acides bases théorie de brönsted

Acides Bases

Théorie de Brönsted

pH d’une solution acido-basiqueLe 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

Produit ionique de l’eauDans 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+]

Famille d’acides et

Famille de bases

Acide – Base selon BrönstedAcide : 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, …

Couple acide/baseA chaque acide est associé une base

conjuguée :CH3COOH/ CH3COO-

NH4+/NH3

H3O+/H2OH2O/HO-

La molécule d’eau appartient à 2 couples acide/base, c’est une espèce amphotère.

Acide fort – Acide faibleUn acide est dit fort lorsque la réaction avec

l’eau est quasi-totaleAH (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

Base forte – Base faibleUne 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)

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 0 0CV-x excès x x0 excès CV CV

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 0 0CV-x excès x x0 excès CV CV

Réaction acido-basiqueUne 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

Couple acide faible/base faible

Solution tampon

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

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 :

Domaines de prédominance

Les acides carboxyliquesCouple acide carboxylique/ion carboxylate

pKa à 25 °CAcide pKaMéthanoïque HCOOH 3,8Ethanoïque CH3COOH 4,8Benzoïque C6H5-COOH 4,2Lactique CH3-CH(OH)-CO2H 3,9

Les aminesCouple ion ammonium/amine

pKa à 25 °C Amine pKaMéthylamine CH3-NH2 10,6Diméthylamine (CH3)2-NH

10,8

Triméthylamine (CH3)3-N

9,8

Les acides α-aminés

Les solutions tamponUne 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)

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