Thème 2 : Lois et modèles. L M 1 0 C o u p l e s a c i d e f a i b l e / b a s e f a i b l e.

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1 Thème 2 : Lois et modèles

2 L M 1 0 C o u p l e s a c i d e f a i b l e / b a s e f a i b l e.

3 I). Acide faible, base faible: notion d'équilibre Définition: Certains acides AH (appelés acides faibles) réagissent partiellement avec l'eau suivant l'équation: AH+H 2 O ⇄ A − +H 3 O + A la fin de la réaction, toutes les espèces figurant dans l'équation sont présentes, en particulier AH et A -. Cette réaction partielle (ou limitée) conduit à un état d'équilibre. Exemple : 3 + 2 ⇄ 3 − + 3 + Remarque: la base conjuguée A - de l’acide AH est aussi une base faible, c'est-à-dire que sa réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre.

4 II. Constante d'acidité d’un couple acido-basique 1. Définition La constante d'acidité K A est une constante sans dimension caractéristique d’un couple acide faible/base faible. Pour un acide faible AH dont la réaction avec l’eau s’écrit: AH+H 2 O ⇄ A − +H 3 O + elle est définie par la relation : Remarque : La valeur de K A ne dépend que de la température.

5 2. Echelle des pK A Définition: le d’un couple acide faible/base faible est défini par la relation : Les permettent de comparer l'avancement final de la réaction de différents acides faibles avec l'eau..

6 Plus la valeur de est grande, plus celle de est petite...

7 3. Exemples a. Couple acide éthanoïque / ion éthanoate Valeur à 25°C: =1,58×10 −5 et =4,80. 3 + 2 ⇄ 3 − + 3 +

8 b. Couple ion ammonium / ammoniac Valeur à 25°C: =5,62×10 −10 et =9,25. N 4 + + 2 ⇄ 3 + 3 +

9 4. Domaines de prédominances a. Cas général Définition: Une espèce A est prédominante par rapport à une espèce B si: []>[] b. Relation donnant le pH d'une solution aqueuse contenant un acide A et sa base conjuguée B.

10 c. Domaines de prédominances D'après ce qui précède, log [ − ] / [] =−. Nous pouvons donc envisager les trois situations suivantes: AH prédomine par rapport à A - : []>[ − ] et log [ − ] / [] <0. On en déduit −<0 et <

11 A - prédomine par rapport à AH: [] 0. On en déduit −>0 et >

12 A - et AH sont en concentrations égales: []=[ − ] et log [ − ] / [] =0. On en déduit −=0 et =

13 d. Application aux indicateurs colorés Un indicateur coloré est un couple acide/base conjuguée (on le notera: InH/In - ), dont la forme acide InH et la forme basique In - ont des couleurs différentes en solution. On admet que la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme acide InH si: []>10[−]. Soit K A la constante d'acidité associée à ce couple. La solution aura la couleur de la forme acide si <−1. La solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme basique si >+1.

14 La solution prendra une couleur appelée teinte sensible (mélange des couleurs dues à la forme acide et à la forme basique) si [InH] et [In - ] sont du même ordre de grandeur, donc si −1≤≤+1.

15 e. Application aux acide –aminés. Acide carboxylique Amine

16 acide -aminés Un acide -aminés possède deux groupes caractéristiques ayant des propriétés acido-basiques : -OOH/-COO - (pK A1 ) -NH 3 + /-NH 2 (pK A2 )

17 III. importance du controle du pH 1.Définition des solutions tampons On appelle solution tampon, une solution dont le pH varie peu lorsque l’on ajoute de faibles quantités d’acides ou de bases ou lorsqu’on la dilue de façon modérée.pHacides Préparation d'une solution tampon Lorsque l’on est en présence d’un mélange équimolaire [A - ] = [AH], la relation pH = pKa + log[A - ]/[AH] devient pH = pKa. La solution tampon a donc un pH égal au pKa du couple acide base mis en jeu.

18 2. Ph des milieux biologiques Le pH du sang est une des valeurs les plus étroitement régulées dans la physiologie humaine.pH Le sang humain à un pH alcalin compris entre 7.3 et 7.4. Le pH de la salive se situe entre 6.9 et 7.2. L e c o u p l e a c i d e / b a s e ( C O 2 ( a q ), H 2 O ) / H C O 3 -. p K a = 6. 3 à 3 7 ° C e x e r c e u n e f f e t t a m p o n.

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