NOTION DE COUPLE ACIDE/BASE

DEFINITIONS 

Un système chimique est en équilibre si les concentrations molaires de ses constituants restent constantes au cours du temps.

Exemple:

CH₃COOH + H₂O ⇆ CH₃COO^- + H₃O⁺

La double flèche représente le caractère réversible de la réaction.

Cet état est un équilibre chimique,

c.-à-d. commune à deux réactions inverses l’une de l’autre et se limitant mutuellement.

Couple acide/base

Lorsqu’un acide libère un proton, l’espèce engendrée lors de l’opération est une base et on écrit :

Acide ⇆ base + H⁺.
De même, lorsqu’une base capte un proton, l’espèce engendrée est un acide et on peut écrire :

Base + H⁺ ⇆ acide.

Les espèces conjuguées acide et base forme un couple qu’on note acide/base.

Un couple acide/base est constitué de deux espèces chimiques conjuguées, qui échangent un proton H⁺ suivant le schéma :

Acide ⇆ Base + H⁺ (définition de Brönsted)

Dans un couple acide/base, l’acide se note avant la base.

Exemple : L’acide éthanoïque et l’ion éthanoate forment un couple noté : CH₃COOH/CH₃COO^-

SOLUTIONS ACIDES

Constante d’acidité

On appelle constante d’acidité, notée K_{A ,} la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction d’un acide et de l’eau.

L’équation générale acido-basique s’écrit :

Acide + H₂O ⇆ Base +H₃O⁺

La constante d’acidité associée à cette équation s’écrit :

K_A qui est un nombre sans dimension ne dépend que de la température.

Les valeurs de K_A ainsi obtenues dont petites : Il est donc commode d’utiliser une autre grandeur notée pK_A et définie par :

pK_A=-logK_A ou K_A=10^-pKA

Relation entre le pH et le pKA :

pK_A=-log [Base][ [H₃O⁺] /[Acide]=-log - log[Base]/[Acide]=>

pH=pK_A + log [Base]/[Acide]

Exemple : Pour le couple CH₃COOH/CH₃COO^- ,

On donne : Ca=10^-2 mol.l^-1, [CH3COO^-]=4.10^-4 et [H₃O⁺] =4.10^-4

=

En général pour un acide, on a :

AH +H₂O ⇆ A^- +H₃O^+.

=>

SOLUTIONS BASIQUES

Constante de basicité

Considérons maintenant la réaction de dissociation d’une base dans l’eau. La constante d’équilibre de cette réaction est appelée constante de basicité :

B +H₂O ⇆BH⁺ + HO^-

C’est une autre caractéristique d’un couple acide/base et sa valeur dépend de la température du milieu. On définit le pKb du couple acide/base :

pK_B = - log (K_B)

Relation entre la constante d’acidité et la constante de basicité

La constante de basicité est liée à la constante d’acidité du couple :

On a alors :

pK_B +pK_A =pKe

Remarque : K_B n’est pas couramment utilisé en Chimie.

CLASSIFICATION DES COUPLES ACIDE/BASE

Cas des acides

-Un acide est d’autant plus fort que son pH est petit.

-Un acide est d’autant plus fort que la constante d’acidité de son couple acide/base est plus grande (et donc que son pK_A est plus petit).

Cas des bases

-Une base est d’autant plus forte que le pH de sa solution aqueuse est grand.

-Une base est d’autant plus forte que la constante d’acidité de son couple acide/base est plus petite (et donc que son pK_A est plus grand).

Conséquences : Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible

Plus une base est forte, plus son acide conjugué est faible.

EXERCICES

EXERCICE I :

1-On donne les demi-équations acido-basiques suivantes :

H₃O⁺ ⇆ H₂O + H⁺

HO^- + H⁺ ⇆ H₂O

a. Identifier à partir ces demi-équations les couples de l’eau.

b. Justifier pourquoi on dit que la molécule d’eau est un amphotère.

2-La réaction du chlorure d’hydrogène avec l’eau est :

HCl +H₂O→H₃O⁺ + Cl^-

a-Identifier le couple acide-base du chlorure d’hydrogène.

b-Pourquoi dit-on que cette réaction est totale ?

EXERCICE II:

La mesure a 25 C du pH d’une solution d’acide éthanoïque de concentration C=1,0.10^-2 mol.l^-1 a donné pH=3,4.

1.Determiner la valeur de l’expression

2.En déduire la valeur du pK_A du couple CH₃COOH/CH₃COO^-

3.Calculer le pK_A de l’acide méthanoïque de même concentration(pH=2,9).

Comparer les deux acides.

EXERCICE III:

Pour préparer 100 ml de chlorure d’ammonium (NH₄Cl), on dissout 0,32 g de solide dans l’eau. La solution obtenue a alors un pH=5,2 à 25 C.

1.Ecrire l’équation d’ionisation de ce composé.

2.Calculer la concentration initiale en ion ammonium. Montrer que l’ion ammonium est un acide faible.

3.Ecrire l’équation bilan de la réaction entre l’ion ammonium et l’eau.

4.Le couple NH₄⁺/NH₃ a pour pKA=9,2.

4.1. Définir la constante d’équilibre de cette réaction.

Déterminer sa valeur numérique.

4.2. Déterminer les espèces chimiques majoritaires dans la solution.

.

EXERCICE IV :

L’équation-bilan de la réaction entre l’ammoniac (Cb=1,0.10^-2 mol/l ; pH=10,6) avec l’eau s’écrit :

NH₃ + H₂O → NH₄ ⁺ + OH^-

1. Identifier le couple acide-base mis en jeu.

2.Calculer la constante de basicité de ce couple

3.En déduire sa constante d’acidité et son pK_A.

4.Comparer l’ammoniac a une solution de NaOH de même concentration(pH=12).

Conclure

EXERCICE V :

Le collège LES COMPETENTS a reçu des flacons d’acides carboxyliques identiques de concentration C=0,10moL/L nécessaire à la réalisation des T.P. Sur l’étiquette de chaque flacon le nom et la formule de l’acide carboxylique m’apparaissent pas malheureusement.
Les élèves de terminale D se répartissent en deux groupes afin d’identifier l’acide organique présent dans les flacons tout en vérifiant la conformité du titre molaire (C=0,10moL/L) de ces solutions.

Opérations effectuées par le groupe 1 :
• Introduction dans un bécher d’un volume Va=20 mL de la solution d’un flacon.
• Dosage pH-métrique de 20 mL de cette solution d’acide carboxylique qu‘on notera AH par une solution d’hydroxyde de sodium (Na++OH−) de concentration Cb=0,2 moL/L

Opérations effectuées par le groupe 2 :
• Analyse qualitative et quantitative des espèces présentes dans la solution du bécher au moment où le groupe 1 a fait couler un volume Vb de la solution dosante.
• Recherche du pKa du couple auquel appartient l’acide AH.

Résultat obtenu au cours du dosage par le groupe 1 :
Volume versé de la solution basique à la demi-équivalence : Vb12(eq)=5 mL.

Quelques résultats en moL/L :
[H3O+]=1,41×10−4, [AH]=0,054, [Na+]=0,023

Autres données :

En exploitant les informations ci-dessus et à l’aide d’un raisonnement scientifique,
l. Rassure toi que le titre molaire (C=0,1moL/L) des solutions reçues est exact. 
2- Poursuit la démarche entreprise par le groupe Il et identifie l’acide carboxylique présent dans les flacons. 

CORRIGES

.

EXERCICE I :

1.a

H₃O⁺ ⇆ H₂O + H⁺ =>couple H₃O⁺/H₂O

HO ^- +H⁺⇆H₂O =>couple H2O/HO^-

b.

L’ion H₃O⁺ qui peut céder un proton H+ est un acide. Sa base conjuguée est la molécule d’eau.

L’ion HO^- qui peut capter un proton H+ est une base, son acide conjugué est la molécule d’eau.

La molécule d’eau qui se comporte tantôt comme un acide et tantôt comme une base est un amphotère ou ampholyte.

2-a- couple HCl/Cl^-

b-Le chlorure d’hydrogène est complètement ionisée. On ne retrouve plus les molécules de HCl dans la solution.

//la base conjuguée d’un acide fort est une espèce chimique indifférente dans l’eau.

EXERCICE II :

CH₃COOH + H₂O ⇆ CH₃COO^- + H₃O⁺

1.Valeur de l’expression

[H₃O⁺]=10^-pH=10^-3,4

[CH₃COO^-]≈[H₃O⁺]=10^-pH=10^-3,4

2.En déduire la valeur du pKA du couple CH₃COOH/CH₃COO^-

pH=pK_A + log [Base]/[Acide] =>pK_A=pH- log [Base]/[Acide]=3,4+1,4=4,8

3.HCOOH→HCOO^- + H₃O⁺

[H₃O⁺]=10^-pH=10^-2,9

pK_A=pH- log [Base]/[Acide]=2,9-log10^-2,9/10^-2=2,9+0,9=3,8

A la même concentration, l’acide méthanoïque(pKA=3,8) est plus fort que l’acide éthanoïque(pKA=4,8).

EXERCICE III:

1.Equation d’ionisation de NH₄Cl dans l’eau.

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl-

2.Calcul de la concentration initiale en ion ammonium.

[NH₄⁺]=n/V=m/MV=0.32/(14+4+35,5)x0,1=0.06 mol.l-1

Montrons que l’ion ammonium est un acide faible.

[H₃O⁺] =10^-pH=10^-5,2=6,3.10^-6 mol.l^-1.

[H₃O⁺]<<[NH₄⁺]=>[NH₄⁺] est un acide faible

3.Ecrire l’équation bilan de la réaction entre l’ion ammonium et l’eau.

NH₄⁺ + H₂O → NH₃ + H₃O⁺

4.Le couple NH₄⁺/NH₃ a pour pKA=9,2.

4.1. Constante d’équilibre de cette réaction.

pK_A=9,2.=> K_A=10^-9,2=6,3.10^-10

4.2. Espèces chimiques majoritaires dans la solution.

NH₄⁺ et Cl^-

EXERCICE III :

1. l’équation-bilan de la réaction entre l’ammoniac avec l’eau s’écrit :

NH₃ + H₂O → NH₄ ⁺ + OH^-

Couple NH₄ ⁺/ NH_3,

2.La constante de basicité du couple est :

[OH-] =10^-14/10^-10,6=10^-3,4 mol/l

[NH4⁺] = [OH^-] = 10^-3,4 mol ⁄L puisque la stœchiométrie de la réaction est de 1:1.

K_B =[1,0 × 10^-3,4][1,0 × 10^-3,4]=10^-4,8
. [10^-2]

3. K_A.K_B=Ke =>K_A=Ke/K_B=10^-14/10^-4,8=10^-9,2=6,3.10^-10 .

pK_A=-logK_A=9,2

4. A la même concentration, l’hydroxyde de sodium(pH=12) est plus fort que l’ammoniac(pH=10,6)