Autoprotolyse

[H3O+] = 10 Ke = [H3O+] . [OH-] = 10-14 Plus le pH est bas, plus la solution est acide !!! Selon Brönsted, H2O est un ampholyte et peut donc donner lieu à une autoprotolyse (l’eau se transfère un proton à elle-même) produit ionique de l’eau: Acide: H2O ⇌H+ + OH- Base: H2O + H+ ⇌ H3O AUTOPROTOLYSE : 2H2O + H+ ⇌ H3O+ OH- c d (il a été vu en 5ème que pour une réaction : Kc = [C].[D]

équilibre. L'eau à → pour formule : H2O ← HO- + H+ (acide) et H3O+ - H+ = H2O (base). Une espèce chimique qui est à la fois un acide à la fois une base faible est une espèce amphotère. L'eau est une espèce amphotère car : → H2O + H2O ← H3O+ + HO- (autoprotolyse de l'eau). On appelle produit ionique de l'eau, noté Ke, la grandeur sans unité donnée par la relation : Ke = [H3O+] × [HO-] [ ] : concentration molaire (mol.L-1) Ke : produit ionique de l'eau (sans unité) Le produit ionique dépend de la température

La reaction acido basique Définition du pH : Le pH d’un solution aqueuse est lié à la concentration en ions oxonium exprimée en mol.L [H₃o⁺] = 10⁻ᴾᴴ ou pH = -log[H₃o⁺] Le pH se mesure avec un pH-mètre Autoprotolyse de l’eau : Toute solution aqueuse contient des ions H₃o⁺ ou HO⁻ formés par la réaction d’autoprotolyse de l’eau : H₂o + H₂o ↔ H₃o⁺ + HO⁻ Le produit ionique de l’eau, Ke, sans unité, est égale à : Ke = [H₃o⁺]* [HO⁻] Il est identique à toutes solutions à température donnée Réaction

transformation est son quotient de réaction à l’équilibre (état final) : K = …………………………………………………………………………….  EXEMPLE : REACTIONS ACIDE/BASE • Couple acide/base : HA / A- Demi-équation acido-basique : ………………………………………………………. • Autoprotolyse de l’eau : …………………………………………………………….. La constante d’équilibre est le produit ionique de l’eau : …………………………………………………… • Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+ Par exemple HA dans l’eau : ………………………………………………………

Généralisation aux réactions hétérogènes et cas du solvant 11 2.2 Quotient de réaction dans l’état d’équilibre 11 Taux d’avancement final 12 3 Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse 13 3.1 Autoprotolyse de l’eau 13 3.2 Echelle de pH 13 3.3 Constante d’acidité Ka 14 3.4 Domaines de prédominance de la forme acide et de la forme basique 14 3.5 Zone de virage d’un indicateur coloré acido-basique 14 3.6 Echelle des pKa 15

Solution d’acide fort (AH) de concentration molaire C a pH = − log C a Raisonnement-type : (bien comprendre ce raisonnement sert à faire certains exercices) Bilans : • AH + H2 O → A− + H3O+ • 2H2O  → ←  O H − + H 3 O + (autoprotolyse de l’eau comme dans toute solution aqueuse) Espèces en solution : En plus de l’eau, il y a les espèces surlignées ci-dessus. Fiche de révisions sur les acides et les bases page 2 document proposé sur le site « Sciences Physiques en BTS » :

fluoroantimonique HSbF6. Les sels de l'acide sulfurique sont des hydrogénosulfates tels que KHSO4 et NaHSO4, et des sulfates tels que CuSO4 et [NH4]+2[SO4]2-. Autoprotolyse L'acide sulfurique anhydre est un liquide particulièrement polaire avec une permittivité de l'ordre de 100. Il est particulièrement conducteur à cause de sa forte ionisation par autoprotolyse : 2 H2SO4 H3SO4+ + HSO4-, avec une constante d'équilibre valant à 25 °C : Ke = [H3SO4+] × [HSO4-] = 2, 7×10-4. La viscosité élevée de l'acide

à l'équivalence(pHéquiv = 7,2). III. Titrage pH-métrique d'un vinaigre : (maison voir exo 8 page 126) 1) Le vinaigre contient de l'eau, de l'acide éthanoïque CH3COOH(aq) , des ions éthanoate CH3COO−(aq), des ions oxonium, des ions hydroxyde (autoprotolyse de l'eau). 2) On mesure pH = 2,5 et on sait que pKa = 4,8 pour le couple CH3COOH(aq)/CH3COO–(aq). Donc pH < pKA , alors l'acide CH3COOH(aq) prédomine sur la base conjuguée CH3COO−(aq)dans la solution. 3) CH3COOH(aq) + HO−(aq) = CH3COO−(aq) + H2O

Guldberg et Waage (dite d’action des masses), définition de la constante d’acidité Ka , pKa , classification des couples acide/base ; domaines de prédominance de la forme acide et de la forme basique ; les couples de l’eau. Bronsted, échelle du pH, autoprotolyse de l’eau. Il s’agit d’une introduction à partir d’exemples concrets. 70 CHAPITRE 9. PROGRAMME DE CHIMIE DE LA VOIE TSI APPROCHE THÉORIQUE L’usage distingue les acides forts et les acides faibles, ainsi que les bases fortes et les bases

réaction inverse peut aussi avoir lieu, puisque OH - est une base et H3O+ un acide. Par conséquent, l’équilibre suivant existe dans l’eau : H+ H2O + H2O acide1 = base2 OH - + base1 H3O+ acide2 Cet équilibre, appelé autoprotolyse de l’eau, est caractérisé par une constante d’équilibre [H O ][OH ] + − 3 Kc = (1) [H 2O]2 Rappelons que, selon la théorie thermodynamique, l’expression correcte de la constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse