Comportement des acides et des bases dans l'eau
Sommaire de la page:
Acides et bases en solution aqueuse
Les acides et les bases en solutions aqueuses sont dissociés ou dissocient l'eau elle-même:
AH <==> H+ + A-
H2O <==> H+ + OH-
B + H+ <==> BH+
Ces réactions sont équilibrées et la constante d'équilibre s'écrit:
[H+][A-] [B][H+]
Ka = -------- Ka = ------- Ke = [H+][OH-]
[AH] [BH+]
avec:
[H+],[A-],[AH] concentration (mole/litre) de H+, A- et AH
[BH+],[B],[OH-] concentration (mole/litre) de BH+, B et OH-
La force d'un acide est sa capacité à libérer un ion H+.
La force d'une base est sa capacité à combiner un ion H+.
Les acides forts sont donc en équilibre avec des bases faibles.
Les acides faibles sont en équilibre avec les bases fortes.
La force des acides et des bases est représentée par la constante
d'équilibre Ka dite constante d'acidité, ou plus commodément par -logKa
(logarithme décimal), encore désigné par le symbole pKa.
Quelques valeurs de pKa
===============================
Couple acido-basique pKa
--------------------- -----
ac.carbonique/carbonate 6,4
ac.formique/formiate 3,75
ac.acétique/acétate 4,75
phénol/phénolate 9,9
ammonium/ammoniac 9,2
===============================
Les polyacides se voient attribuer autant de valeur de pKa que de fonction acide:
===============================
Couple acido-basique pKa
--------------------- -----
H3PO4/H2PO4- 2,1
H2PO4-/HPO42- 7,2
HPO42-/PO43- 12,4
===============================
Valeurs de pKe
============================================
Tre (°C) 0 20 30 50 60 100
-------- ---- ---- ---- ---- ---- ----
pKe 14,9 14,2 13,8 13,3 13,0 12,4
============================================
pH des solutions d'acides
Acides forts
Les acides forts sont totalement dissociés.
AH --> A- + H+
La concentration en H+ de la solution est donc égale à la concentration initiale C en acide.
pH = -logC
Acides faibles
Les acides faibles sont peu dissociés tant que leur concentration n'est pas trop faible.
Le tableau ci-dessous donne le pourcentage de dissociation de l'acide en fonction de sa concentration initiale:
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C pKa du couple acido-basique
mol/l 1 2 3 4 5
----- ---- ---- ---- ---- ----
10-1 62% 27% 10% 3% 1%
10-2 100% 62% 27% 10% 3%
10-3 100% 62% 27% 10%
10-4 100% 62% 27%
10-5 100% 62%
10-6 100%
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Pour des acides de pKa>4 et des concentrations >10-2
mole/litre, la dissociation peut être négligée. Le pH peut être calculé
par l'expression simplifiée suivante:
pH = 1/2pKa - 1/2logC
Mélanges d'acides faibles
Le pH des mélanges d'acide faible en solution peut être calculé par les expressions suivantes:
[H+] = racine(Ka1.C1 + Ka2.C2)
pH = -log[H+]
pH des solutions de bases
Bases fortes
Les bases fortes sont totalement dissociées.
BOH --> B+ + OH-
[OH-] = C
pH = pKe + logC
Bases faibles
Les bases faibles (pKa<12) sont peu dissociées.
Pour des concentrations pas trop faibles (C>10-4 mole/litre) la dissociation de la base peut être négligée: [B]=C
pH = 1/2(pKa + pKe + logC)
Pour des concentrations très faibles (C<10-4 mole/litre) la dissociation ne peut plus être négligée: [B] différent de C
Le tableau ci-dessous donne le pH de solutions de bases de différentes forces et pour différentes concentrations:
========================================
C pKa de la base
mol/l 9 10 11 12 13
----- ---- ---- ---- ---- ----
10-1 11,0 11,5 12,0 12,4 12,8
10-2 10,5 11,0 11,4 11,8 12,0
10-3 10,0 10,4 10,8 11,0 11,0
10-4 9,4 9,8 10,0 10,0 10,0
10-5 8,8 9,0 9,0 9,0 9,0
10-6 8,0 8,0 8,0 8,0 8,0
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pH de solutions de sels
On apelle un sel le résultat de la combinaison d'un acide et d'une base.
AH + BOH --> AB + H2O
Sels neutres
Les sels résultats de la réaction d'un acide fort et d'une base forte sont neutres. Le pH de la solution de tels sels est de 7.
Exemple: NaCl, Na2SO4
Sels acides
Les sels résultats de la réaction d'un acide fort et d'une base faible sont acides. Le pH de solutions de tels sels est <7.
Exemple: NH4Cl
Sels basiques
Les sels résultats de la réaction d'un acide faible et d'une base
forte sont basiques. Le pH de solutions de tels sels est >7.
Exemple: Na2CO3
Neutralisation
Le terme de neutralisation est employé pour:
- amener la solution à un pH de 7 (pour le traitement d'un effluent par exemple)
- faire réagir une quantité équivalente d'acide et de base (pour une analyse)
Selon la force de l'acide et la base en jeu, les quantités peuvent varier.
Base forte par un acide fort
Au cours de la neutralisation, la variation de pH est d'abord
faible, puis aux alentours de la neutralité stoechiométrique un saut
rapide de pH le fait passer de l'acidité à la basicité.
La neutalisation stoechiométrique intervient pour un pH de 7.
La concavité de la courbe est tournée vers le haut avant la neutralité,
et elle est tournée vers le bas après la neutralisation. Le point de
neutralisation est au point d'inflexion de la courbe. Il peut être
déterminé graphiquement.
Base faible par acide fort
Acide faible par base forte
La courbe de neutralisation présente un palier aux alentours de la
zone de demi-neutralisation autour duquel le pH varie peu. Le pH à la
demi-neutralisation est égal au pKa.
Polyacides par base forte
La neutralisation des différentes acidités se produit
successivement. A chacun des points de neutralisation, correspond un
saut de pH.
Entre chaque point de neutralisation, un palier pour des valeurs de pH égales aux pKa des couples acido-basiques.
Mélanges tampons
La courbe de neutralisation d'un acide faible par une base forte
présente un palier autour de la zone de demi-neutralisation autour
duquel le pH varie peu.
Le pH peut être calculé par la formule suivante:
[sel formé]
pH = pKa + log ---------------
[acide restant]
Le pH d'une solution d'un mélange d'acide faible et de son sel de
base forte (sel de sodium ou de potasse par exemple) en proportion
équimolaire (1 mole pour 1 mole), est alors égal la valeur du pKa du
couple acido-basique.
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