La présentation est en train de télécharger. S'il vous plaît, attendez

La présentation est en train de télécharger. S'il vous plaît, attendez

Chapitre 4 Les acides, les bases et les équilibres acido - basiques.

Présentations similaires


Présentation au sujet: "Chapitre 4 Les acides, les bases et les équilibres acido - basiques."— Transcription de la présentation:

1 Chapitre 4 Les acides, les bases et les équilibres acido - basiques

2 Introduction Les acides et les bases font partie de notre vie quotidienne; –Mesure du pH de la piscine –Utilisation de produits nettoyants (windex = NH 3 ) –Produits tels Plombex, Drano, eau de Javel, … –Aliments: vinaigre, Pepsi, lait, petite vache Selon théorie dArrhenius : –un acide est une substance qui libère des ions H + en solution aqueuse; –une base est une substance qui libère des ions OH - en solution aqueuse. –Théorie qui a ses limites : comment expliquer que NH 3 est une base?

3 4.1 Théorie des acides et des bases de Brønsted-Lowry Propose que les réactions entre les acides et les bases se fondent sur le transfert dun proton (H + ) dune espèce à lautre. Ainsi, un acide est une espèce chimique qui réagit en cédant H + ; cest un donneur de proton. Une base réagit en fixant un proton; cest un accepteur de proton. Une réaction entre un acide est une base est une réaction acido- basique. *ion hydronium : en solution, H + nexiste pas réellement; cest une molécule deau qui accepte le proton pour former lion hydronium, H 3 O + Comment NH 3 peut être une base? NH 3 + H 2 O NH OH - (structure Lewis)

4 Les acides et les bases conjuguées On peut résumer le transfert dun proton entre un acide et une base par léquation équilibrée suivante : HA A - + H + acide base conj. Lorsque lacide perd un proton, lespèce formée a tendance à le regagner selon la réaction inverse Cette espèce (A - ) est une base. Lacide et la base, dont les formules ne diffèrent que par un proton, forment un couple acidobasique et sont appelés acide et base conjugués.

5 Les acides et les bases conjuguées Exemple : –CH 3 COO - est la base conjuguée de lacide acétique, CH 3 COOH. –NH 4 + est lacide conjugué de NH 3 (base) Certaines espèces peuvent se comporter comme un acide ou comme une base ; De telles substances sont des amphotères. Leau est un amphotère, comme certains ions provenant des acides polyprotiques (à voir plus loin).

6 Les constantes dacidité et de basicité HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) À cet équilibre est associée une constante déquilibre : Pour une solution diluée, leau se trouve en grand excès par rapport aux autres espèces. Sa concentration demeure donc presque inchangée; elle est donc considérée comme une constante.

7 Les constantes dacidité et de basicité Elle est donc intégrée à la constante déquilibre, qui se nomme constante dacidité (K a ). Donc, K a = K[H 2 O]. Plus la valeur de K a est élevée, plus lacide est fort.

8 Les constantes dacidité et de basicité On peut également appliquer le même raisonnement pour les bases faibles ; K b est la constante de basicité dune base faible B, associée à léquilibre : B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) K b = K[H 2 O]. Plus la valeur de K b est élevée, plus la base est forte.

9 La force des couples acido-basiques Les acides et les bases nont pas tous la même force ; Il y a des acides et des bases fortes, et des acides et des bases faibles. Ex : HCl, acide fort. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - acide baseacide conjugué base conjuguée flèche simple car dissociation (ionisation) complète

10 La force des couples acido-basiques Ex : CH 3 COOH, acide faible. CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - acide base acide conj. base conj. flèche double car dissociation (ionisation) partielle Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible Plus une base est forte, plus son acide conjugué est faible

11 La force des couples acido-basiques La réaction acido-basique qui va vers la formation de lacide le plus faible. Ex : CH 3 COOH + Br - HBr + CH 3 COO - Réaction inverse favorisée. Acide faible Base conj. très faible Acide fort Base conj. forte

12 4.3 Lauto-ionisation de leau et léchelle de pH Leau est un solvant qui a la capacité de réagit parfois comme un acide, parfois comme une base (solvant amphiprotique), selon les composés avec lesquels elle est en présence. On peut aussi considérer quelle réagit avec elle-même : H 2 O (l) + H 2 O (l) OH - (aq) + H 3 O + (aq) Cette équation représente lauto-ionisation de leau.

13 La constante de dissociation de leau Si on écrit la constante déquilibre de la réaction précédente : On peut également écrire lexpression comme suit : La quantité deau dissociée est faible; donc, [H 2 O] est pratiquement constante. Dans ces conditions, K[H 2 O] 2 est une constante appelée constante de dissociation de leau. Son symbole est K eau. On utilisera K eau = 1,00 x (température implicite de 25°C)

14 Le calcul des concentrations des ions H 3 O + et OH - Dans leau pure, les concentrations de H 3 O + et OH - sont égales puisque les ions ne proviennent que de lautoprotolyse. Donc, K eau = [H 3 O + ][OH - ] peut sécrire K eau = [H 3 O + ] 2 = [OH - ] 2 = 1,00 x On déduit que [H 3 O + ] = [OH - ] = 1,00 x mol/L La dissolution dun acide ou dune base dans leau détruit légalité des concentrations des ions hydronium ([H 3 O + ]) et des ions hydroxyde ([OH - ]). Toutefois, les nouvelles valeurs de concentration doivent toujours satisfaire le produit ionique de leau.

15 Le calcul des concentrations des ions H 3 O + et OH - Ex : HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Solution 0, mol/L HCl Dissociation complète (acide fort); [H 3 O + ] = 1,00 x , , mol/L Quelle est la [OH - ] ?

16 Le pH et le pOH Pour exprimer lacidité ou la basicité dune solution, les chimistes préfèrent utiliser la fonction pH, définie par la relation : « log » est labréviation du logarithme à base 10. La fonction « p » indique « -log »

17 Le pH et le pOH Une solution est acide si la concentration des ions hydronium est supérieure a celle de leau pure (1,00 x mol/L). Le pH dune solution acide est donc inférieur à 7. Une solution est basique si la concentration des ions hydronium est inférieure à celle de leau pure. Le pH dune solution basique est donc supérieur à 7. Le pOH est exactement la même chose, sauf pour [OH - ]

18 La relation entre pH et pOH La transformation en logarithme de K eau conduit à : En inversant les signes de chaque côté, on obtient : qui nest dautre que Si on connaît le pH dune solution, on peut donc obtenir rapidement le pOH, et vice-versa. Voir fig 4.4 page 178, et exemple 4,4 et 4.5.

19 4.4 Léquilibre en solution des acides faibles et des bases faibles On a vu précédemment la définition de la constante dacidité (K a ) et de la constante de basicité (K b ). On peut appliquer la fonction « p » à ces constantes pour obtenir le pK a et le pK b. –Plus pK a est faible, plus lacide est fort ; –Plus pK b est faible, plus la base est forte. Voir tableau 4.3 (important!) pour valeurs de K a, pK a, K b et pK b de plusieurs acides et bases, + ANNEXE C.2 pages A24 à A28. Acides forts : pKa < 0 (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4 (1 ere ionisation), HClO 4 ), donc ionisation complète lors de la mise en solution. Bases fortes : NaOH, KOH, LiOH, ionisation complète.

20 Quelques calculs déquilibres acido- basiques Cette méthode comporte 6 étapes : 1.Écrire léquation chimique équilibrée 2.Écrire la constante déquilibre 3.Compléter le tableau des concentrations (tableau iCé) 4.Vérifier la validité des approximations 5.Substituer les valeurs dans lexpression de la constante déquilibre 6.Résoudre léquation Exemples vus en classe, + exemples 4.6 à 4.10.

21 4.5 Les acides polyprotiques Un acide polyprotique est un acide qui a plus dun proton (H + ) par molécule. Ex : H 2 SO 4, H 3 PO 4, polyacides organiques, … Les polyacides possèdent donc plus dune constante dacidité; lacide phosphorique en a trois, lacide carbonique en a deux, etc. Il est important de savoir que les constantes dacidité dun polyacide ne sont pas égales, donc que les différents protons ne se libèrent pas en même temps.

22 Les acides polyprotiques Ex : Pour lacide carbonique : H 2 CO 3(aq) + H 2 O (l) HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) K a1 = 4,3 x HCO 3 - (aq) + H 2 O (l) CO 3 2- (aq) + H 3 O + (aq) K a2 = 5,6 x On remarque que la constante dacidité de la première ionisation est beaucoup plus grande que celle de la deuxième ionisation. Cette différence est attribuable aux attractions électrostatiques. En effet, la perte du premier proton conduit à lespèce HCO 3 - ; il est plus difficile darracher un proton à cet anion à cause de lattraction électrostatique entre le proton chargé positivement et lespèce CO 3 2- qui est chargée négativement. Voir exemples 4.11 et 4.12, et lire le texte (page 192) pour subtilités de H 2 SO 4

23 pH dune solution dions amphotères Le calcul réel du pH dune solution damphotères est complexe et dépasse le cadre de ce cours. On peut cependant déterminer sil est plus efficace de titrer un tel ion avec une base ou un acide. Pour ce faire, il faut comparer les constantes dacidité et de basicité de lion amphotère. Si K b est plus grand que K a, lion est plus « efficace » comme base que comme acide. On considérera donc léquilibre « basique » de cet ion pour approximer le pH. –Exemple : HCO 3 - est meilleur comme base que comme acide. À linverse, si K a est plus grand que K b, lion est plus « efficace » comme acide. On considérera donc léquilibre « acide » de cet ion pour approximer le pH.

24 La relation entre K a, K b et K eau Pour léquilibre HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) on sait que la constante dacidité est : Dans cette solution, la base conjuguée A - est en équilibre avec leau, les ions OH - et lacide conjugué HA selon léquilibre : A - (aq) + H 2 O (l) HA (aq) + OH - (aq) La constante de basicité est :

25 La relation entre K a, K b et K eau Si on multiplie ces deux constantes : Après avoir simplifié :

26 La relation entre K a, K b et K eau Donc, le produit de la constante dacidité dun acide par la constante de basicité de sa base conjuguée est égal au produit ionique de leau : Si on utilise la fonction « p », cette expression devient : Cette équation est valide pour tout couple acidobasique dans leau.

27 4.6 Les ions en tant quacides et bases Un sel qui se dissout dans leau, complètement ou partiellement, peut présenter des propriétés acidobasiques. Certains sels, tel NaCl, ne présentent aucune affinité pour les ions hydronium ou hydroxyde. Par exemple, les cations de métaux alcalins Li +, Na +, K +, Rb + et Cs + sont des ions « passifs » qui nont pas daffinité pour OH -. La situation change lorsque les cations sont des acides faibles, ou les anions des bases faibles.

28 Les ions en tant quacides et bases Par exemple, le nitrite de sodium, NaNO 2, se dissocie complètement dans leau. NaNO 2(aq) Na + (aq) + NO 2 - (aq) Toutefois, lion nitrite est une base faible: NO 2 - (aq) + H 2 O (l) HNO 2(aq) + OH - (aq) Donc, la dissociation complète du sel conduit à la présence dune base faible en solution. Cette base faible modifiera la concentration en ions OH - de leau pure, donc conduira à un pH différent de 7.

29 Les ions en tant quacides et bases Si jamais le sel est composé de deux ions qui réagissent avec leau, il faut comparer le K a de lion qui réagit comme un acide et le K b de lion qui réagit comme une base pour déterminer si le pH sera acide ou basique. Si K b > K a, la solution sera basique. Si K b < K a, la solution sera acide.

30 Les ions en tant quacides et bases Ex : NH 4 CN dans leau ; le pH (qualitativement) est-il acide ou basique ? NH 4 CN NH CN - NH H 2 O NH 3 + H 3 O + K a = 5,5 x CN - + H 2 O HCN + OH - K b = 1,6 x K b > K a, la solution résultante sera basique. Lire page 195, + exemples 4.13, 4.14 et 4.15.

31 4.7 Leffet dion commun On peut mélanger des solutions qui contiennent des ions communs; Ceci peut influencer le pH de la solution qui résulte de ce mélange. Ex : Comment peut-on calculer le pH de la solution résultant du mélange de 50,0 ml de CH 3 COOH (2,00 mol/L) et de 50,0 ml de CH 3 COONa (2,00 mol/L)? (vu en classe) Voir aussi exemples de calcul de pH de mélanges (vus en classe).

32 Le mélange dacides ou de bases Le calcul de pH dun mélange dacides ou de bases peut devenir complexe ; Les calculs associés aux mélanges dacides et de bases faibles ne seront pas abordés. Toutefois, on peut calculer le pH dune solution résultant dun mélange de –2 acides forts ou 2 bases fortes –1 acide faible et 1 acide fort –1 base faible et 1 base forte Voir exemple 4.17 (important).

33 4.8 Les solutions tampon Beaucoup de réactions chimiques nécessitent un niveau dacidité (presque) constant pour se produire. Une solution tampon a pour caractéristique de résister aux variations de pH causées par un ajout dions H 3 O + ou OH - dans le système. Une telle solution doit obligatoirement contenir une base qui réagira avec les ions hydronium ajoutés ou créés, et un acide qui réagira avec les ions hydroxyde ajoutés ou créés. Ce ne sont pas tous les mélanges dacide et de base qui forment une solution tampon; lacide et la base ne doivent pas réagir ensemble.

34 Les solutions tampons Ex : Un mélange de HCl (acide) et de NaOH (base) ne forme pas une solution tampon car ces deux produits réagissent ensemble pour former de leau et du NaCl (aq). Une solution tampon est généralement constituée dun acide faible et de sa base conjuguée (ou dune base faible et de son acide conjugué). Les proportions des deux constituants sont à peu près égales dans la solution.

35 Le fonctionnement dune solution tampon Examinons le fonctionnement dune solution tampon formé dun acide HA et de sa base conjuguée A - : Si on ajoute des ions H 3 O + dans la solution, ceux-ci réagiront avec la base selon léquation A - (aq) + H 3 O + (aq) HA (aq) + H 2 O (l) La constante déquilibre de cette réaction est très grande ; De fait, cette réaction est linverse de la dissociation de lacide dans leau. Donc, la constante de cet équilibre sera linverse de la constante dacidité de HA.

36 Le fonctionnement dune solution tampon Ex : Si la constante de dissociation de lacide est denviron 10 -6, la constante de la réaction inverse (ci-dessus) vaudra environ Cette valeur est très élevée, et on peut considérer que la réaction ci-dessus sera complètement déplacée vers la droite. Donc, lajout dions H 3 O + dans la solution naura que très peu deffet sur le pH car ils réagiront tous pour donner lacide faible et de leau.

37 Le fonctionnement dune solution tampon De la même façon, si on ajoute des ions OH- dans la solution, ils réagiront avec lacide selon la réaction : HA (aq) + OH - (aq) A - (aq) + H 2 O (l) Les ions OH - réagiront fortement avec lacide non dissocié HA car cet équilibre est fortement déplacé vers la droite ; En effet, la constante déquilibre de cette réaction est égale à K a /K eau, donc denviron 10 8 si K a est denviron De cette façon, lajout dions hydroxyde influencera que très peu le pH de la solution. On peut appliquer le même raisonnement pour une base B et son acide conjugué BH +.

38 Une équation pour les solutions tampons Pour une réaction acidobasique : HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) la constante déquilibre sécrit Si on prend le log de chaque côté, cette équation devient :

39 Léquation de Henderson-Hasselbach En réarrangeant, on obtient léquation de Henderson- Hasselbalch : Puisque [HA] = [BH + ] = n a /V, et [A - ] = [B] = n b /V, on peut également écrire : ou simplement

40 Léquation de Henderson-Hasselbach Cette équation fonctionne si : –La valeur du rapport [base conjuguée]/[acide faible], ou [base faible]/[acide conjugué], se situe entre 0,10 et 10; –Les deux termes [base conjuguée] et [acide faible], ou [base faible] et [acide conjugué], sont au moins 100 fois supérieurs à K a. (pour respecter la règle du 5%)

41 La préparation des solutions tampons Pour préparer une solution tampon, il faut mélanger un acide faible et sa base conjuguée (ou une base faible et son acide conjugué). On peut calculer les quantités selon ce qui suit : Ex : Quelle masse dacétate de sodium faut-il ajouter à une solution dun litre dacide acétique de concentration 0,260 mol/L pour préparer un tampon de pH = 4,60? (K a de lacide acétique = 1,8x10 -5 ) (Suite vue en classe) Voir également exemple 4.18 page 208.

42 Le pouvoir tampon et la zone defficacité dun tampon Une solution tampon est efficace si son pH varie peu lorsquon ajoute un acide ou une base. La capacité de la solution à « résister » à ces ajouts est appelée efficacité dune solution tampon, ou pouvoir tampon. On mesure cette capacité par la quantité dions H 3 O + ou OH - que la solution peut absorber sans que la variation du pH soit excessive. La notion « dexcessivité » est tout à fait qualitative; elle dépend de la précision des résultats que le manipulateur veut atteindre lors de son expérience.

43 Le pouvoir tampon et la zone defficacité dun tampon La limite defficacité est atteinte lorsque lun des composants du tampon est complètement consommé par lajout dun acide ou dune base. Habituellement, la zone de pH efficace se situe à ±1 unité de pH par rapport au pK a de lacide faible qui constitue le tampon; ceci permet de déterminer un couple acido-basique pour fabriquer un tampon.

44 4.10 Les réactions de neutralisation et les courbes de titrage Une des méthodes les plus utilisées pour connaître la quantité dune substance dans un échantillon est le titrage (ou dosage). Celle-ci consiste à mesurer la quantité dune substance nécessaire (réactif ou titrant), en concentration connue, pour réagir complètement avec une quantité dune autre substance en concentration inconnue (titré). Le point où le nombre de moles des deux substances sont égaux, donc lorsque la réaction est complète, est appelé le point équivalent, ce qui équivaut à la fin du titrage.

45 Les titrages Pour détecter le point équivalent, on utilise souvent un indicateur coloré, qui est une substance qui change de couleur selon les conditions du milieu (acidité, degré doxydation, etc.). Le changement de couleur se situe dans la zone de virage de lindicateur. Il faut donc choisir le bon indicateur; le choix est déterminé par la zone de virage, à lintérieur de laquelle doit se situer le point équivalent.

46 Les titrages La méthode de titrage comporte quelques manipulations : –Prélever un volume précis de solution à doser (inconnu), et le placer dans un erlenmeyer ; –Ajouter quelques gouttes du bon indicateur coloré ; –À laide dune burette, ajouter graduellement la solution titrante (concentration connue précisément) jusquau changement de couleur de lindicateur ; –Au changement de couleur, arrêter lajout et noter précisément le volume de solution titrante utilisé (volume équivalent).

47 Le calcul de la concentration de léchantillon Le calcul de la concentration dun échantillon dacide fort en effectuant un titrage par une base forte seffectue comme suit : –Écrire léquation équilibrée de la réaction ; –Utiliser les données du problème pour déterminer le nombre de moles de OH - utilisé ; –Se servir des coefficients de léquation pour calculer le nombre de moles de H 3 O + dans léchantillon dacide ; –Calculer la concentration de lacide de léchantillon initial. –La relation importante à retenir est : C A V A = C B V B –Cette équation implique que le dosage se fait entre un monoacide et une monobase.

48 Le calcul de la concentration de léchantillon Si les espèces impliquées ne sont pas des monoacides ou monobases, on utilise la relation suivante : Ici, A veut dire « acide » et B « base », et a et b sont les coefficients stœchiométriques de lacide et de la base dans léquation chimique équilibrée, respectivement. Voir exemples 4.22 et 4.23 pages 220 et 221 (important).

49 Le titrage dun acide fort par une base forte On peut déterminer le point équivalent dun titrage en traçant la courbe de dosage acido-basique, qui représente lévolution du pH en fonction du volume de solution titrante ajouté. Voir la figure 4.15 page 225 (important). –pH faible au début du titrage car on est en présence dun acide fort –ajout dune base forte : le pH augmente graduellement –juste avant le point déquivalence, pH sélève brusquement car il ne reste pratiquement plus dacide en solution –au point équivalent (centre du « S »), pH = 7 car tout lacide est neutralisé (il ne reste que du sel et de leau) –juste après le point équivalent, pH augmente encore brusquement jusquà une valeur près de 14.

50 Le titrage dune base forte par un acide fort La courbe obtenue est linverse de celle dun titrage dun acide fort par une base forte. Ceci est normal, puisque le pH passe des valeurs élevées à des valeurs plus faibles, alors que cest le contraire dans le titrage dun acide par une base forte. Pour le titrage dun acide fort par une base forte, ou dune base forte par un acide fort, le pH au point équivalent est toujours égal à 7.

51 Le titrage dun acide faible par une base forte Pour cette section, se référer à la figure 4.16 page 226. Cette figure montre le dosage dun acide faible, lacide acétique (CH 3 COOH), par une base forte. Léquation qui représente le dosage est : CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) Avant dajouter la base forte, on est en présence dune solution aqueuse dacide faible. Après avoir ajouté une certaine quantité de base forte, on arrive à la portion « plate » de la courbe de titrage. Léquation montre que tous les ions OH - ajoutés sont consommés pour donner la base conjuguée et de leau.

52 Le titrage dun acide faible par une base forte (suite) Il ne faut pas oublier quà ce moment, il reste encore de lacide CH 3 COOH non dissocié dans la solution. La présence simultanée dacide faible et de sa base conjuguée en quantité non négligeable engendre la formation dun tampon, comme vu dans ce chapitre. On peut voir sur la courbe de titrage le point de demi- neutralisation (demi-équivalence), qui correspond au point où lacide faible et sa base conjuguée sont en quantités égales dans la solution. Au point de demi-équivalence, le pH est égal au pK a de lacide faible. Au point déquivalence, le nombre de moles dions OH- ajoutés est égal au nombre de moles dacide acétique présent initialement dans la solution.

53 Le titrage dun acide faible par une base forte (suite) La réaction est complète, et il ne reste que les ions acétate (base conjuguée) dans la solution. Ces ions sont les seuls qui influencent significativement le pH de la solution. Puisque les ions acétate sont une base faible, le pH de la solution au point équivalent est plus élevé que 7. Le pH au point équivalent du dosage dun acide faible par une base forte est toujours supérieur à 7. Le reste de la courbe de dosage est semblable à celle de lajout dune base forte dans leau, puisque que le pouvoir tampon de la solution est épuisé.

54 Le titrage dune base faible par un acide fort La courbe de dosage dune base faible par un acide fort présente les mêmes caractéristiques que celle du dosage dun acide faible par une base forte (section précédente). Le début de la courbe correspond à une solution de base faible. Le pH de cette solution se calcule selon la méthode vue dans ce chapitre. La partie « plate » représente une solution tampon; la base faible non-dissociée et son acide conjugué sont présents dans des concentrations appréciables et comparables. Au point de demi- équivalence, le pH est égal au pK a de lacide conjugué (ou le pOH est égal au pK b de la base faible).

55 Le titrage dune base faible par un acide fort (suite) Au point équivalent, le pH est légèrement acide car il ne reste en solution que lacide conjugué, un acide faible. Le pH au point équivalent du dosage dune base faible par un acide fort est toujours inférieur à 7. À la fin du dosage, le pH devient acide car les ions H 3 O + ajoutés demeurent sous cette forme en solution.

56 Le calcul du pH équivalent Pour les titrages dacides forts par des bases fortes (ou de bases fortes par des acides forts), le pH au point équivalent est toujours égal à 7. Par exemple, lors du titrage de HCl avec NaOH, lorsque la réaction est complète, il ne reste en solution que de leau et des ions passifs (Cl - et Na + ). Pour les titrages dacides faibles par une base forte (ou dune base faible par un acide fort), le pH au point équivalent est différent de 7. Pour calculer le pH au point équivalent, utiliser la méthode vue dans ce chapitre. Se référer aussi à lexemple vu en classe.

57 La comparaison des courbes de titrage Pour cette section, se référer à la figure 4.17, page 227. Le volume équivalent de base ou dacide ne dépend pas de la force de lacide ou de la base qui est titrée. En effet, la quantité de base nécessaire pour neutraliser 10,00 ml dun acide fort en concentration 0,100 mol/L est la même que pour neutraliser 10,00 ml dun acide faible possédant la même concentration. Le volume équivalent dépend de la stoechiométrie de la réaction (voir section sur la normalité). Le dosage de 10,00 ml dun diacide en concentration 0,100 mol/L demandera deux fois plus de base que le titrage du même volume dun monoacide possédant la même concentration. Au point de demi-équivalence, le pH de la solution correspond au pK a de lacide du couple acido-basique. Au point équivalent, le pH nest pas égal à 7, sauf dans le cas du titrage dun acide fort par une base forte, ou dune base forte par un acide fort.

58 Les indicateurs acido-basiques : les propriétés Les indicateurs colorés sont généralement des molécules organiques qui changent de couleur selon lacidité du milieu. Elles sont donc utilisées pour déterminer la fin de la réaction lors dun titrage. Le changement de coloration dun indicateur doit se produire lorsque le point équivalent dun dosage est atteint.

59 Les indicateurs acido-basiques : les propriétés Pour bien repérer la fin de la réaction, lindicateur doit posséder plusieurs qualités : –La couleur de lindicateur acido-basique doit naturellement dépendre du pH de la solution. Le changement de couleur doit être brusque et la réaction qui cause ce changement doit se faire rapidement. –Le changement de couleur doit être facilement détectable à lœil. Un passage du vert au rouge (sauf pour les daltoniens!) ou dincolore à vert est plus facile à voir que le passage du vert au bleu ou de lorangé au rouge. –Lindicateur de doit pas influencer le pH de la solution. Ses deux colorations doivent être suffisamment intenses pour que sa concentration soit aussi petite que possible et quelle ninfluence pas le volume équivalent.

60 Le choix dun indicateur coloré Pour cette section, se référer à la figure 4.13 page 214. Elle montre les points de virage de plusieurs indicateurs. On choisit en fonction du pH au point équivalent calculé.


Télécharger ppt "Chapitre 4 Les acides, les bases et les équilibres acido - basiques."

Présentations similaires


Annonces Google