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Acides et bases
Chap 13
I)
Le pH d’une solution
a) Définition du pH :
Le pH (potentiel hydrogène), d’une solution est une grandeur sans unité définie par :
+
pH = -Log [H3O+]
-pH
La concentration en ion H3O+ est alors donnée par : [H3O ] = 10
Le pH augmente lorsque la concentration en ions oxonium H3O+ diminue.
Le pH diminue lorsque la concentration en ions oxonium augmente.
Le pH se mesure avec un pH-mètre ou du papier pH.
b) Le produit ionique de l’eau
-
Toutes les solutions aqueuses contiennent les ions H 3O+ et HO tel que : [H3O+] × [HO-] = Ke
On appelle Ke le produit ionique de l’eau et Ke = 10-14 à 25°C
Application : soit une solution de pH = 3,4, calculée la concentration en ions HO
-
[H3O+] = 10-pH = 10-3,4
-3,4
[HO-] = Ke / [H3O+] = 10-14 /10
= 10-14 – (-3,4) =10-10,6 =2,5.10-11 mol/L
c) Acidité ou basicité d’une solution :
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II)
Théorie de Brönsted des acides et des bases

Un acide, au sens de Brönsted, est une espèce chimique susceptible de céder 1 ou plusieurs protons H+.

Une base, au sens de Brönsted, est une espèce chimique capable de capter 1 ou plusieurs protons H+.

Un couple acide / base est l'ensemble d'un acide et d'une base (dits conjugués ) susceptibles d'échanger
un proton H+ selon la demi-équation acido-basique écrite conventionnellement :
Acide = base + H+
EXEMPLES de couples acide / base:
- Le couple CH3COOH/CH3COO- Le couple NH4+/NH3

CH3COOH = CH3COO- + H+
NH4+ = NH3+ H+
Un ampholyte est une espèce chimique qui peut être à la fois acide et base.
Un exemple : l’eau est à la fois
- la base
du couple : H3O+ / H2O
- l'acide du couple :
III)
H2O / HO
–
de demi-équation acido-basique associée H3O+ = H2O + H+
de demi-équation acido-basique associée
: H2O = HO
–
+
H+
Réaction acido-basique
1) Définition : Une réaction acido-basique est une réaction entre l’acide 1 d’un 1er couple et la base 2
d’un autre couple acide base. Acide 1 + base 2 = Base 1 + acide 2
Acide 1/ base 1
Acide 2/ base 2
Important : Une espèce acide ne peut réagir qu’avec une espèce basique d’un autre couple.
Exemple :
Le pH d'une solution d'acide butanoïque ( voir formule développée ci-contre)
de volume V=0,20L de concentration molaire apportée en soluté
c=2,0.10-3mol.L-1 est égal à pH=3,7.
 Donner la formule brute de l’acide butanoique puis celle de sa base conjuguée.
C3H7COOH / C3H7COO-
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
Ecrire la réaction de cet acide avec l’eau.
L’acide butanoique est une espèce acide , il faut donc choisir l’eau en tant que forme basique d’où
le couple H3O+ / H2O
C3H7COOH + H2O = C3H7COO- + H3O+

Compléter le tableau d’avancement suivant :
Avancement
Etat initial (x = 0)
x=0
Etat final théorique
(si la réaction est
totale)
x = xmax
Etat final
expérimental

C3H7COOH + H2O
= C3H7COO-
+ H3O+
C.V
solvant
0
0
c.V - xmax=0
solvant
xmax
xmax
c.V - xf
solvant
xf
xf
xf
Déterminer la valeur de l’avancement maximal xmax de la réaction.
c.V - xmax=0 d’où xmax = c.V = 4.10-4 mol

Déterminer la valeur de l’avancement final xf de la réaction.
D’après le tableau xf correspond à la quantité de matière de l’ion H3O+ dans l’état final, d’ou
xf = n (H3O+) = [H3O+] .V
+
or [H3O ] = 10
-pH
d’où xf= 10-pH.V = 4.10-5 mol
Lors d’une réaction totale, le réactif limitant est totalement consommé : xf = xmax et l’équation
de la réaction s’écrit avec une simple flèche
Si la réaction n’est pas totale, les réactifs et les produits coexistent, la réaction est
équilibrée, on dit qu’il y a un équilibre chimique : xf < xmax et l’équation de la réaction s’écrit
avec une double flèche

Comparer xf et xmax . Compléter l'écriture de l'équation.
Ici xf < xmax la réaction n’est donc pas totale, il y a un équilibre chimique.
IV)
Les familles d’acides et de bases fortes
 L’acide AH est dit fort lorsqu’il se dissocie totalement dans l’eau, et ceci en toute proportion.
Le pH d’une telle solution :
pH = -Log [H3O+]
AH + H2O
H3O+ + A-
et [H3O+] = C car réaction totale et C la concentration initiale de l’acide.
pH = -Log C
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 Une base A- est dite forte lorsque la réaction de cette base avec l’eau est totale.
A - + H 2O
AH + HO-
Le pH d’une telle solution : pH = -Log [H3O+] = -Log Ke/ [HO-] =-Log Ke/C
Avec C la concentration initiale de la base et [HO-] = C car réaction totale
Remarque: la réaction entre un acide fort et une base forte est totale et exothermique
V)
Constante d’acidité d’un couple acide faible/base faible
Un acide faible (respectivement une base faible) ne réagit pas totalement avec l’eau : la réaction forme un
équilibre chimique.
1) Définition :
H3O+ + A-
Soit la réaction d’un acide faible HA avec l’eau : AH + H2O
A l’équilibre ce couple AH/A- est caractérisé par une constante sans unité, la constante d’acidité Ka
donnée par :
Le pKa d’un couple acide/base est défini par : pKa = - Log Ka
et
Ka = 10
-pKa
Le pKa d’un couple acide faible/base faible est compris entre 0 et 14.
Exemple :
couple
CH3COOH/CH3COO-
NH4+/NH3
HCOOH/HCOO-
pKa
4,8
9,2
3,7
Ka
1,6 .10
-5
6,3 .10
- 10
2,0 .10
-4
Application : Calculer la concentration en ions NH4+ sachant que le pH= 10 et [NH3]= 5.10-4 mol/L
D’où [NH4+] = [NH3]. [H3O+] / KA = [NH3]. 10
-pH
/ KA
Donc [NH4+] = 8.10-5 mol/L
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2) pH et domaines de prédominances :
Le pH d’une solution contenant un acide faible HA et sa base conjuguée est :
3) Les acides
α-aminés :
Les acides α-aminés possèdent au moins 2 groupes caractéristiques :
- amine NH2
- carboxyle COOH
Chacun de ces groupes caractéristiques appartiennent à un couple acide-base, l’un pour l’acide carboxylique
R-COOH/R-COO- pKa1 et l’autre pour l’amine (considéré comme une base) R-NH3+/R-NH2 pKa2
Domaine de prédominances d’un acide
pKa1
α-aminé : livre p 351
pKa2
Application : La leucine est un acide α-aminé avec pKa1= 2,4 et pKa2 = 9,6
Ecrire la formule semi-développés de l’espèce majoritaire présente pour : a) pH=1,0 et b) pH=7,0
Voir livre p 351.
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VI)
Les solutions tampons :
Définition : une solution tampon est une solution dont le pH varie très peu lors d’ajout en petite quantité
d’acide, de base ou lors d’une dilution.
Pour obtenir une solution tampon on mélange en général un acide faible et sa base conjuguée dans des
concentrations égale.
Les solutions tampons permettent alors de contrôler le pH du milieu.
Exemple le sang est tamponné à pH = 7,4 en moyenne. L’activité du corps (organes, enzymes) est très
dépendante du pH. Le pH doit donc être régulé.
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Le corps humain, une machine à réguler le pH.
Le sang peut être assimilé à une solution aqueuse ionique dont le pH (d’une valeur moyenne de 7,4) est
quasiment constant et ne peut subir que de très faibles fluctuations. Dans le cas contraire, de fortes fluctuations
nuiraient gravement à la santé. Une baisse de 0,5 unité de pH du sang provoque la mort.
Au cours des activités (effort musculaire, respiration, digestion), des modifications incessantes de la
composition chimique du sang provoquent des variations de pH. Pour le maintenir constant, des systèmes
–
agissent dans le sang dont le tampon dioxyde de carbone dissous / ion hydrogénocarbonate CO2, H2O / HCO3
Le couple dioxyde de carbone dissous / ion hydrogénocarbonate est le tampon le plus important.
.
-2
. -1
–
.
-3
. -1
A 37°C, dans le sang artériel normal, [CO2, H2O] eq =2,7 10 mol L et [HCO3 ] eq =1,36 10 mol L .
Un excès d’acidité dans le sang entraîne la production de dioxyde de carbone. Le dioxyde de carbone est
transporté par l’hémoglobine jusqu’aux poumons où il est alors éliminé par ventilation.
La respiration réagit très rapidement en matière d’élimination des acides. Si une quantité excessive d’acides
pénètre dans le sang, les poumons passent aussitôt en hyperventilation et expulsent donc davantage de
dioxyde de carbone.
Données : A une température de 37°C on donne :
–
pH moyen d’un sang artériel: 7,4
pKa1 (CO2, H2O / HCO3 ) = 6,1
1. A partir du pH indiqué dans le texte, calculer la concentration moyenne des ions oxonium
+
H3O dans le sang.
2. a) Ecrire l’équation de la réaction entre CO2, H2O et l’eau.
–
b) Exprimer la constante d’acidité KA1 du couple CO2, H2O / HCO3
–
c) Enoncer la relation entre le pH et le pKa1 du couple CO2, H2O / HCO3
d) En appliquant la formule précédente, vérifier que les concentrations molaires du dioxyde de carbone
dissous dans le sang et de l’hydrogénocarbonate indiqué dans le texte sont compatibles avec le pH
moyen du sang artériel.
–
3. a) Etablir un diagramme de prédominance pour le couple CO2, H2O / HCO3
b) Comment la concentration en CO2, H2O est-elle modifiée lorsque la valeur du pH du sang diminue
(du fait de l’accumulation d’ions oxonium provenant par exemple de la digestion des aliments) ?
c) Quelles sont les réponses apportées par l’organisme pour atténuer ces modifications ?
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