Acides Bases Théorie de Brönsted

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1 Acides Bases Théorie de Brönsted

2 pH d’une solution acido-basique
Le pH d’une solution est défini par pH = - log[H3O+] où [H3O+] est exprimé en mol.L-1 On peut déterminer la concentration [H3O+] à partir du pH [H3O+]=10-pH

3 Produit ionique de l’eau
Dans toute solution aqueuse [H3O+] [HO-]=Ke avec [H3O+] et [HO-] exprimées en mol.L-1 A 25 °C, Ke = 10-14 D’où [HO-]= Ke /[H3O+]

4 Famille d’acides et Famille de bases

5 Acide – Base selon Brönsted
Acide : espèce chimique qui en solution est capable de céder un proton H+ AH (aq) + H2O →A-(aq) + H3O+ (aq) Ex : HNO3, H2O, H3O+ ,CH3COOH, … Base : espèce chimique qui en solution est capable de capter un proton H+ B (aq) + H2O →BH+ (aq) + HO- (aq) Ex : H2O, HO-, CH3COO-, NH3, …

6 Couple acide/base A chaque acide est associé une base conjuguée :
CH3COOH/ CH3COO- NH4+/NH3 H3O+/H2O H2O/HO- La molécule d’eau appartient à 2 couples acide/base, c’est une espèce amphotère.

7 Acide fort – Acide faible
Un acide est dit fort lorsque la réaction avec l’eau est quasi-totale AH (aq) + H2O →A-(aq) + H3O+ (aq) Ex : HNO3 Un acide est dit faible si cette réaction atteint un équilibre AH (aq) + H2O A-(aq) + H3O+ (aq) Ex : CH3COOH

8 Base forte – Base faible
Une base est dite forte lorsque la réaction avec l’eau est quasi-totale B (aq) + H2O →BH+ (aq) + HO- (aq) Ex : C2H5O- (ion éthanolate) Une base est dite faible si cette réaction atteint un équilibre B (aq) + H2O  BH+ (aq) + HO- (aq) Ex : CH3COO- (ion éthanoate)

9 pH d’une solution d’acide fort
AH (aq) + H2O →A-(aq) + H3O+ (aq) Dans le cas d’un acide fort, [H3O+] = C D’où pH = -log[H3O+] = -log C CV excès CV-x x

10 pH d’une solution de base forte
B (aq) + H2O →BH+ (aq) + HO- (aq) Dans le cas d’une base forte, [HO-] = C = Ke/[H3O+] D’où pH = pKe + log C CV excès CV-x x

11 Réaction acido-basique
Une réaction acido-basique est une réaction au cours de laquelle l’acide d’un couple A1H/A1- cède un proton à un autre couple A2H/A2-. A1H+ A2-  A1- +A2H La réaction acido-basique entre une base forte et un acide fort est quasi-totale et exothermique

12 Couple acide faible /base faible Solution tampon

13 Constante d’équilibre (hors programme)
Soit la réaction aA(aq) + bB(aq)  cC(aq) + dD(aq) La constante d’équilibre s’écrit : Toutes les concentrations sont exprimées en mol.L-1 L’eau n’apparaît pas dans la constante K

14 Constante d’acidité d’un couple
AH (aq) + H2O A-(aq) + H3O+ (aq) Un couple acide faible/base faible est caractérisé par sa constante d’équilibre (ne dépend que de T) : Echelle des pKa :

15 Domaines de prédominance

16 Les acides carboxyliques
Couple acide carboxylique/ion carboxylate pKa à 25 °C Acide pKa Méthanoïque HCOOH 3,8 Ethanoïque CH3COOH 4,8 Benzoïque C6H5-COOH 4,2 Lactique CH3-CH(OH)-CO2H 3,9

17 Les amines Couple ion ammonium/amine pKa à 25 °C Amine pKa
Méthylamine CH3-NH2 10,6 Diméthylamine (CH3)2-NH 10,8 Triméthylamine (CH3)3-N 9,8

18 Les acides α-aminés

19 Les solutions tampon Une solution tampon varie peu lorsqu’on ajoute une petite quantité d’acide ou de base Mélange d’un acide faible et d’une base faible tel que [AH]≈ [A-] pH ≈ pKa L’activité catalytique d’une enzyme est dépendante du pH (activité 4 p347)

20 Indicateur coloré (hors programme)
Un indicateur coloré est un couple acido-basique dont les formes acide et basique n’ont pas la même couleur Ex : le BBT