Constante d'acidité

Chimie. Chapitre 5 : Constante d’acidité. I. Autoprotolyse de l’eau. 1. pH de l’eau. Le pH de l’eau pure (ou quasiment) à 25°C vaut : pH = 7. On en déduit que [ H 3O + ]éq = 10 − pH = 10 −7 mol.L−1 Rappel : Définition du pH ; pH = − log[ H 3O + ] ⇔ [ H 3O + ] = 10− pH = 10−7 mol.L−1 2. Autoprotolyse. La concentration des ions oxonium dans l’eau n’est pas nulle. Les ions oxoniums proviennent de la dissociation des molécules d’eau selon la réaction d’autoprotolyse de l’eau : − 2 H 2O = HOaq + H 3O

Constantes d'équilibre et d'acidité de réactions acido-basiques Les différents couples acido-basiques ne réagissent pas tous entre eux de façon identique. Certaines réactions sont violentes, d'autres sont plus modérées, d'autres ne se font quasiment pas. C'est la constante d'acidité, et surtout le des différents couples, qui permet de caractériser un couple et de comparer la force relative des couples. On peut ainsi prévoir l'évolution des réactions acido-basiques. 1. Qu'est-ce que le produit

COMPRENDRE Lois et modèles DM à rendre pour le 9/01/2013 DM N°6: Constante d’acidité Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré acido-basique : sa couleur dépend du pH de la solution dans laquelle il se trouve. Un indicateur coloré acido-basique est formé d’espèces acide et basique de couleurs différentes. On les trouve en proportions différentes dans la solution selon le pH. pH Pour simplifier on écrira : HIn pour la forme acide (jaune) et In– pour la forme basique (bleue)

25○C vaut 3,8 2.1 Recenser les espèces présentes dans ce mélange puis calculer leurs concentrations (1.5pts) 2.2 Ecrire l’équation de la réaction qui a lieu lors du mélange (1pt) 2.3 Quel est le couple mis en jeu et calculer sa constante d’acidité (0.75pt) Exercice 3 : (5pts) Dans un laboratoire de collège, un élève de terminale veut préparer une solution de concentration CA =10-1mol/l d’acide chlorhydrique. Pour cela, il dispose d’une solution commerciale So contenue dans un flacon

PARTIE COMPRENDRE CH16 THEORIE DE BRONSTED NOTION D’EQUILIBRE CHIMIQUE AE DETERMINATION DU pKA D’UN COUPLE ACIDE-BASE Notions et contenus Théorie de Brönsted : acides faibles, bases faibles ; notion d’équilibre ; couple acide-base ; constante d’acidité KA. Échelle des pKA dans l’eau, produit ionique de l’eau ; domaines de prédominance (cas des acides carboxyliques, des amines, des acides α-aminés). Compétences exigibles Reconnaître un acide, une base dans la théorie de Brönsted. Utiliser les symbolismes

la matière : [CH3COOH(aq)]ini = [CH3COOH(aq)]éq + [CH3COO–(aq)]éq c = [CH3COOH(aq)]éq + [H3O+(aq)]éq Ainsi [CH3COOH(aq)]éq = c –10–pH = = = 1,7×10–5 4.2. Cette valeur caractéristique du couple CH3COOH(aq)/CH3COO-(aq) est la constante d’acidité, notée Ka. 5. Mickaël et le vinaigre 5.1.1. CH3COOH(aq) + HO–(aq) = CH3COO–(aq) + H2O(l) 5.1.2. Une réaction support de titrage doit être rapide et totale. 5.2. À l’équivalence les réactifs ont été introduits dans les proportions

est un acide fort, Cl − est une espèce indifférente. Puisque Na O H est une base forte, Na + est une espèce indifférente. pH = − log[ H 3 O + ] Définition du pH d’une solution aqueuse : Pour les couples acide / base, on définit une constante d’acidité K A . KA = [ H 3 O + ] [ base ] [ acide ] ou pH = pK A + log [ base ] [ acide ] Conséquence : [ base ] > [ acide ] [ acide ] > [ base ] pH = - log [ H 3 O + ] pK A = - log K A Exemples de couples acide / base à connaître

base est capable de céder un doublet, c'est à dire qu'elle possède un doublet d'électron non liant. Les couples acide/base sont classés selon leur force Ka = [ H3O+] x [A-] / [AH] Ka : constante d'acidité (= loi d'action de masse, dépend de la température) Kb = [BH+] x [HO-] / [B] Kb : constante de basicité [C] sont les concentrations à l'équilibre pKa = - log Ka pKb = - log Kb Ka x Kb = 10-14 C'est le produit ionique de l'eau Plus le pKa est petit, plus l'acide faible

proton(s), c’est un phénomène rapide. L’état d’équilibre est donc immédiatement atteint dès que les réactifs sont mis en présence. La composition du système est alors déterminée en faisant un bilan de matière et en utilisant les différentes valeurs des constantes d’équilibre. Il n’y a aucune limitation cinétique à l’étude du problème. Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie Lors de l’étude expérimentale des réactions acido-basiques, l’ion hydronium joue un rôle privilégié : en effet, sa concentration

NH4+/NH3 Un acide fort tend à libérer tous ses protons, la dissociation est totale, tandis qu’un acide faible ne libère qu’une partie de ses protons, la dissociation est partielle et atteint un état d’équilibre. Le pH : grandeur qui mesure le taux d’acidité d’un milieu. Elle dépend de la concentration en ion hydronium et n’a pas d’unité (potentiel d’hydrogène) Indicateur coloré : papier utilisé pour distinguer une solution acide d’une solution basique. Dissociation de l’eau et proton hydraté (fixé