominance et diagramme de distribution......................................9
II.4.Détermination de la constante d'équilibre d'une réaction acido-basique..............12
III.Titrage acido-basique d'une solution........................................................................... 13
III.1.Suivi pH-métrique.................................................................................................13
III.2.Interprétation de la courbe expérimentale............................................................13
III.3.Utilisation d'un indicateur coloré...........................................................................17
CE QU'IL FAUT RETENIR.................................................................................................. 18
OBJECTIF BAC...................................................................................................................20
Exercices du livre:............................................................................................................20
Annales de bac:............................................................................................................... 20
BIBLIOGRAPHIE.................................................................................................................20
ANIMATIONS.......................................................................................................................20
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C2 : Réactions acido - basiques
OBJECTIFS
Connaissances:
✔ Savoir que Ke, est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction
d'autoprotolyse de l'eau.
✔ Associer la constante d'acidité K à l'équation de la réaction d'un acide sur l'eau.A
Savoir-faire:
✔ Connaissant la valeur du pH d'une solution aqueuse, dire si elle est acide,
basique ou neutre.
+ –✔ A partir de la concentration molaire des ions H O ou HO , déduire la valeur du 3
pH de la solution.
✔ Déterminer la constante d'équilibre associée à l'équation d'une réaction acido-
basique à l'aide des constantes d'acidité des couples en présence.
✔ Connaissant le pH d'une solution aqueuse et le pK du couple acide/base A
indiquer l'espèce prédominante; application aux indicateurs colorés.
✔ Réaliser par suivi pH-métrique le titrage d'un acide ou d'une base en solution
aqueuse.*
✔ Déterminer, à partir des résultats d'une expérience, le volume versé à
l'équivalence lors d'un titrage acido-basique.*
✔ Montrer qu'un indicateur coloré convenablement choisi permet de repérer
l'équivalence.*
(*) Savoir-faire expérimentaux
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COURS
I. L'eau pure et les solutions aqueuses
I.1. Le produit ionique de l'eau
−1A 25°C, la conductivité de l'eau pure n'est pas nulle ( 5,50S.m ). Elle est cependant très
faible et montre que l'eau, même pure, contient une faible proportions d'ions. Ces ions
proviennent de l'autoprotolyse de l'eau :
 −
2 H O = H O  HO2 3 aq
Cette réaction est non totale et même très limitée.
Il s'agit d'une réaction acide base entre les deux couples de l'eau.
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La constante d'équilibre associée à cette équation de réaction est appelée produit ionique de
l'eau, notée K :e
 −K =[H O ].[HO ]e 3
−pK epK = −logKOn note K = 10e e e
-14La valeur de K se déduit de la conductivité de l'eau pure. A 25°C, K = 1,0.10e e
pK = 14e
La constante K dépend de la température.e
Calcul de K à partir de la conductivité de l'eau pure :e
0   0 − −  − =  H O .[H O ]   HO .[HO ] [H O ] = [HO ]et3 3 3
[H O ] = = KOn en déduit : 3 e0  0 − H O    HO 3
2

Soit : K =e 0  0 −  H O    HO 
3
0  2 −1 0 − 2 −1 H O  = 34,98mS.m .molavec : et  HO  = 19,86mS.m .mol3
2
−6 −15,50 .10 .10 −14AN : K = = 1,01.10e −3 2 −3 2 34,98.10 .10  19,86.10 .10
I.2. Solutions acides et solutions basiques
Solution neutre
+ -7 -1[H O ] = 10 mol.L
3
- -7 -1[HO ] = 10 mol.L
pH
0 7 14Solution acide Solution basique
+ -7 -1 + -7 -1[H O ] > 10 mol.L [H O ] < 10 mol.L
3 3
- -7 -1 - -7 -1[HO ] < 10 mol.L [HO ] > 10 mol.L
 −K =[H O ].[HO ]La relation est valable pour l'eau pure, mais aussi dans toutes e 3
les solutions aqueuses.
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II. Constante d'acidité d'un couple acide/base
TP n°5 Le bleu de bromothymol
II.1. Définition
Après sa dissolution, l'acide AH réagit avec l'eau. Il s'établit l'équilibre chimique représenté par
l'équation :
− 
AH  H O = A  H Oaq 2 aq 3
A l'équilibre, les concentrations des espèces présentes en solution sont reliées par une
constante d'équilibre notée K , appelée constante d'acidité du couple et définie par :A
 −
[H O ] .[A ]3 f f
K =A [AH]f
−pK ApK = −logKOn note K = 10A A A
De la même manière, on peut définir une constante d'équilibre notée K associée à la B
réaction d'une base avec l'eau.
− −
A  H O = AH  HOaq 2 aq
−[HO ] .[AH]f fK =B −
[A ]f
+Il suffit de faire apparaître la concentration en ion H O3
− [HO ] .[AH] .[H O ]f f 3K =B − 
[A ] .[H O ]f 3  −
K =[H O ].[HO ]e 3K eK =
B K A
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II.2. Constante d'acidité et taux d'avancement final
Pour une concentration en soluté apporté donnée, un acide est d'autant plus dissocié
que sa constante d'acidité K est grande, c'est à dire que son pK est petit.A A
− AH  H O = A  H Oaq 2 aq 3
Tableau d'avancement: Réactifs Produits
- +AH H O A H O2 3
Etat du système Avancement (mol) n n n nAH H2O A- H3O+
Etat final x c V - x solvant x xf 0 f f f
Etat max x c V – x = 0 solvant x xmax 0 max max max
2  −
x [H O ] .[A ]f 3 f f
 x Vf = et K =Ax c V−xmax 0 f
[AH]fV
Pour simplifier les choses, on prendra le volume du mélange réactionnel égale
à 1 L.
On en déduit :
2 2x c f 0 = et K =Ac c −x0 0 f
2 2 2c   20 c   K  − K = 0K = K = c 0 A AA A 0 1−xfc 1− 0 c0
L'étude du polynôme du second degré précédent montre que :
A c donnée, si K augmente,  tend vers 1 : l'acide se dissocie entièrement.0 A
si K diminue,  tend vers 0 : l'acide ne se dissocie pas.A
Pour une même réaction, si c tend vers 0,  tend vers 10
si c augmente,  diminue.0
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On peut faire la même chose avec une base.
-1 -4 -1 -2Pour les concentrations usuelles (10 à 10 mol.L ), un acide de K > 10 peut être A
considéré comme totalement dissocié.
On classe les différents couples acido-basiques sur une échelle de pKA
pK
A
L'acide est La base est quasi
indifférent dans l'eau totalement dissociée
- dans l'eau 14 H O / HO
2
12
+9,20 NH / NH
4 3
L'acide est de plus La base est de plus
en plus dissocié en plus dissociée
dans l'eau dans l'eau7
-4,75 CH COOH / CH COO
3 3
-3,75 HCOOH / HCOO
2
+L'acide est quasi La base est 0 H O / H O
3 2
totalement dissocié indifférente dans
dans l'eau l'eau
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II.3. Domaine de prédominance et diagramme de distribution
On appelle domaine de prédominance d'une forme acide ou basique d'un couple,
l'intervalle de pH pour lequel cette entité est en concentration supérieure à celle de sa
foforrmmee ccoonnjjuugguuééee..
-[AH] = [A ]
pH
-pKAcide AH prédomine Base A prédomineA
- -[AH] > [A ] [AH] < [A ]
-Domaine de prédominance du couple AH/A
 −[H O ] .[ A ]3 f f-Constante d'acidité du couple AH/A : K =A [ AH]f
− −K [A ] [A ]A f f= pH − pK = log A[AH] [AH][H O ] f3 f f
−[A ] −flog [A ]  [AH]Si pH > pK , > 0A f f[AH]f
−[A ] −fSi pH < pK , log < 0 [A ]  [AH]A f f[AH]f
−[A ]f −Si pH = pK , log = 0 [A ] = [AH]A f f[AH]f
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C2 : Réactions acido - basiques
On appelle diagramme de distribution des formes acide et basique d'un couple le
diagramme donnant le pourcentage de chaque forme acide et basique du couple en
fonction du pH.
-% AH et A
-AH A
-[AH] = [A ]
pH
Digramme de distribution du couple A/B
-Conservation de la matière : c = [AH] + [A ]
[AH]fPourcentage présent de la forme acide : p = 100.A c
 −[H O ] .[ A ]3 f f-Constante d'acidité du couple AH/A : K =A [ AH]f
− −K [A ] [A ]A f f= pH − pK = log A[AH][H O ] [AH]f f3 f
−[A ]
pH − pK fA10 =
[AH]f
c − [ AH]
pH − pK fA10 =
[AH]f
c 1
[AH] = p = 100.f ApH − pK pH − pKA A1  10 1  10
p = 100 − pPourcentage de présence de la forma basique : B A
pH − pK A10p = 100.
B pH − pK A1  10
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