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1
Constante d'acidité
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A
Constante d'acidité
Un acide AH(aq) réagit avec l'eau H2O(l) selon la réaction d'équation :
AH(aq)+H2O(l)⇄A−(aq)+H3O+(aq)
Si cette réaction est totale, alors cet acide est dit fort. On utilise alors le symbole → pour l'équation de la réaction. Si cette réaction est équilibrée, c'est un acide faible.
Un couple acide faible/base faible AH(aq)/A−(aq) est caractérisé par sa constante d'acidité KA, correspondant à la réaction de l'acide avec l'eau et ne dépendant que de la température :
KA=[AH]eq⋅c∘[H3O+]eq⋅[A−]eq
KA : constante d'acidité
[H3O+]eq : concentration en ion oxonium (mol⋅L-1)
[A−]eq : concentration de la forme basique (mol⋅L-1)
[AH]eq : concentration de la forme acide (mol⋅L-1)
c∘ : concentration standard égale à c∘=1 mol⋅L-1
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Éviter les erreurs
Les concentrations sont toutes exprimées en (mol⋅L-1).
Les constantes KA et Ke n'ont pas d'unité.
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Pas de malentendu
Lorsqu'une réaction est limitée, on dit qu'elle atteint un état d'équilibre. Attention, cet état d'équilibre est dynamique, c'est-à-dire que la réaction directe et la réaction inverse se produisent simultanément, à la même vitesse.
Raisonner sur la constante d'acidité ou sur le pKA amène à la même conclusion. L'une se base sur des puissances de 10 négatives tandis que l'autre est comprise entre 0 et 14 dans l'eau.
La dangerosité d'un acide n'est pas liée à sa force, mais à sa concentration en solution.
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Vocabulaire
Acide (ou base) faible
Acide (ou base) fort(e)
Acide (ou base) faible : acide (ou base) dont la réaction avec l'eau est équilibrée.
Acide (ou base) fort(e) : acide (ou base) qui réagit totalement avec l'eau.
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B
Échelle des pKA
Le pKA d'un couple acide-base est défini par :
pKA=−log(KA) ou KA=10−pKA
Plus le pKA du couple est grand (ou plus la constante d'acidité est petite), moins l'acide se dissocie dans l'eau.
En effet, plus [AH]eq est grand par rapport à [A−]eq, plus la constante
KA est petite. Ainsi, plus le pKA d'un acide est grand, plus cet acide
est faible.
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C
Constante d'acidité de l'eau
L'eau H2O(l) appartient à deux couples acide-base :
H3O+(aq)/H2O(l),KA=1,0 donc pKA=0 ;
H2O(l)/HO−(aq),KA=1,0×10−14 donc pKA=14,0.
L'équation de réaction de l'eau avec elle-même, appelée autoprotolyse, s'écrit :
H2O(l)+H2O(l)⇄HO−(aq)+H3O+(aq)
La constante d'acidité liée à cette réaction, appelée produit
ionique de l'eau et notée Ke, est calculée à l'aide de la relation
suivante :
Ke=(c∘)2[H3O+]eq⋅[HO−]eq
Pour une température donnée, le produit ionique de l'eau a
la même valeur pour toutes les solutions aqueuses. À 25 °C, Ke=1,0×10−14.
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Doc. 1
pKA de quelques couples acide-base courants
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Crédits : lelivrescolaire.fr
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2
Diagramme de prédominance
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A
Cas général
Si [A−]eq=[AH]eq, alors log([AH]eq[A−]eq)=0, donc pH=pKA.
Si [A−]eq>[AH]eq, la base prédomine. Alors log([AH]eq[A−]eq)>0 donc pH>pKA.
Si [A−]eq<[AH]eq, l'acide prédomine. Alors log([AH]eq[A−]eq)<0 donc pH<pKA.
Ces informations se résument sur un diagramme appelé diagramme de prédominance :
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B
Cas des indicateurs colorés
Soit HInd(aq)/Ind−(aq) le couple acide-base d'un indicateur coloré.
Une solution contenant un indicateur coloré aura la couleur de la forme prédominante.
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Démonstration
Pour un couple AH/A−, le KA s'écrit : KA=[AH]eq⋅c°[H3O+]eq⋅[A−]eq
Par passage au logarithme, le pH vaut : pH=pKA+log([AH]eq[A−]eq)
On peut donc écrire :
log(KA)=log(c°[H3O+]eq)+log([AH]eq[A−]eq)
Soit −log(c°[H3O+]eq)=−log(KA)+log([AH]eq[A−]eq)
Alors, pH=pKA+log([AH]eq[A−]eq)
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Éviter les erreurs
La forme basique d'un couple acide-base peut
prédominer même si le pH de la solution aqueuse est
acide, du moment qu'il est supérieur au pKA du couple.
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Doc. 2
Chou rouge
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Crédits : sciencephotos/Alamy
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C
Cas des acides α-aminés
Le groupe carboxyle possède des propriétés acides et le groupe amine des propriétés basiques. Ainsi, un acide α‑aminé peut exister sous trois formes et son diagramme de prédominance sera :
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La forme possédant une charge positive et une charge négative est appelée zwitterion.
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Application
Une solution acide peut être titrée en réalisant un titrage pH-métrique ou un titrage colorimétrique avec un indicateur coloré.
Pour repérer l'équivalence d'un titrage colorimétrique, la zone de virage doit être située le plus au centre possible du saut de pH.
On considère le titrage d'une solution d'acide éthanoïque par une solution d'hydroxyde de sodium (Na+(aq);HO−(aq)). Quelle serait l'allure de la courbe représentant l'évolution du pH en fonction du volume de soude VB versé ?
Le saut de pH fait passer le pH de 6,5 à 9,0 environ. Le meilleur indicateur coloré est donc celui dont la zone de virage correspond à peu près à ces valeurs : le rouge de phénol.
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Vocabulaire
Acide α-aminé
Forme majoritaire
Forme prédominante
Indicateur coloré
Teinte sensible
Acide α-aminé : molécule organique qui possède une fonction acide carboxylique et une fonction amine sur le même atome de carbone.
Forme majoritaire : forme d'un couple acide‑base dont la concentration est au moins dix fois supérieure à celle de l'autre forme.
Forme prédominante : forme d'un couple acide-base dont la proportion est supérieure à 50 %.
Indicateur coloré : couple acide-base dont les formes acide et basique ont des couleurs différentes.
Teinte sensible : couleur due au mélange des couleurs des formes acide et basique d'un indicateur coloré.
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Pas de malentendu
Bien qu'il présente une zone positive et une zone négative, le zwitterion est neutre. Sous sa forme zwitterionique, l'acide aminé n'a ni perdu ni capté d'ion H+.
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Forme non ionisée (à gauche). Zwitterion (à droite).
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Données
Zones de virages d'indicateurs colorés de pH :
rouge de méthyle (4,2−6,3)
rouge de phénol (6,6−8,0)
bleu de thymol (8,0−9,6)
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Doc. 3
Titrage d'un vinaigre par HO−
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3
Solution tampon
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A
Définition
Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguée en concentration de même ordre de grandeur.
Le pH d'une solution tampon est proche du pKA du couple acide-base présent dans la solution.
Une solution tampon est une solution dont le pH varie très peu lors d'un ajout modéré d'acide ou de base ou lors d'une dilution modérée.
Remarque : si une seule de ces propriétés est vérifiée, la solution est appelée pseudo-tampon.
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Doc. 4
Lac Gentau
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Crédits : Myrabella/Wikimedia
Les lacs sont des milieux tamponnés, leur pH varie peu pendant l'année.
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B
Utilisations
Les solutions tampons peuvent être utilisées pour étalonner un pH-mètre, pour séparer des espèces chimiques, dans les milieux biologiques, etc.
Dans les milieux biologiques, les processus biochimiques sont très sensibles aux variations de pH. La majorité des enzymes ne sont actives que pour un pH proche de 7. Dans le sang par exemple, le pH est régulé autour de 7,4 par divers couples acide-base.
Exemple : étalonnage d'un pH-mètre
Pour étalonner un pH-mètre, il faut procéder par étapes en commençant par calibrer l'appareil pour une solution tampon de pH=4. Ensuite, il faut répéter cette opération avec une solution tampon de pH=7.
Cet étalonnage nécessite, pour améliorer la qualité des mesures, d'effectuer plusieurs fois le calibrage à pH égal à 4 ou 7 (car les réglages sont dépendants l'un de l'autre). Pour des mesures du milieu basique, on remplace la solution tampon du pH=4 par une solution tampon à pH=10.
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Pas de malentendu
Une solution tampon se fabrique de plusieurs
manières. Lors d'un titrage, une solution est tampon
lorsque le volume de solution titrante est égal à 2VE.
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Doc. 5
Exemple de solutions tampons
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Crédits : lelivrescolaire.fr
Certaines solutions tampons sont colorées pour éviter les confusions lors de l'étalonnage du pH‑mètre.
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Supplément numérique
Découvrez le titrage d'un acide fort par une base forte en vidéo en