Chapitre 1 : Les acides et les bases

1. Le pH et sa mesure 1.1. Définition

Rappel : le pH indique le caractère acide, neutre ou basique d’une solution aqueuse, sur une échelle de 0 à 14.

Un milieu acide est caractérisé par la présence d’ions oxonium H3O+ qui proviennent de la fixation sur une molécule

d’eau d’un proton H+. Une solution aqueuse est donc considérée comme acide si elle contient plus d’ions H3O+ que

l’eau pure, son pH est alors inférieur à 7.

Un milieu basique est quant à lui caractérisé par la présence d’ions hydroxyde HO¯ formés par la perte d’un proton H+ par une molécule d’eau. Si une solution aqueuse contient plus d’ions HO¯ que l’eau pure, elle est basique et son pH est supérieur à 7.

Définition

Le pH (ou potentiel hydrogène) d’une solution aqueuse est une grandeur sans dimension (sans unité) définie par :

+

3+

+33

0

0

1

[H O ] concentration molaire en ions oxonium ( )

1 mol.L

log fonction mat

[H O ]pH lo

hématique logarithme décim

g log[H O

al

]c

c

-1en mol.L

Remarques :

La mesure du pH permet de calculer la concentration molaire (exprimée en mol.L–1) en ions oxonium de la solution aqueuse par la relation :

[H3O+] = 10–pH

Le potentiel hydrogène (ou pH) mesure en fait « l'activité chimique » des ions hydrogène (H+, appelés aussi couramment protons) en solution. Notamment, en solution aqueuse, ces ions sont présents sous la forme d'ions oxonium (H3O+) ;

Le pH est une grandeur logarithmique : quand une solution devient dix fois plus acide ( [H3O+] × 10), son pH diminue d'une unité. Si elle devient 100 fois plus acide, le pH diminuera alors de deux unités. Et ainsi de suite (3 unités pour un facteur 1000, etc.).

À 25°C, le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14 :

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Solution neutre AACCIIDDEE BBAASSEE

Solution de plus en plus acide

[H3O+]

Solution de plus en plus basique

[H3O+]

pH

([H3O+] s’exprime alors en mol.L

–1)

Exercice :

1) Déterminer le pH d’une solution S1 de concentration en ions H3O+ égale à 5,0 × 10–3 mol.L–1.

2) Déterminer la concentration en ions H3O+ d’une solution S2 dont le pH est égal à 10,8.

Réponses :

1) Par définition, pH = – log [H3O+] A.N. : pH = – log (5,0 × 10–3) = 2,3

2) On sait que pH = – log [H3O+] donc [H3O+] = 10–pH A.N. : [H3O+] = 10–10,8 = 1,6 × 10–11 mol.L–1.

1.2. Mesure du pH [ TP n°1]

Le pH d’une solution aqueuse peut être déterminé approximativement en utilisant du papier pH ou de manière plus précise avec un pH-mètre étalonné :

Papier pH (mesure approximative)

pH-mètre (mesure précise mais avec incertitude)

2. Les équilibres acido-basiques 2.1. Théorie de Brönsted

Joannes Nicolaus Brønsted (1879-1947), est un chimiste danois, né le 22 février 1879 à Varde (Danemark) et connu pour ses travaux sur la réaction chimique. Il formula en 1923 une théorie sur les acides et les bases, simultanément à celle du chimiste anglais Thomas Lowry. Elle porte le nom de théorie de Brønsted-Lowry ou plus simplement, théorie de Brønsted et s’inspire d’une théorie plus ancienne formulée par un chimiste suédois (Svante August Arrhenius, 1859 - 1927), pionnier dans de nombreux domaines, qui reçu le prix Nobel de chimie en 1903.

Définitions (Théorie de Brønsted-Lowry)

On appelle acide, une espèce chimique (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons (H+) en solution aqueuse :

AH(aq) A–(aq) + H+

(aq)

Acide = donneur de proton (H+)

On appelle base, une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons en solution aqueuse :

A–(aq) + H+

(aq) AH(aq)

Base = accepteur de proton

Un couple acide/base (ou couple acido-basique) est constitué de deux espèces chimiques qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un proton. Les deux espèces chimiques sont dites conjuguées. On représente ce transfert par une demi-équation acido-basique :

AH A H (couple AH/A–)

Remarques :

- Les demi-équations acido-basiques obéissent aux lois de conservations (matière et charges) ;

- Le symbole « » signifie que la réaction peut se dérouler dans les deux sens.

Exemples : quelques couples acido-basiques à connaître

Couple acide/base Acide Demi-équation acido-basique Base

HCOOH(aq) / HCOO – (aq) HCOOH : acide méthanoïque (aq) (aq) (aq)HCOOH HCOO H HCOO

– : ion

méthanoate

CO2, H2O/ HCO3–

(aq) CO2, H2O : dioxyde de carbone dissous dans l’eau 2 2 (aq) 3 (aq) (aq)CO ,H O HCO H

HCO3

– : ion hydrogénocarbonate

HCO3-(aq) / CO3

2–(aq)

HCO3– : ion

hydrogénocarbonate

2

3 (aq) 3 (aq) (aq)HCO CO H CO32– : Ion carbonate

NH4+

(aq) / NH3 (aq) NH4+ : ion ammonium 4 (aq) 3 (aq) (aq)NH NH H

NH3 : ammoniac

Cas particulier de l’eau :

Couple acide/base Acide Demi-équation acido-basique Base

H3O+(aq) / H2O (ℓ)

H3O+ : ion oxonium 3 (aq) 2 ( ) (aq)H O H O H H2O : eau

H2O (ℓ) / HO– (aq)

H2O : eau 2 ( ) (aq) (aq)H O HO H HO– : ion hydroxyde

L’eau est une espèce amphotère (ou un ampholyte) : elle est, à la fois, l’acide d’un couple acido-basique et la base d’un autre couple acido-basique.

Toute espèce chimique qui intervient dans deux couples acide-base est appelée ampholyte ou espèce chimique amphotère.

2.2. Équilibre chimique [ TP n°1]

Rappel : le tableau d’avancement

Équation de la réaction :

REACTIFS PRODUITS

aA + bB cC + dD

État du système Avancement

(mol) n(A) n(B) n(C) n(D)

État initial x = 0 n(A)0 n(B)0 0 0

État intermédiaire x n(A)0 ax n(B)0 – bx cx dx

État final xmax n(A)0 axmax n(B)0 – bxmax cxmax dxmax

L’avancement maximal xmax de la réaction est tel que :

n(A)0 – axmax = 0 xmax = 0(A)n

a ET / OU n(B)0 – bxmax = 0 xmax = 0( )n B

b

Si 0(A)n

a < 0(B)n

b alors A est le réactif limitant xmax =

0(A)n

a ;

Si 0(B)n

b < 0(A)n

a alors B est le réactif limitant xmax =

0(B)n

b ;

Si 0(A)n

a = 0(B)n

b alors on avait au départ un mélange stœchiométrique xmax =

0(A)n

a = 0(B)n

b.

Les quantités de matière initiales des réactifs étaient dans les mêmes proportions que les nombres stœchiométriques :

0

0

(A)

(B)

n a

n b

Les quantités de matière respectent la stœchiométrique de la réaction.

A la fin de la transformation chimique, les réactifs ont totalement disparu et l’état final n’est constitué que des

produits de la réaction.

Définition

Dans certaines réactions, le réactif limitant ne disparait pas totalement à l’état final : la transformation chimique atteint un état d’équilibre, les quantités de matière des réactifs et des produits n’évoluent plus. On constate alors que l’avancement final xf ne correspond pas à l’avancement maximal xmax :

xf < xmax

Remarques :

- On symbolise un état d’équilibre dans une équation de réaction par le symbole « » : la réaction peut

alors se produire dans le sens direct () ou dans le sens indirect () ;

- On peut modifier un état d’équilibre par ajout de réactif(s) ou de produit(s) : le système évoluera alors pour rétablir l’état d’équilibre (principe de Le Chatelier1).

2.3. Les réactions acido-basiques [ TP n°1]

Définition

Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons(s) entre l’acide d’un couple acido-basique et la base d’un autre couple. Les produits de la réaction sont les formes conjuguées des réactifs. L’équation de la réaction est :

Acide1 + Base2 Base1 + Acide2

Cette équation de réaction est la somme de deux demi-équations de chacun des couples Acide / Base mis en jeu :

AH1 A1– + H+

A2– + H+ AH2

(couple AH1 / A1–

(aq))

(couple AH2 / A2–

(aq))

AH1 (aq) + A2–

(aq) A1–

(aq) + AH2 (aq)

Exemple :

(aq) (aq) (aq)HCOOH HCOO H

2 ( ) (aq) 3 (aq)H O H H O

(aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq)HCOOH H O HCOO H O

2.4. Force des acides et des bases

Définitions

- On appelle acide faible AH (respectivement base faible), un acide (respectivement une base) qui ne réagit pas totalement avec l’eau, sa réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre :

(aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq)AH H O A H O ou (aq) 2 ( ) (aq) (aq)A H O AH HO

- On appelle acide fort AH (respectivement base forte), un acide (respectivement une base) qui réagit totalement avec l’eau :

(aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq)AH H O A H O ou (aq) 2 ( ) (aq) (aq)A H O AH HO

Remarque : cas des acides et des bases forts

- Cas d’un acide fort :

Dans une solution d’acide fort, l’acide réagit totalement avec l’eau et la quantité de matière de AH restant peut être considérée comme nulle.

1 Le principe de Le Chatelier, ou loi générale de modération, déduite d'observations expérimentales, a été énoncé par Henry Le Chatelier en 1884.

À l’état final : n(H3O+)f = xmax = xf = c0 V [H3O+]f = c0 pH = – log [H3O+]f = – log c0

A RETENIR :

Le pH d’une solution aqueuse d’acide fort de concentration en soluté apporté c0 (en mol.L –1) est :

pH = – log c0

- Cas d’une base forte :

Tout comme l’acide fort, une base forte réagit totalement avec l’eau : l’état final, la quasi-totalité de la base forte A–, initialement présente, a réagit.

À l’état final : n(HO–)f = xmax = xf = c0 V [HO–]f = c0

e 3

K H O HOf f

e e

3

0

K KH O

HOf

fc

A RETENIR :

Le pH d’une solution aqueuse de base forte de concentration en soluté apporté c0 (en mol.L –1) est :

pH = pKe + log c0 (à 25°C : pH = 14 + log c0)

Exemples :

- Acides forts : HCℓ, HNO3, H2SO4, ...

- Bases fortes : NaOH (hydroxyde de sodium), NH2– (ion amidure), ...

- Les acides carboxyliques sont des acides faibles (Voir § 2.3) :

HCOOH CH3COOH CH3(CH2)16COOH

OH

O acide formique acide acétique acide stéarique acide benzoïque

- Les amines sont des bases faibles :

N(CH3)3

Triméthylamine (N,N-dimethylmethanamine)

- Les acides -aminés sont à la fois des acides faibles et des bases faibles ( Voir § 3.4.4) :

L ou S(+)-alanine L ou R(+)-cystéine Glycine L ou S(–)-tyrosine

0pH pK loge c (Voir §3.3)

3. Constante d’acidité d’un couple acido-basique

3.1. Définition [ PS n°1 ou ECE n°2]

Lorsqu’un acide faible HA est introduit en solution aqueuse, il réagit avec l’eau (base conjuguée du couple H3O+ /

H2O) selon la réaction d’équation :

(aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq)AH H O A H O

Lorsqu’une base faible A– est introduit en solution aqueuse, elle réagit avec l’eau (acide du couple H2O / HO–) selon la réaction d’équation :

(aq) 2 ( ) (aq) (aq)A H O AH HO

Dans les deux cas, lorsque le système chimique n’évolue plus, les concentrations molaires (en mol.L–1) des espèces chimiques HA et A– vérifient la relation :

3

A

H O AK

AH

Définitions

On appelle constante d’acidité dans l’eau d’un couple acide faible / base faible (AH / A–), une grandeur, sans dimension, notée KA, caractéristique du couple acido-basique et définie par :

3

A

1

3

1

1

A

H O concentration molaire en ion oxonium (en mol.L )

A concentration molaire en base faible (en mol.L )

AH concentration molaire en ac

H O

ide faible (en mol.L )

K con

A

s

KAH

tante d'acidité du couple AH / A (sans unité)

Le pKA d’un couple acide/base est une grandeur, sans dimension, comprise entre 0 et 14 et caractéristique du couple. Elle est définie par :

pKA = – log KA

Remarques :

- La constante d’acidité KA d’un couple dépend de la température ;

- La constante d’acidité KA est une constante d’équilibre ;

- L’analyse dimensionnelle de la relation ci-dessus nous indique qu’en toute rigueur, il faudrait écrire :

3

A 0

H O AK

AH c

(avec c0 = 1 mol.L–1)

- Lorsque les acides et les bases sont forts, leur réaction sur l’eau est totale (complète) : il n’y a donc plus d’équilibre, et on ne peut pas définir une constante d’équilibre (constante d’acidité).

Exemple : HCℓ (acide fort) n’existe pas dans l’eau.

(g) (aq) (aq)HC H C

2 ( ) (aq) 3 (aq)H O H H O

(g) 2 ( ) 3 (aq) (aq)HC H O H O + C

- Plus un acide est fort plus son pKA est petit, de même plus une base est forte plus son pKA est grand :

Valeurs des pKA de quelques couples acide/base à 25°C

Nom de l’acide Formule de l’acide Formule de la base pKA

Ion oxonium H3O+ H2O 0

Eau H2O HO– 14

Chlorhydrique HCℓ Cℓ– –3

Ion ammonium NH4+ NH3 9,2

Sulfurique H2SO4 HSO4– –3

Ion hydrogénosulfate HSO4– SO4

2– 2

Éthanoïque CH3COOH CH3COO– 4,8

Méthanoïque HCOOH HCOO– 3,8

Carbonique H2CO3 HCO3– 6,4

Ion hydrogénocarbonate HCO3– CO3

2– 10,3

Exercice : déterminer la concentration en ion ammonium NH4

+ dans une solution d’ammoniac NH3 de pH = 10 et de

concentration en ammoniac [NH3] = 5,0 10–4 mol.L–1.

Réponse :

Par définitions, 3 3

A

4

H O NHK

NH

et [H3O+] = 10–pH donc pH

3

4

A

10 NHNH

K

A.N. : 10 4

4 10

10 5,0 10NH

6,3 10

= 7,9 10–5 mol.L–1

3.2. Domaines de prédominance

Soit un couple acide faible/base faible présent dans une solution aqueuse dont on connait le pH. Les deux espèces chimiques (AH et A–) sont présentes simultanément dans la solution :

(aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq)AH H O A H O

Les concentrations de ces espèces vérifient les relations suivantes :

3

A

H O AK

AH

avec pH

3H O 10

Soit : A

3

K AHH O

A

3 Alog H O log K log

AH

A

ApH pK log

AH

A

On obtient alors :

A

ApH pK log

AH

Trois situations possibles :

Si [A–] = [AH] alors pH = pKA ;

Si [A–] < [AH] alors pH < pKA car

A1

AH

et

log 0

A

AH

: l’espèce acide AH est majoritaire (prédomine) ;

Si [A–] > [AH] alors pH > pKA car

A1

AH

et

log 0A

AH

: l’espèce basique A– est majoritaire (prédomine) ;

On peut ainsi définir des domaines de prédominance de chaque espèce chimique (acide ou base).

Définitions

On dit qu’une espèce chimique X prédomine sur une espèce chimique Y dès que [X] > [Y] ;

Le pH d’une solution contenant un acide faible AH et sa base conjuguée A– est lié au KA du couple par la relation :

A

éq

éq

ApH pK log

AH

(équation de Henderson-Hasselbach)

Le domaine (ou diagramme) de prédominance d’un couple acide faible/base faible est un axe gradué de pH sur lequel apparaissent les espèces qui prédominent en fonction de sa valeur par rapport au pKA du couple :

Exercice : le pKA du couple NH4

+ / NH3 est 9,2. Représenter le diagramme de prédominance de l’ammoniac.

Réponse :

Remarque : le diagramme de distribution (Voir PS n°1)

Un diagramme de distribution représente les proportions (pourcentage) de l’acide faible et de la base faible du couple acido-basique en fonction du pH :

La construction d’un tel graphique permet de déterminer expérimentalement le pKA d’un couple acido-basique.

[NH4+] [NH3]

pH

9,2

pH

[AH]éq > [A–]éq

La forme acide (AH) prédomine

pKA

[AH]éq = [A–]éq

[A–]éq > [AH]éq

La forme basique (A–) prédomine

Exemple : le diagramme de distribution du couple dioxyde carbone permet de retrouver ses deux pKA (6,4 et 10,3).

3.3. Le produit ionique de l’eau

L’eau étant neutre, elle contient la même quantité, en proportion très faible, d’ions H3O+ et HO¯. Dans l’eau et dans

toute solution aqueuse se produit une transformation limitée appelée « autoprotolyse de l’eau », dont l’équation chimique est la suivante :

2 H2O(ℓ) H3O+

(aq) + HO¯(aq)

Cette réaction explique la formation des ions oxonium et hydroxyde dans l’eau pure et permet de relier leurs concentrations par une équation, vraie pour toute solution aqueuse : [H3O

+] × [HO¯] = 10–14 = Ke.

Ke est appelé « produit ionique de l’eau », il est sans unité et toujours égal à 10–14 à 25°C.

Définitions

Le produit ionique de l’eau est une grandeur sans dimension, notée Ke et définie par :

1

3 éq

e 3

q

é 1

é

éq q

H O concentration en ion oxonium à l'équilibre (en mol.L )

HO concentration en ion hydroxyde à l'équilibre (en mol.L

K O HO)

H

Le pKe de l’eau est une grandeur, sans dimension, qui dépend de la température et définie par :

pKe = – log Ke

Remarques :

- À 25°C, quelle que soit la concentration des ions oxonium, on aura toujours Ke = 1,0 10–14 soit pKe = 14,0 ;

Ainsi, connaissant le pH de la solution, on peut calculer la concentration en ion hydroxyde [HO–]éq.

- L’analyse dimensionnelle implique qu’en toute rigueur, il faudrait écrire :

3 éq éq

e 0 0

HOH OpK

c c

(avec c0 = 1,0 mol.L–1)

3.4. Applications 3.4.1. Contrôle du pH dans un milieu biologique

Voir exercice n°33 p346

3.4.2. Les indicateurs colorés [TP n°2 & PS n°1]

Définition

Un indicateur coloré de pH est une espèce chimique qui a la capacité de changer de couleur en fonction de l’acidité (au sens de Brønsted) du milieu dans lequel il se trouve.

L’hélianthine est un colorant organique qui peut présenter, en solution aqueuse, deux formes de couleurs différentes :

- La première forme de l’hélianthine est de couleur rouge, sa formule est HN3C14H14SO3, elle sera notée HInd.

- La deuxième forme de l’hélianthine est de couleur jaune, sa formule est N3C14H14SO3-, elle sera notée Ind–.

Lorsqu’on ajoute de l’acide chlorhydrique, la solution se colore en rouge

Au départ, la solution est de couleur jaune-orangée

Lorsqu’on ajoute de l’hydroxyde de sodium, la solution se colore en jaune

Interprétation :

Rouge Jaune – orangé Jaune

La forme colorée acide HInd impose la couleur, [HInd] [Ind–].

L’expérience montre qu’il en est ainsi si

[HInd] 10 [Ind–].

HInd est la forme prédominante.

[HInd] [Ind–]

La forme colorée basique Ind– impose la couleur [Ind–] [HInd].

L’expérience montre qu’il en est

ainsi si [Ind–] 10 [HInd].

Ind– est la forme prédominante.

Ind–(aq) + H3O+

(aq) HInd(aq) + H2O

HInd(aq) Ind–(aq) + H+

(aq)

HInd(aq) + HO–(aq) Ind–

(aq) + H2O

A RETENIR :

Les indicateurs colorés acido-basiques sont constitués par des couples acide/base dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes et le changement de couleur d’une solution contenant un indicateur coloré à lieu pour une valeur particulière du pH. Exemples :

3.4.3. Les solutions tampon

Dans le corps humain, le pH du sang est maintenu de manière précise entre 7,35 et 7,45. Cette régulation est assurée par la présence de plusieurs couples acido-basiques, dissous dans le plasma sanguin et qui exercent un effet dit « tampon ».

Définition

On appelle solution tampon, une solution dont le pH varie peu malgré l’ajout d’une quantité modérée d’acide, de base ou lors d’une dilution modérée. Si l'un de ces trois critères n'est pas vérifié alors la solution est une solution pseudo-tampon.

Le pH d’une solution tampon est donné par la relation d’Henderson :

éq

A

éq

ApH pK log

AH

Pour préparer une solution tampon, on peut mélanger un acide faible AH et sa base conjuguée A– à des concentrations voisines. Si les concentrations sont identiques alors le pH de la solution tampon sera égal au pKA du couple. C’est pourquoi, le couple AH/A– est choisi en fonction de son pKA qui doit être proche du pH de la solution tampon que l’on souhaite obtenir.

Si on ajoute un acide fort à la solution tampon, il se produit la réaction d’équation suivante :

(aq) 3 (aq) (aq) 2 ( )A H O AH H O

Si on ajoute une base forte à la solution tampon, il se produit la réaction d’équation suivante :

(aq) (aq) (aq) 2 ( )AH HO A H O

Dans les deux cas, si la quantité d’acide fort ajouté ou de base forte ajoutée est inférieure aux quantités d’acide AH ou de base A– initiales, alors les concentrations [HA] et [A–] varient peu, ce qui n’entraîne qu’une (très) faible variation du pH de la solution : c’est « l’effet tampon ».

Exemples de solutions tampon : CH3COOH avec CH3COO–, ou encore NH4+ avec NH3

Remarque : on évalue la capacité d'une solution tampon à lutter contre les changements de pH par son « pouvoir tampon ».

RRéégguullaattiioonn dduu ppHH ssaanngguuiinn

Le principal système tampon acido-basique qui assure la régulation du pH dans le corps humain est le couple acide carbonique/ ion bicarbonate (pKA (H2CO3/HCO3

–) = 6,37) :

anhydrase carbonique

3 (aq) (aq) 2 3 (aq) 2 2 (aq)HCO H H CO CO ,H O

Cette réaction est fortement déplacée vers la droite et catalysée par une enzyme plasmatique, l'anhydrase carbonique.

Ainsi, le pH du sang est donné par l'équation de Henderson-Hasselbach :

3sang

2 3 sang

HCOpH 6,37 log

H CO

Exercice : on réalise une solution tampon en mélangeant de l’ammoniac NH3 et des ions ammonium NH4+ afin

d’obtenir les concentrations suivantes :

[NH3] = 1,0 10–2 mol.L–1 et [NH4+] = 1,6 10–2 mol.L–1

Quel sera le pH de cette solution tampon ?

Donnée : pKA (NH4+/NH3) = 9,2

Réponse :

Par définition, le pH de la solution est donné par la relation suivante : 3

4

NHpH 9,2 log

NH

A.N. : 2

2

1,0 10pH 9,2 log

1,6 10

= 9,0

4. Les acides -aminés 4.1. Définition

Les acides -aminés jouent un rôle fondamental en biochimie comme constituants élémentaires des protéines : elles servent de « briques » de construction des protéines. Ce sont des molécules organiques comportant deux groupes fonctionnels : sur un même atome de carbone se trouve un groupe carboxyle (–COOH), responsable de la nature acide de la molécule, et un groupe amine (–NH2), responsable da la nature basique de la molécule :

Le radical, va conférer à l'acide -aminé ses propriétés, qui vont le distinguer des autres, car tous possèdent les fonctions acide carboxylique et amine, leur donnant des propriétés analogues.

Remarque : en solution comme à l'état solide, il y a transfert du proton de l'acide carboxylique sur l'amine pour donner une entité neutre, appelée zwitterion (ou amphion) :

Les acides -aminés ont donc un comportement amphotère.

4.2. Domaine de prédominance :

Les acides carboxyliques

pH

[R—CO2H]éq > [R—CO2–]éq

La forme acide (R–CO2H) prédomine

[R—CO2–]éq > [R—CO2H]éq

La forme basique (R–CO2–) prédomine

pKe pKA

[R—CO2H]éq = [R—CO2–]éq

0

–COOH désigne la fonction acide carboxylique –NH2 désigne la fonction amine –R est un radical

Les amines

Les acides -aminés

Exemples :

Nom Symbole Formule

semi-développée pKA1

(―COOH) pKA2

(―COOH)

Glycine Gly (G) +H3N—CH2—COO– 2,35 9,78

Alanine Ala (A) +H3N—CH(CH3)—COO– 2,35 9,87

5. Les titrages acido-basiques

Voir chapitre 2 « Titrages pH-métriques » Pour aller plus loin :

- Wikipedia.org (Acide aminé) ; - Wikipedia.org (Équation de Henderson-Hasselbalch) ; - Wikipedia.org (Indicateurs colorés de pH) ;

- Wikipedia.org (Dosage) ; - Les acides aminés.

pH R–CO2

–

prédomine

pKe

R–CO2H

prédomine

R–NH3+

prédomine

0

R–NH2

prédomine

pKA2

[R–NH3+]éq = [R–NH2]éq

pKA1

[R–CO2H]éq = [R–CO2–]éq

pH= 1

2 (pKA1 +

pH

[R–NH3+]éq > [R–HN2]éq

La forme acide (R–NH3+) prédomine

[R–HN2]éq > [R–NH3+]éq

La forme basique (R–NH2) prédomine

pKe 0 pKA

[R–NH3+]éq = [R–NH2]éq

KA1 KA2

Chapitre 1 : Les acides et les bases

Les objectifs de connaissance :

- Définir le pH d’une solution aqueuse ;

- Définir un acide et une base selon la théorie de Brönsted ;

- Définir et utiliser la constante d’acidité d’un couple acide-base ;

- Définir le produit ionique de l’eau ;

- Définir un état d’équilibre.

- Représenter/utiliser/interpréter le domaine de prédominance d’un couple acide/bas ;

- Interpréter/utiliser le diagramme de distribution d’un couple acide/base ;

- Définir une solution tampon ;

- Définir un indicateur coloré.

Les objectifs de savoir-faire :

- Mesurer le pH d’une solution aqueuse [TP n°1] ;

- Déterminer le pKA d’un couple acido-basique [PS n°1].

Je dois savoir Oui Non

- Définition des mots : pH, pH-mètre, acide (faible et fort), base (faible et forte), constante

d’acidité, produit ionique de l’eau, état d’équilibre, solution tampon,

indicateur coloré, acide/base faibles, acide -aminé.

- Calculer [H3O+] à partir du pH d’une solution aqueuse et inversement. (cf. §1.1)

- Écrire la demi-équation acido-basique d’un couple. (cf. §2.1)

- Écrire l’équation de la réaction acido-basique entre deux couples acide/base. (cf. §2.3)

- Calculer le KA (ou le pKA) d’un couple acido-basique. (cf. §3.2)

- Représenter/utiliser le domaine de prédominance d’un couple acido-basique. (cf. §3.3)

- Interpréter/utiliser le diagramme de distribution d’un couple acido-basique. (cf. §3.3)

- Calculer le pH d’une solution tampon. (cf. §3.4)

- Domaines de prédominance des acides carboxyliques, des amines et des acide -aminés (cf. §3.6.3)