B. La transformation d’un système chimique est-elle toujours totale ?

3. Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse (3H)

CONTENUS

  • Autoprotolyse de l’eau; constante d’équilibre appelée produit ionique de l’eau, notée Ke et pKe.
  • Echelle de pH : solution acide, basique et neutre.
  • Constante d’acidité, notée KA et pKA.
  • Comparaison du comportement en solution,à concentration identique, des acides entre eux et des bases entre elles.
  • Constante d’équilibre associée à une réaction acido-basique.
  • Diagrammes de prédominance et de distribution d’espèces acides et basiques en solution.
  • Zone de virage d’un indicateur coloréacido-basique.
  • Titrage pH-métrique d’un acide ou d’une base dans l’eau en vue de déterminer le volume versé à l’équivalence et de choisir un indicateur coloré
    acido-basique pour un titrage.
  • Qu’en est-il des transformations totales? Détermination du taux d’avancement final d’une réaction sur un exemple de titrage acido-basique.

COMPÉTENCES EXIGIBLES

  • Savoir que Ke est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.
  • Connaissant la valeur du pH d’une solution aqueuse, dire si elle est acide, basique ou neutre.
  • À partir de la concentration molaire des ions H3O+ ou OH-, déduire la valeur du pH de la solution.
  • Associer la constante d’acidité KA à l’équation de la réaction d’un acide sur l’eau.
  • Déterminer la constante d’équilibre associée à l’équation d’une réaction acido-basique à l’aide des constantes d’acidité des couples
    en présence.
  • Connaissant le pH d’une solution aqueuse et le pKA du couple acide/base indiquer l’espèce prédominante; application aux indicateurs colorés.
  • Réaliser par suivi pH-métrique le titrage d’un acide ou d’une base en solution aqueuse.
  • Déterminer, à partir des résultats d’une expérience, le volume versé
    à l’équivalence lors d’un titrage acide-base*.
  • Montrer qu’un indicateur coloré convenablement choisi permet de repérer
    l’équivalence.
A chercher seul (corrigé)
A faire

 

1. pH des solutions aqueuses

1. L’ autprotolyse de l’eau

L'eau pure conduit très faiblement le courant électrique : c'est donc qu'elle contient des ions .
En effet des chocs entre molécules d'eau produisent en très faible quantité des ions de signes opposés par transfert d'un proton d'une molécule d'eau à une autre :

d’où H2O + H2O = H3O+ + HO - C’est la réaction d’autoprotolyse de l’eau
H3O+ : Ions oxonium (ou hydronium) et HO - :ions hydroxyde

Cette réaction donne lieu à un équilibre ( signe égal dans l'équation chimique ), or la neutralité électrique de l'eau pure implique que [H3O+] = [HO - ]
A 25°C pH = 7 c’est à dire [H3O+] = [HO - ] = 10-7 mol.L-1

2.Le produit ionique de l’eau

En chimie , tout état d'équilibre est défini à une température donnée , par une constante d'équilibre .

L'équilibre relatif à la réaction d'autoprotolyse de l'eau est défini par une constante sans dimension :
A 25°C Ke = [H3O+].[HO - ] = 10-14 Ke est appelé le produit ionique de l'eau
Le produit ionique de l'eau est constant , dans toutes les solutions aqueuses diluées .

• Remarque : détermination de la [HO - ] connaissant la valeur du pH:
Si d'une manière ou d'une autre , on modifie la concentration en ions oxonium ou en ions hydroxyde , on déplace l'équilibre de telle sorte qu'il n'y a plus égalité entre les concentrations mais que le produit ionique Ke reste le même .

Exemple : [H3O+] = 1,0.10-3 mol.L-1 alors à 25°C

3. Echelle de pH

Une solution est neutre si elle contient autant d'ions oxonium H3O+ que d'ions hydroxyde HO - c'est à dire [H3O+] = [HO - ]
d'où à 25° [H3O+].[HO - ] = [H3O+]² = Ke = 10-14 [H3O+] = [HO - ] = = 10-7 mol.L-1 pH = 7

Dans une solution acide , la concentration en ions oxonium H3O+ est supérieure à celle en ions hydroxyde HO -
[H3O+] > [HO - ]
[H3O+] > d'où [H3O+]² > Ke donc [H3O+] > soit [H3O+] > 10-7 mol.L-1 ou pH < 7

Dans une solution basique , la concentration en ions hydroxyde est supérieure à celle en ions oxonium
[H3O+] < [HO - ]
[H3O+] < d'où [H3O+]² < Ke [H3O+] < soit [H3O+] < 10-7 mol.L-1 pH > 7

4. Introduction à l’écriture de pKe

On définit pKe = - log Ke
Remarque : Pour le corps humain pKe = 13,6 donc solution neutre pour pH = 1/2 pKe = 6,8

Ex 4/5/6 p.151

 

2. Constante d’acidité

1. Réaction d’un acide avec l’eau

Considérons le couple HA/A- , la mise en solution de l’acide faible dans l’eau conduit à l’équilibre chimique suivant :

AH + H2O = A- + H3O+
A cet équilibre correspond la constante de réaction
Cette constante est égale à la constante d’acidité du couple acide base AH /A- que l’on note Ka
On définit également le pKa du couple par la relation : pKa = - log Ka ou Ka = 10-pKa
Comme Ke et Kr, Ka est une grandeur sans unité où les concentrations doivent être exprimées en mol/L.
Ka ne dépend que de la température : c’est une constante, à température donnée, pour un système chimique.

2. Classification des couples acide/ base:

Un acide faible est d’autant plus fort que la constante d’acidité Ka du couple est plus grande et donc pKa plus petit,
c’est à dire qu’il est capable de libérer des ions oxonium H3O+
Rmq : A concentration égale, la solution de l’acide le plus fort a le pH le plus petit.
Une base faible est d’autant forte que la constante d’acidité du couple est petite et donc pKa plus grand.
Rmq : A concentration égale, la solution de la base la plus forte a le pH le plus grand.

3. Expression du quotient de réaction entre deux couples acide base, en fonction de Ka1 et Ka

Une réaction acide base est un transfert de proton entre deux couples.
Considérons 2 couples HA1/A1- et HA2/A2- de constantes d’acidité respectives Ka1 et Ka2
La réaction entre HA1 et A2- aboutit à l’équilibre :
HA1 + A2- = HA2 + A1-
La constante de cette réaction est :
Exprimons cette constante en fonction de Ka1 et Ka2 :

Remarque : une transformation acido-basique est quasi totale si pKa2 – pKa1 = 4

3. Prédominance et distribution des espèces acide et basique

1. Relation entre pH et pKa

On peut alors définir les domaines de prédominance des espèces acide ou base
On considère qu’une forme domine devant une autre si sa concentration est supérieure :
A- prédomine devant HA alors [A-] > [HA]
pour pH = pKa on a alors soit [A- ] = [AH] c’est à dire [acide]=[base]

pour pH > pKa on a alors soit [A- ] > [AH] c’est à dire [acide]<[base]

pour pH < pKa on a alors soit [A- ] < [AH] c’est à dire [acide]>[base]

On peut résumer ceci par un schéma :

Ex 8/10/12/14 p.152

Ex 9 p.152

Ex 16/21 p.153

Ex 22 p.154

2. Application aux indicateurs colorés

Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide base dont la forme acide et la forme basique ont des couleurs différentes.
Symbolisons par HInd la forme acide et Ind- la forme basique d’un indicateur coloré.
Dans l’eau, l’équation de la réaction est : HInd + H2O = Ind- + H3O+
Avec

    • l’espèce HIn domine devant l’espèce In- si : [HIn] > [In-], on a donc : Si pH< pKa c’est la forme acide qui prédomine. Le milieu a alors la couleur de la forme acide de l’indicateur coloré.
    • l’espèce In- domine devant l’espèce HIn si : [HIn] < [In-], on a donc : Si pH> pKa c’est la forme basique qui prédomine. Le milieu a alors la couleur de la forme basique de l’indicateur coloré.

Ex 17 p.153

Ex 23 p.154

  

 

4. Dosage pH-métrique et choix d'un indicateur coloré

Dispositif expérimental pour titrer une solution acide Dosage pH métrique :

Principe
Dans le bécher, on place un volume vA d’acide (ou de solution basique) de concentration inconnue cA. On verse peu à peu une solution d’hydroxyde de sodium (ou d’acide) de concentration cB connue. On mesure le pH en fonction du volume v d’hydroxyde de sodium versé. L’équation s’écrit :
HA + OH– ->A– + H2O
La transformation est quasi totale.

Étude de la courbe pH = f(v)

Le tracé de la courbe donne un saut de pH ce qui permet de repérer le point d’équivalence E
À l’équivalence les quantités de matière d’ions hydroxyde versés et de molécules d’acide initiales sont égales, (les réactifs ont été introduits dans les proportions stoechiométrique :
n(HO–)v = n(HA)i soit cA × vA = cB × vB

Méthode des doubles tangente

   

Utilisation d’un indicateur Dosage avec indicateur coloré :

Il faut choisir un indicateur coloré dont la zone de virage contient le pH du point d’équivalence.

Choix de l'indicateur

 

Ex 7/8/10/11/12 p.171

Ex 14 p.172

Ex 17 p.173

Ex 20 p.174

Ex 18 p.173

Ex 22/24 p.175

Ex 25 p.176