Chap 08 - Transformations associées à des réactions acido-basiques
en solution aqueuse (B.3)

I) Autoprotolyse de l'eau :

1) pH de l'eau pure.

pH de l'eau pure à 25°C : …. (valeur prise comme référence pour définir un milieu neutre )

Dans l'eau pure à 25°C , [H₃O⁺] = …… ⇒ [H₃O⁺] = ……….. mol.L^-1

L'eau pure ne contient donc pas que des molécules d'…., mais aussi un peu d'…… ………….

Cela s'explique par une réaction entre 2 molécules d'…. :

2) Autoprotolyse de l'eau :

L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau suivant le bilan :

H₂O + H₂O = ………….

Cette réaction est ………. avancée ([H₃O⁺] est très ……). On remarquera que : [H₃O⁺] =…….

Dans l'eau pure, il y a donc autant d'ions ………… que d'ions oxonium à …. mol.L^-1.
1L d'eau pure pèse 1000 g ; il y a donc presque ….. mol de molécules d'eau par Litre.

3) Produit ionique de l'eau :

Définition : Le produit ionique de l'eau est la ………. d'équilibre associée à l'équation d'……………… de l'eau.

Cette constante est notée K_e. K_e= .........................

K_e s'exprime ….. unité et les concentrations sont exprimées en ……..

La constante d'équilibre est …………..de l'état initial (de la …………. initiale) et ne dépend que de la …………….

Pour toute solution aqueuse à 25°C, K_e = …………. (K_e …… lorsque la température augmente).

On note pK_e = ……….. ⇒ pK_e = …. à 25°C

On prend le logarithme de la relation K_e= ………. . ⇒ log K_e = ………………….

⇒ pK_e = …………. ⇒ pH = ………… = 14 ……….. ⇒ [ HO^- ] = ………

Echelle de pH :

Le pH des solutions aqueuses usuelles s'étend de … à …..

La nature acide, basique ou neutre d'une solution dépend de son …..

milieu	eau de mer	sang	salive	lait	eau Perrier	urine	bière	jus de tomate	jus d'orange	vin	jus de citron	suc gastrique
pH	8,0	7,35	7,0	6,8	6,0	6,0	4,5	4,2	3,5	3,5	2,2	2,0

II) Constante d'acidité K_A et pK_A :

1) Définition :

La constante d'acidité K_A est la ………… d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un ……… avec ……..

équation : ………….. = …………… constante d'acidité : K_A = ……………………

pK_A est défini par la relation : pK_A = ………. ou K_A = ……..

2) Exemples : (valeurs à 25°C)

* Couple acide éthanoïque / ion éthanoate :

équation de la réaction avec l'eau : …………………. = ………………..

K_A =…………………………….. K_A = 1,58.10^-5 et pK_A = 4,80

* Couple ion ammonium / ammoniac :

équation de la réaction avec l'eau : …………………………….

K_A = …………………………….. K_A = 6,30.10^-10 et pK_A = 9,20

* Couples de l'eau. :

L'eau fait partie de deux couples acido-basiques : H₂O / HO^- et H₃O⁺ / H₂O

- 1^er couple : H₂O / HO^- l'eau est ……….. du couple

équation de la réaction avec l'eau : …………… = ……………….. …………… de l'eau

K_A1 = ……………… K_A1 = …. = ………….. et pK_A1 = ….. = …

- 2^ème couple : H₃O⁺ / H₂O l'eau est ……….. du couple.

équation de la réaction avec l'eau : ……………= ……………….

K_A2 = ........................... K_A2 = … et pK_A2 = …

L'eau se comporte comme …………… et comme …………, c'est un ………… (ou …………..).

III ) Comparaison du comportement des acides en solution aqueuse :

1) Forces relatives de deux acides :

Un acide A₁H est plus fort qu'un acide A₂H, si à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus ………. que celui de la réaction de l'acide A₂H avec l'eau.

Soit τ₁… τ₂.

2) Comparaison des pH des solutions de deux acides de forces différentes :

Pour des solutions de mêmes concentrations, l'acide le plus fort est celui dont le taux d'avancement final est le plus ……...

Donc c'est celui pour lequel [H₃O⁺] est la plus ……...

[H₃O⁺] et pH varient en sens …………. ( pH = …………).

L'acide le plus fort est celui pour lequel le pH est le plus …………..

3) Comparaison des constantes d'acidité K_A :

On cherche à exprimer la constante d'acidité en fonction du taux d'avancement final de la réaction de l'acide avec l'eau.

tableau d'évolution de la réaction de l'acide avec l'eau :

Equation chimique		AH + H₂O = A^- + H₃O⁺
Etat du système	Avanc.	Quantité de matière en mol
Etat initial	0
En cours	x
Etat final	x_éq

Si la réaction était totale , n(AH)_f= … ⇒ ……. - x_max = … ⇒ x_max = ……….

taux d'avancement final : τ = ………. = ………..

On note c la concentration initiale de l'acide ([AH]₀ = c). n(AH)₀ = ……

τ = ……… c.τ = …………..

On obtient les concentrations à l'équilibre en divisant les quantités de matière à l'équilibre (tableau) par le volume V de la solution :

[AH]_éq = ………… = ………… , [A^-]_éq = …. et [H₃O⁺]_éq = ….

K_A = ………………………… = ………………….. = ……………….

K_A est donc une fonction ……………….. de τ.

Si A₁H est plus fort que A₂H, alors τ₁… τ₂ et K_A1… K_A2.

Un acide est d'autant plus fort que sa constante d'acidité K_A est plus ……… ou que son pK_A est plus ……….

Il est …… dissocié, son pH est plus ………, le taux d'avancement τ de la réaction est plus …..

IV ) Comparaison des bases en solution aqueuse :

* Une base B₁ est plus forte qu'une base B₂ ,si, à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus …… que celui de la réaction de la base B₂ avec l'eau. Soit τ₁… τ₂.

* La base la plus forte est celle qui capte le …. de protons, la solution a donc un pH le plus …...

* Pour une base forte en solution diluée (τ =….%) (exemple NaOH) : pH = ………… (à 25°C)

* Pour une base faible en solution diluée (τ ... 100%) (exemple NH₃) : pH ………….. (à 25°C)

* Comparaison des constantes d'acidité :

couple A / B : équation : ………… = ……….. K_A = ……………..

On cherche à exprimer le taux d'avancement à l'équilibre de la réaction de la base B avec l'eau.

Tableau d'évolution :

Equation chimique		B + H₂O = A + HO^-
Etat du système	Avanc.	Quantité de matière en mol
Etat initial	0
En cours	x
Etat final	x_éq

Si la réaction était totale, n(B)_éq= … ⇒ …..- x_max = … ⇒ x_max = ……

taux d'avancement final : τ = ……… = ………….

On note c la concentration initiale de la base . τ = …………… ⇒ c.τ = ………..

On obtient les concentrations à l'équilibre en divisant les quantités de matière à l'équilibre (tableau) par le volume V de la solution : :

[B]_éq = ………. = ……….. , [A]_éq = ……. , [HO^-]_éq = …….

constante d'équilibre : K = ……………………… = ………………….. = ………………

La constante d'équilibre de la réaction de la base B avec l'eau est une fonction ……………. de τ.

Si la base B₁ est plus forte que la base B₂, si τ₁… τ₂ alors K₁… K₂.

K = …………………… = …………………………….

K = ……… ⇒ K_A = ………. Si K₁> K₂ alors K_A1… K_A2 ou pK_A1… pK_A2.

Conclusion :

Une base est d'autant plus forte que la constante d'acidité K_A du couple acide/base est plus …… ou que le pK_A est plus …….

Elle est ……. dissociée, son pH est plus …..., le taux d'avancement τ de la réaction est plus …...

Ainsi, plus un acide est plus fort, plus sa base conjuguée est …….. et inversement.

V ) Diagramme de prédominance des espèces acido-basiques :

* Définition. : Une espèce A est prédominante par rapport à une espèce B si : …………..

* Pour déterminer les domaines de prédominance en fonction du pH, on cherche la relation donnant le pH d'une solution aqueuse contenant un acide A et sa base B :

K_A = ……………………… ⇒ [H₃O⁺]_éq = …………………

⇒ - log[H₃O⁺]_éq = ………………………… = …………………

⇒ pH = ………………………..

log([B]/[A]) = ......................

* Il y a trois situations possibles :

A prédomine par rapport à B : [A] … [B] ⇒ [B] / [A] ..... ⇒ log([B]/[A]) .....

⇒ pH - pK_A ..… ⇒ pH ... pK_A

B prédomine par rapport à A : [A] … [B] ⇒ [B] / [A] ..... ⇒ log([B]/[A]) ......

⇒ pH - pK_A ….. ⇒ pH … pK_A

A et B à concentrations égales : [A] … [B] ⇒ [B] / [A] ..... ⇒ log([B]/[A]) ......

⇒ pH - pK_A …… ⇒ pH … pK_A

* Diagramme de prédominance :

* Distribution des espèces acido-basiques :

Des logiciels de simulation tracent les courbes représentant les pourcentages des espèces acide A et basique B d'un couple dans une solution en fonction du pH de cette solution.

* Cas des indicateurs colorés :

Un indicateur coloré est un couple acide/base noté InH / In^-, dont la forme acide InH et la forme basique In^- ont des ………… différentes en solution.

En solution aqueuse, le couple est quasi instantanément en ……………:

...................... = ………………. avec pH = ……………………………..

La couleur observée lorsqu’on met quelques gouttes d’indicateur coloré dans une solution dépend du … de cette solution (on en met peu de façon à ………………………………….).

On admet que la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme acide InH si :

[ InH ] _eq …… [ In^- ] _eq ⇒ log [ InH ] _eq / [ In^- ] _eq …. ⇒ log ([ In^- ] _eq/ [ InH ] _eq) ……

pH - pK_indicateur…… ⇒ pH ……………..

On admet de façon semblable que la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme basique si :

[In^-] ….. [InH] ⇒ [In^-]/ [InH] … ⇒ pH ………….

La solution prendra une couleur appelée …………….. (……………….. dues à la forme acide et à la forme basique) si :

[InH] et [In^-] sont du ……………………, donc si : ……….< pH <………...

Diagramme de prédominance pour l'hélianthine :

La zone de virage est comprise entre ……… et ………… environ (soit entre 2,4 et 3,4)

VI ) Constante d'équilibre associée à une réaction acido-basique :

Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l'acide A₁H d'un couple A₁H/A₁^- et la base A₂^- d'un couple A₂H/A₂^-.

demi-équations : …………. = …..………..

………….. = ....................

Equation : .................…. = ……………

Constante d'équilibre : K = ………………………………

K_A1 = ……………………….. et K_A2 = ……………………

On multiplie le numérateur et le dénominateur par [H₃O⁺] :

K = ………………………………………… = ............... = ………………

Etude du sens d'évolution de la transformation :

La transformation est favorisée dans le sens où l'équation est écrite (de la gauche vers la droite) si K …...

Elle est favorisée dans le sens inverse (de la droite vers la gauche) si K …..

La transformation peut être considérée comme totale dans le sens de gauche à la droite

si pK_A2 - pK_A1…………, si K ………….

La transformation peut être considérée comme totale dans le sens de droite à la gauche

si pK_A2 - pK_A1…………., si K ………...