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Acides Bases Théorie de Brönsted

Acides Bases Théorie de Brönsted. pH d’une solution acido-basique. Le pH d’une solution est défini par pH = - log[H 3 O + ] où [H 3 O + ] est exprimé en mol.L -1 On peut déterminer la concentration [H 3 O + ] à partir du pH [H 3 O + ]=10 -pH. Produit ionique de l’eau.

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Acides Bases Théorie de Brönsted

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Presentation Transcript

  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

  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

  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 faibleSolution 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

  17. Les amines • Couple ion ammonium/amine • pKa à 25 °C

  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

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