Acides Bases
I Définitions
1) Espèces acido-basiques
* Acide : espèce chimique susceptible de libérer un proton
* Base : espèce chimique susceptible de capter un proton
AH + H2O acide A- + H3O+ base conjuguée
[ A ].[ H 3O ]
Ka
[ AH ] constante d’acidité
Ex : acide acétique : CH3COOH + H2O
A- + H2O base AH + OHacide conjugué
Ex : ammoniac : NH3 + H2O
[ AH ].[OH ]
Kb
[ A ] constante de basicité
NH4+ + OH-
* Couple acide/base conjuguée : AH / AAH acide A+ H+ base conjuguée
CH3COO- + H3O+
lié par Ka perte d’un H+
* Amphotère ou ampholyte : espèce chimique, qui est l’acide d’un couple et la base d’un autre couple
Ex :
- H2PO4- base du couple : H3PO4 / H2PO4 acide du couple : H2PO4- / HPO42- H2O
base du couple : H3O+ / H2O acide du couple : H2O / OH-
* Espèce spectatrice : espèce chimique qui ne joue ni le rôle d’acide ni celui de base donc n’influe pas sur le pH
2) Constantes
* Produit ionique de l’eau Ke :
Auto-protolyse de l'eau :
H2O + H2O
H3O+ + OHKe = [H3O+].[OH-]
à 25°C, Ke = 10-14
Dans l’eau pure : [H3O+] = [OH-]
Et à 25°C,
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1
Rq : Sur les 56 moles d’H2O contenues dans 1 litre d’eau
(1000/18 = 56,56 mol.L-1), seules 10-7 moles sont ionisées.
* Constante d’acidité Ka :
Réaction de l'acide avec l'eau
AH + H2O
H3O+ + A-
[ A ].[ H3O ] [ Base].[ H3O ]
Ka
[ AH ]
[ Acide]
pKa = - log Ka
si Ka alors pKa
Plus un acide est fort :
- plus son Ka est grand et son pKa petit
- plus sa base conjuguée est faible
Ex : pKa (CH3COOH / CH3COO-) = 4,75 pKa (NH4+ / NH3) = 9,2
Pour les acides, CH3COOH est un acide plus fort que NH4+. Pour les bases conjuguées, NH3 est une base plus forte que CH3COO-.
* Constante de basicité Kb :
Réaction de la base avec l'eau
A- + H2O
AH + OH-
[ AH ].[OH ] [ Acide].[OH ]
Kb
[A ]
[ Base]
pKb = - log Kb
si Kb