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Acides Bases
Théorie de Brönsted
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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
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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+]
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Famille d’acides et
Famille de bases
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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, …
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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.
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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
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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)
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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
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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
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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
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Couple acide faible/base faible
Solution tampon
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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
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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 :
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Domaines de prédominance
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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
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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
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Les acides α-aminés
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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)
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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