Réaction chimique par échange de proton

Réaction chimique par échange de proton

Réaction chimique par échange de proton

1. Comment définir et mesurer le pH ?

1.1 Définition du pH

Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H3O+(aq). La valeur de la concentration molaire [H3O+] peut varier entre quelques mol.L-1 et 10-14mol.L-1.

En 1909, Sorensen proposa une grandeur plus facile à manipuler, le pH :

Pour une solution aqueuse  diluée, [H3O+]≤ 0.05 mol.L-1, le pH est défini par :

                                               pH = - log [H3O+]

Le pH est une grandeur sans unité. Inversement, la connaissance du pH permet de calculer la concentration molaire en ions H3O:

                                               [H3O+] = 10-pH

Le pH augmente d’une unité lorsque la concentration est divisée par 10. Plus généralement :

Le pH augmente lorsque la concentration [H3O+] diminue.

Le pH diminue lorsque la concentration [H3O+] augmente.

1.2  Mesure du pH

Il est mesuré avec un pH-mètre

Pour indiquer une valeur fiable du pH, un pH-mètre doit être préalablement étalonné avec des solutions étalons de pH connu.

L’incertitude sur la mesure d’un pH est de l’ordre de 0,05 unité. Une telle incertitude correspond à une incertitude relative de l’ordre de 10%.

Toute concentration   [H3O+] déduite d’une mesure de pH doit être exprimé avec, au plus, deux chiffres significatifs.

2 Qu’est-ce qu’un équilibre chimique ?

2.1 Etude expérimentale

Soit une solution S1 d’acide éthanoïque, de concentration en soluté apporté C1 = 1,0. 10-2 mol.L-1 et de volume V1 = 100,00 mL. Son pH est de 3,4.

Le tableau d’avancement associé à la réaction étudiée s’écrit :

Equation

 

CH3CO2H (aq)        +       H2O(l)              ↔    CH3CO2-(aq)        +       H3O+(aq)

Etat initial

X = 0

C1V1

Solvant

0

0

Etat intermédiaire

x

C1V1 - x

Solvant

x

x

Etat final

xf

C1V1 – xf

Solvant

xf

xf

 

L’avancement maximal xmax sera atteint si l’acide éthanoïque était totalement consommé :

C1V1 – xmax = 0, soit  xmax = C1V;

xmax = 1,0.10-2.100,00.10-3= 1,0.10-3 mol.

D’après le tableau d’avancement, l’avancement final xf est :

xf = nf (H3O+), soit  xf = [H3O+]f.V1 = 10-pH. V1

d’où xf = 10-3,4 . 100,0. 10-3 = 4,0. 10-4 mol.

Comme xf < xmax, on dit que la réaction n’est pas totale : elle est donc limitée. Les réactifs et les produits coexistent dans l’état final.

2.2 Notion d’équilibre chimique

A partir de l’état final, l’ajout à volume constant :

- de quelques gouttes d’acide provoque une diminution du pH

-d’éthanoate de sodium provoque une augmentation du pH.

Donc, on agit directement sur le sens de la réaction :

→           sens direct

←           sens inverse

Un système chimique atteint un état d’équilibre lorsque, dans l’état final, les réactifs et les produits sont simultanément présents.

L’équation de la réaction s’écrit alors avec une double flèche qui traduit le fait que deux réactions, inverses l’une de l’autre, peuvent se produire simultanément dans le système.

3  Que sont un acide et une base dans la théorie de Bronsted ?

3.1 Acide et base

Un acide est une espèce capable de céder au moins un proton H+ (ou ion hydrogène).

HA (aq) → A-(aq) + H+(aq)                           ou          BH+(aq)                → B(aq) + H+(aq)

 Une base est une espèce capable de capter au moins un proton H+ (ou ion hydrogène).

A-(aq) + H+(aq)  → HA(aq)                           ou          B(aq) + H+(aq) → BH+(aq)

3.2 Couple acide/base

Un couple acide base HA/A- ou BH+/B, est défini par la demi équation acido-basique :

HA  ↔ A- + H+                   ou                          BH+  ↔ B + H+

L’acide et la base sont dits conjugués.

3.3 Les couples de l’eau

H3O+(aq)/H2O(l)              et           H2O(l)/HO-(aq)

L’eau est à la fois un acide et une base : on dit que l’eau est une espèce amphotère ou ampholyte.

3.4  Réaction acido-basique et transfert de protons

Soit les couples      HA(aq)/A-(aq)

et                           H3O+(aq)/H2O(l)

                La réaction qui aura lieu entre HA(aq) et H2O(l) s’écrira ainsi :

         HA  ↔ A- + H+

H2O + H + ↔ H3O+

soit                        HA + H2O ↔ A- + H3O+

Il y a bien un transfert de proton entre l’acide 1 du couple et la base 2 du couple 2.

3.5 Acide faible- base faible

Un acide est dit faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale :

HA + H2O ↔ A- + H3O+

Les acides carboxyliques par exemple sont des acides faibles.

Une base est dite faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale :

A-     + H2O ↔ HA + HO-

Les ions carboxylate et les amines sont par exemple des bases faibles.

Il existe également des amphyons ou zwitterions qui résultent du transfert interne d’un proton H+ du groupe carboxyle vers le groupe amine d’un acide α-aminé. 

 

4 Qu’est-ce qu’une constante d’acidité ?

4.1 Produit ionique de l’eau.

H2O étant à la fois un acide et une base, une molécule d’eau peut donc réagir avec elle-même :

H2O(l) + H2O(l) ↔ HO-(aq) + H3O+(aq)

Cette réaction est appelée autoprotolyse de l’eau. Elle est très limitée dans le sens direct.

Le produit ionique de l’eau est défini par Ke = [H3O+]eq.[ HO-]eq.

Les concentrations sont  en mol.L-1.

Ke n’a pas d’unité et ne dépend que de la température.

A 25°C, Ke = 10-14.

On définit également le pK: pKe = - log Ke        soit        Ke = 10-pKe            donc pKe = 14 à 25° C.

4.2  Solutions neutre, acide, basique

Solution neutre:             [H3O+]eq = [ HO-]eq,          pH = 1/2pKe        A 25°C, pH = 7,0

Solution acide:                [H3O+]eq > [ HO-]eq,          pH < 1/2pKe

Solution basique:           [H3O+]eq > [ HO-]eq,          pH > 1/2pKe

4.3 Constante d’acidité KA et pKA

HA + H2O ↔ A- + H3O+

KA  = [A-]eq.[ H3O+]eq/ [HA]eq

Par definition pKA = - log KA  soit pKA = 10-pKA