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Sommaire: Force des Acides et bases

• Force des acides
  • Constante d’acidité (K_a)
  • pK_a
• Force des bases
  • Constante de basicité (K_b)
  • pK_b
  • Force nulle
• Prédire si la réaction sera complète
• Constante d’autoprotolyse de l’eau (K_e)
• pH
  • Papier pH
    • Zone de virage
    • Indicateurs colorés
  • pH-mètre

Force des Acides et bases

Force des acides

• Tous les acides ne sont pas égaux.

  Exemple:
  On prépare une solution d’acide chlorhydrique (HCl) d’une part, et une solution d’acide acétique (HAc) d’autre part, toutes deux de même concentration. On y plonge des rubans de magnésium. On constate que l’acide chlorhydrique dissous rapidement le magnésium tandis que l’acide acétique est beaucoup plus lent.

  

  Si on teste la conductivité des solutions d’HCl et d’HAc (avant la dissolution du magnésium), on constate que l’acide chrlohydrique est nettement plus conductrice que celle d’acide acétique.

  

  On sait que ce sont les ions qui permettent le passage du courant électrique,
  on peut en déduire qu’HCl contient davantage d’ions.
  Si la solution d’HAc contient moins d’ions, c’est parce que la réaction de l’HAc avec l’eau est limitée à un équilibre.

  

• On peut relier la force des acides à leur capacité de se dissocier dans l’eau,
  ou de manière plus générale, à leur capacité à donner un proton à une autre espèce.

  L’acide chlorhydrique (HCl) est un acide fort puisque, lorsqu’il est mis en milieu aqueux,
  il réagit totalement avec l’eau pour former des ions chlorures et hydronium.

Constante d’acidité (K_a)

• Pour toute réaction soumise à un équilibre, on peut calculer une constante d’équilibre, K_C.
  Dans ce rapport, on peut négliger la présence de l’eau — puisqu’elle va au final peu varier au cours de cette équation, on peut la considérer comme constante.

  

• On utilise donc une variante de la constante d’équilibre: la constante d’acidité, notée K_a.
  La concentration de l’eau n’y apparaît pas

  Constante d'acidité (Ka):
  
  

• Plus un acide est fort, plus il cède facilement ses protons: l’équilibre sera donc plutôt déplacé vers la formation des produits,
  ce qui correspond à une valeur K_a élevée.

  Acide fort: Ka élevé
  

pK_a

• Les valeurs de K_a ne sont pas très pratiques à utiliser,
  on préfère utiliser pK_a, qui est égal à -log(K_a)

  Une variable commençant par un “p” (pH, pKa, pKb) indique toujours qu’on utilise -log.

• K_a et pK_a évoluent dans des sens opposés:
  Plus un acide est fort, plus K_A est grand et plus pK_A est petit.

  Acide fort: pKa faible
  

• Échelle de force des acides en fonction des valeurs de K_A et pK_a:

  

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Force des bases

• Les bases peuvent également être limitées à un équilibre,
  ce qui explique ques certaines bases sont plus fortes que d’autres.

  

Constante de basicité (K_b)

• Même principe que pour les acides, on va pouvoir écrire une constante d’équilibre
  dans laquelle la concentration de l’eau est constante.
  L’ensemble est une constante appelée la constante de basicité, notée K_B.

  Constante de basicité (Kb):
  
  

pK_b

• Les valeurs de K_b étant peu pratiques à manipuler, on utilise plutôt pK_b, qui est égal à -log(K_b)

• Plus une base est forte, plus elle captera facilement des protons à une autre espèce,
  et plus elle formera des ions hydroxyde (OH^-).
  Plus une base est forte, plus son acide conjugué va donner difficilement son proton,
  et plus son acide conjugué sera faible.

  

Force nulle

• Une réaction à l’équilibre se produira en cas de dissociation d’un acide faible.
  Les acides forts quant à eux se dissocient entièrement en solution, ce qui constitue une réaction complète.
  À ce stade, il n’y a pas d’équilibre et un acide fort n’aura donc pas de valeur K_A.

• La base conjuguée d’un acide fort n’a aucune tendance à capter un proton: elle est de force nulle.

  

• Tableau des pK_a et pK_b

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Prédire si la réaction sera complète

• Une réaction sera considérée complète si l’acide et/ou la base qui réagissent sont forts.
  Si l’acide et la base sont tous deux faibles, la réaction sera en principe limitée à un équilibre.

  Cela dit, lorsque la différence de pK_a est supérieure à 6, alors le rendement de la réaction est supérieur à 99.9% dans des conditions stoechimétriques. On considère dans ce cas que la réaction acide-base est complète.

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Constante d’autoprotolyse de l’eau (K_e)

• Pour obtenir l’équation bilan d’une réaction acide/base, on additionne les équations membre à membre.
  Et lorsqu’on simplifie, l’équation obtenue est celle de l’autprotolyse de l’eau.

  

• La constante de cette équation, la constante d’autoprotolyse de l’eau, notée K_e,
  est obtenue en multipliant K_a et K_b. Si on calcule K_a × K_b pour tous les couples acide/base,
  on obtient toujours la même valeur: 10^-14 (mol/L)².

  

  Constante d'autoproloyse de l'eau (Ke):
  10-14 (mol/L)²
  

  On peut ainsi passer de K_A à K_B (d’un même acide/base) grâce à K_e.

• Pour passer de K à pK, on calcule l’opposé du logarithme de cette équation: -log(10^-14) est égal à 14.
  Le logarithme d’un produit est égal à la somme des logarithmes donc pK_a + pK_b = 14

  

pH

• Le pH est une mesure de la concentration en ion hydrogène.

• Dans un milieu neutre, les concentrations en H₃O⁺ et OH^- sont identiques.

  

  On peut donc calculer que le pH en milieu neutre est -log(10^-7) = 7

  10-14 (mol/L)² = [H3O] ⋅ [OH] = [H3O]²
  [H3O] = √10-14 = 10-7 mol/L
  p(H3O) = -log(10-7) = 7
  

• Si on ajoute de l’acide dans l’eau, on ajoute une espèce qui conduit à la formation d’ions hydronium (H₃O⁺):
  la concentration en H₃O⁺ va devenir supérieure à celle de OH^- et le pH sera donc inférieur à 7.

  

  

• À l’inverse, on ajoute une base, on va avoir un excès d’ion hydroxyde (OH^-):
  la concentration en H₃O⁺ va devenir inférieure à celle de OH^- et le pH sera donc supérieur à 7.

  

  

• On peut alors créer une échelle de l’acidité en fonction du pH:

  pH=7: milieu neutre
  ph<7: milieu acide
  pH>7: milieu basique
  

  

Papier pH

• Le papier pH est utilisé pour mesurer l’acidité ou la basicité d’une solution.
  La papier est imbibé de molécules qui ont la capacité de changer de couleur en fonction de l’acidité du milieu environnant — des indicateurs colorés.

• Un indicateur coloré est un couple acide-base dont les deux formes ont des couleurs différentes.
  On peut ainsi repérer le caractère acide ou basique des solutions en regardant la couleur.

  Exemple:
  On utilise souvent le Bleu de bromothymol (C₂₇H₂₈Br₂O₅S) comme indicateur coloré.
  Sa forme acide est jaune, et la forme basique est bleue.

  

  Dans un milieu acide, on aura une plus grande quantité d’ions H₃O⁺, l’équilibre va donc avoir tendance à se déplacer vers la formation de réactifs, donc la forme acide de l’indicateur coloré (HIn) — qui est jaune dans le cas du bleu de bromothymol.

  Dans un milieu basique, on aura une concentration H₃O⁺ très faible, l’équilibre va donc avoir tendance à se déplacer vers la formation de produits, donc la forme basique de l’indicateur coloré (In^-) — bleu pour le bleu de bromothymol.

Zone de virage

• On appelle zone de virage l’intervalle de pH dans lequel un indicateur coloré change de couleur.

  Exemple:
  Pour le bleu de bromothymol:
  En-dessous de 6.1, on est dans un milieu relativement acide, la solution vire au jaune.
  Au-delà de 8.1, on est dans un milieu relativement basique, la solution vire au bleu.
  Et entre les deux, on aura un mélange des deux espèces, soit un mélange de jaune et de bleu: du vert.
  La zone de virage du bleu de bromothymol est 6.1—8.1.

  

• On considère généralement que la zone de virage d’un indicateur est déterminée par son pK_a
  et s’étend de pKa – 1 à pKa + 1 — ce qui correspond à une concentration 10 fois supérieure d’une espèce sur l’autre.

  Néanmoins, en fonction des intensités et des contrastes de couleur des formes acide et basique,
  les zones de virage peuvent en pratique un peu s’écarter de ces critères.

  Exemple:

  • La constante d’acidité (K_a) du bleu de bromothymol vaut 10^7.1.

    

  • On considère généralement que, pour que la forme acide (HIn) d’un couple impose sa couleur,
    elle doit être à une concentration 10 fois supérieure à celle de la forme basique (In^-).

    Pour le bleu de bromothymol, si on exprime K_a en prenant en compte ce rapport,
    on trouve que la concentration en H₃O⁺ doit valoir 6.1 pour que la forme acide impose sa couleur — jaune.

    

  • Même principe, pour que la forme basique (In^-) d’un couple impose sa couleur,
    il faut que sa concentraiton soit au moins 10 fois supérieure à celle de la forme acide (HIn).

    Pour le bleu de bromothymol, si on exprime K_a en prenant en compte ce rapport,
    on trouve que la concentration en H₃O⁺ doit valoir 8.1 pour que la forme basique impose sa couleur — bleu.

    

Indicateurs colorés

• Il existe de nombreux indicateurs de pH, chacun avec sa zone de virage, donc de changement de couleur.

  

  Liste d’indicateurs colorés

• En mélangeant plusieurs indicateurs colorés différents, il devient possible de créer un indicateur coloré “universel”, présentant une teinte spécifique par unité de pH. C’est de ce mélange d’indicateurs que sont imbibés les papiers indicateurs de pH.

  

pH-mètre

• Les papiers indicateurs ne donnent pas une valeur précise du pH.
  Dans des cas où il est nécessaire de déterminer de manière précise la valeur du pH, les chimistes emploient un appareil appelé pH-mètre.

  Son composant clé est une électrode à plonger dans la solution. Une différence de potentiel due à la différence de concentration en protons à l’intérieur et à l’extérieur de l’électrode de pH est mesurée et l’appareil convertit cette différence de potentiel en une valeur de pH.

  

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