Chapitre 6 : Constante d’acidité d’un couple acide / base

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1 Chapitre 6 : Constante d’acidité d’un couple acide / base
Introduction Ecritures de K dans le cas particulier des réactions acido-basiques 1. Produit ionique de l’eau 2. Constante d’acidité Ka 3. Comportement des acides et des bases en solution 4. Diagrammes de prédominance et de distribution

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1. Produit ionique de l’eau Eau pure : pH = 7, [H3O+] = 10-7 mol/L Comment se fait-il qu’il y ait des ions H3O+? H3O+(aq) / H2O(l) H2O(l) / OH-(aq) H2O(l)+ H2O(l) = H3O+(aq) + OH-(aq) Autoprotolyse de l’eau Le taux d’avancement de cette réaction est très faible. Expression de la constante d’équilibre K = [H3O+]*[OH-](aq)

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1. Produit ionique de l’eau La constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau est appelée « produit ionique de l’eau » et est notée Ke. Produit ionique de l’eau Ke Ke = [H3O+]*[OH-] À 25°C Ke = 1, pKe = 14,0 -logKe = -log[H3O+]-log[OH-] pKe = pH log[OH-] pKe pKe = -logKe pH = pKe + log[OH-] Ke = [H3O+]*[OH-] [OH-] = 10(pH-pKe)

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1. Produit ionique de l’eau Solution NEUTRE pH Solution ACIDE Solution BASIQUE pH<(1/2)pKe (1/2)pKe pH>(1/2)pKe [H3O+]>[OH-] [H3O+]=[OH-] [H3O+]<[OH-]

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2. Constante d’acidité KA Une réaction se produit lors de la mise en solution d’un acide AH AH(aq) / A-(aq) H3O+(aq) / H2O(l) L’acide se dissocie AH(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq)

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2. Constante d’acidité KA La constante d’équilibre de cette réaction est appelée constante d’acidité et est notée KA. Elle ne dépend que de la température. Constante d’acidité KA KA = [A-]eq . [H3O+]eq [AH]eq pKA pKA = -logKA pH = pKA + log( [A-]eq/[AH]eq )

7 t = Chapitre 6 : Constante d’acidité d’un couple acide / base x 10
3. Comportement des acides et des bases en solution Acide 1 2 x 10 excès 10-x xf 8 2 xmax t = = 0,2 10 Réaction limitée Acide peu dissocié [H3O+] faible et pH élevé

8 t = Chapitre 6 : Constante d’acidité d’un couple acide / base x 10
3. Comportement des acides et des bases en solution Acide 2 10 x 10 excès 10-x xf xmax t = = 1 10 Réaction totale Acide totalement dissocié [H3O+] élevé et pH faible

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3. Comportement des acides et des bases en solution Acide 1 Acide 2 Pour des solutions de même concentrations apportées: le pH est d’autant plus faible le taux d’avancement est d’autant plus élevé l’acide est d’autant plus dissocié que l’acide est fort (que son KA est élevé et son pKA faible).

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3. Comportement des acides et des bases en solution De la même façon, pour des solutions de bases Pour des solutions de même concentrations apportées: le pH est d’autant plus élevé le taux d’avancement est d’autant plus élevé la base est d’autant plus protonée que la base est forte (que son KA est faible et son pKA élevé).

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4. Diagrammes de prédominance et de distribution Diagramme de prédominance pH = pKA + log( [A-]eq/[AH]eq ) pH<pKA pKA pH>pKA pH AH prédomine A- prédomine [AH]>[A-] [AH]=[A-] [AH]<[A-]

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4. Diagrammes de prédominance et de distribution Diagramme de distribution pH = pKA + log( [A-]eq/[AH]eq )

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4. Diagrammes de prédominance et de distribution Les indicateurs colorés de pH sont constitués par des couples acido-basiques dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes. Indicateurs colorés HInd / Ind- Exemple: Bleu de Bromothymol (BBT) HInd(aq)+ H2O(l) = H3O+(aq) + Ind-(aq) pKa-1 pKa pKa+1 6,3 8,3 pH Zone de virage

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5. Détermination expérimentale d’un KA Voir TP

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Objectif BAC Autoprotolyse de l’eau Produit ionique de l’eau Constante d’acidité KA / pKA Acide faible / Acide Fort Acide dissocié Diagramme de prédominance Diagramme de distribution Indicateur coloré Objectif BAC expérimental Conductimétrie pH-métrie