REACTION CHIMIQUE PAR ECHANGE DE PROTON (2ème partie)

1. Notion d’équilibre chimique
On se retrouve avec deux situations :

• Une réaction chimique est totale : le réactif limitant disparaît totalement (xf = xmax )
L’équation de la réaction s’écrit donc avec une flèche simple [pic] (sens direct)

• Une réaction chimique conduit à un état d’équilibre : les concentrations des réactifs et des produits n’évoluent plus, ils sont simultanément présents (le réactif limitant ne disparaît pas totalement à l’état final). L’équation bilan comporte alors une double flèche ⇌ pour montrer qu’elle peut évoluer dans les deux sens (xf < x max). • C’est le cas des acides et des bases faibles

2. Constante d’acidité KA, pKA et domaine de prédominance
Soit un couple AH (aq) / A- (aq) dont l’acide réagit avec l’eau selon la réaction d’équation :

AH(aq) + H2O (l) ⇌ A-(aq) + H3O+ (aq)

La constante d’acidité KA du couple AH (aq) / A- (aq) est la valeur numérique du quotient :

[pic]

• les concentrations sont exprimées en mol.L-1 ; • La constante d’acidité KA n’a pas d’unité et ne dépend que de la température . • L’eau n’intervient pas dans l’expression de KA (c’est le solvant)

Par définition : pKA = - log KA soit KA = 10 – Pka

3. Echelle des pKA dans l’eau • Le pKA d’un couple acide faible – base faible est compris entre 0 et 14 (valeur des pKA des couples de l’eau )

• L’acide le plus fort est l’ion H3O+ et la base la plus forte est HO- . • Pour un acide faible de concentration donnée, plus la valeur de KA du couple acide – base est grande (donc plus le pKA est petit), plus l’acide réagit avec l’eau et est dissocié (plus le pH est faible) . • Inversement, une base faible réagit d’autant plus avec l’eau pour une concentration donnée que KA est faible (et donc que pKA est élevé ) .

Le pKA est « un outil » qui permet de prévoir si un acide (respectivement une base) est très dissocié