Revenons en arrière jusqu’en A)

Certains oxacides avaient la propriété d’avoir plus qu’un proton à céder.

F) Acides polyprotiques

N O HO SO O

O

O

HHPO O

O

O

H H

H

Acide NitreuxHNO2

Acide SulfuriqueH2SO4

Aide PhosphoriqueH3PO4

Définition: acides possédant plus d’un proton ionisable par molécule. Chacun des H+ ionisables se dissocie séparément, avec une valeur de Ka différente.

Exemples:- H2CO3 (sang, coca-cola)- (COOH)2, acide oxalique (rhubarbe, persil)

Acides polyprotiques

H3PO4(aq) + H2O H3O+(aq)

+ H2PO4-(aq)

Ka1 =7,1 x 10-3

H2PO4-(aq) + H2O H3O+

(aq) + HPO4

2-(aq)

Ka2 =6,3 x 10-8

HPO42-

(aq) + H2O H3O+(aq)

+ PO43-

(aq)

Ka3 =4,2 x 10-13

Ka1 est environ 100 000 fois plus grand que Ka2, qui est environ 100 000 fois plus grand que Ka3.

Exemple théorique: H3PO4

Pourquoi?

1. Le premier H+ doit vaincre l’attraction de H2PO4

-. Le deuxième H doit, lui, vaincre l’attraction de HPO4

2- qui est 2 fois plus négatif.

2. Principe de Le Chatelier: production d’ions H3O+ favorise la réaction inverse

H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4-

H2PO4-+ H2O H3O+ + HPO4

2-

HPO42- + H2O H3O+ + PO4

3-

Calculez le pH d’une solution aqueuse de H3PO4 à 5,0 mol/L et la concentration des espèces ioniques H2PO4

-, HPO42- et PO4

3- dans cette solution.

1- Espèces en solution : H3PO4 et H2O

Exemple numérique: H3PO4

2-H3PO4(aq) + H2O H3O+

(aq) + H2PO4

-(aq)

Ka1 = 7,1 x 10-3

H2PO4-(aq) + H2O H3O+

(aq) + HPO4

2-(aq)

Ka2 =6,3 x 10-8

HPO42-

(aq) + H2O H3O+(aq)

+ PO43-

(aq)

Ka3 =4,2 x 10-13

2 H2O H3O++ OH-

Keau=1,0 x 10-14

Ka1 >>>>> Keau , H2O est donc une source négligeable d’H3O+

Comparant les Ka des différentes dissociations de H3PO4,

Ka1 = 7,1 x 10-3

Ka2 = 6,3 x 10-8

Ka3 = 4,2 x 10-13

Ka1 >>> Ka2 >>> Ka3

On peut dire que seule la première dissociation contribue significativement à l’augmentation d’ H3O+

Le tour de passe-passe

3- Ka = [H2PO4-(aq)][H3O+

(aq)] [H3PO4(aq)]

4- H3PO4(aq) + H2O H2PO4

- (aq) + H3O+

(aq)

5 0 0- x + x + x

5 – x x x

7,1 x 10-3 = x²/(5-x) si l’on applique l’approximation7,1 x 10-3 = x²/5 d’où x = 0,19Validation? 0,19/5 = 3,8% OK

Ne reste qu’à calculer le pH utilisant [H3O+]=0,19

pH = - log (0,19) = 0,72

Pour ce qui est des concentrations à l’équilibre, on n’a qu’à utiliser les Ka et les concentrations déjà trouvées

Ka2 = 6,3 x 10-8 = [H3O+(aq)][HPO4

2-(aq)]

[H2PO4-(aq)]

6,3 x 10-8 = (0,19)[HPO42-

(aq)] (0,19)[HPO4

2-(aq)] = 6,3 x 10-8 mol/L

Et ayant maintenant [HPO42-],

Ka3 = 4,8 x 10-13 = [H3O+][PO43-]

[HPO42-]

4,2 x 10-13 = 0,19 [PO43-]

6,2 x 10-8 [PO4

3-] = 1,4 x 10-19 mol/L

1- Solution concentrée

H2SO4(aq) + H2O HSO4-(aq) + H3O+

(aq)

I 0,80 0 0R - 0,80 + 0,80 + 0,80E 0 0,80 0,80

pH = - log [H3O+] = -log (0,80) = 0,10

Exercice H2SO4

2- Solution diluée

H2SO4(aq) + 2H2O 2H3O+(aq) + HSO4

-

(aq)

I 0,00050 0 0R - 0,00050 + 0,0010 +

0,00050E 0 0,0010

0,00050

pH = - log [H3O+] = -log (0,0010) = 3,0

3- Solution intermédiairePremière dissociation

H2SO4(aq) + H2O HSO4-(aq) + H3O+

(aq)

I 0,10 0 0R - 0,10 + 0,10 + 0,10E 0 0,10 0,10

Deuxième dissociationHSO4

-(aq) + H2O SO4

2-(aq) + H3O+

(aq)

I 0,10 0 0,10R - x + x + xE 0,10-x x 0,10 +

x

Ka2 = 1,1 x 10-2 = [H3O+(aq)][SO4

2-(aq)]

[HSO4-(aq)]

= (0,10 + x) (x)(0,10 – x)

Si on essaie l’approximation,x = 1,1 x 10-2

Validation? 1,1 x 10-2 / 0,10 = 11%L’approximation est NON-VALIDE

Résolution de la quadratique…0 = x² + 0,111x – 0,0011

… maths…

x= -0,12 ou 0,0092

[H3O+] = 0,10 + 0,0092 = 0,11

pH = - log (0,11) = 0,96