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Réactions des acides et des bases avec l’eau

Par Yann le 05/01/2018 Ressources > Physique-Chimie > Terminale S > Acides et bases > Réactions des Acides et Bases Avec l’Eau

Qu’est-ce qu’une base faible ou un acide faible ?

Définition d’un acide faible

Un acide est dit « faible » si, en présence d’eau, s’établit un équilibre où coexistent l’acide et sa base conjuguée.

Si AH est un acide faible ayant pour base conjuguée A, alors cette dernière est également dite « faible » et il s’établit l’équilibre décrit par l’équation de réaction suivante :

 H2O +AHDouble flèche de l'équilibre chimique H3O+ + A

L’acide du couple acido-basique AH/Aréagit avec la base du couple H3O+/H2O.

Remarques :

  1. Pour obtenir la base conjuguée d’un acide, il suffit de retirer un proton H+ à cet acide
  2. Dans une réaction acido-basique, l’acide d’un couple acido-basique réagit toujours avec la base d’un autre couple acido-basique.

Qu'est-ce qu'une acide faible ? Un exemple d’acide faible en solution : le citron (acide citrique) dans l’eau.

Constante d’acidité Ka

Lorsque l’acide AH et la base A d’un couple sont faibles, alors l’équilibre qui existe entre ces deux formes en solution aqueuse est décrit par la relation suivante :

    \[Ka = \frac{[A^{-}]*[H_{3}O^{+}]}{[AH]}\]

  • les concentrations [A], [H3O+] et [AH] sont exprimées en mol.L-1
  • Ka est appelée constante d’acidité. Il s’agit d’une grandeur sans unité qui dépend de la température et qui est propre à chaque couple acide-base.

pKa d’un couple acide base

Le pKa d’un couple acide base est défini par la relation suivante : pKa = – Log (Ka).

Le pKa va permettre de déterminer la force d’un acide.

En effet, plus l’acide est fort, plus sa réaction avec l’eau est importante voire totale pour former des ions oxonium H3O+ donc plus le Ka est élevé et par conséquent plus le pKa est faible.

Définition d’une base faible

De la même manière que pour l’acide faible, on dit qu’une base est « faible » si, en présence d’eau, s’établit un équilibre où coexistent la base et son acide conjugué. Cet équilibre est décrit par l’équation de réaction suivante :

H2O  +   A     Double flèche de l'équilibre chimique    OH +  AH

La base du couple acido-basique AH/Aréagit avec l’acide du couple H2O/OH.

On retiendra que plus une base est forte, plus son Ka est petit et donc plus son pKa est grand. C’est tout simplement l’inverse par rapport aux acides.

Diagramme de prédominance

Relation entre le pH et le pKa

Le pKa est une grandeur qui permet également de déterminer, pour une valeur de pH donnée, le membre prédominant d’un couple acide base.

En effet :

  •     \[Ka = \frac{[A^{-}]*[H_{3}O^{+}]}{[AH]}\]

  • Donc

        \[pKa = -\log(\frac{[A^{-}]*[H_{3}O^{+}]}{[AH]})\]

  • Soit,

        \[pKa = -\log([H_{3}O^{+}]) - \log(\frac{[A^{-}]}{[AH]})\]

  • Ou encore

        \[pKa = pH -\log(\frac{[A^{-}]}{[AH]})\]

  • On pourra finalement retenir que 

        \[pH = pKa +\log(\frac{[A^{-}]}{[AH]})\]

Etablissement des trois zones de prédominance

A partir de la relation entre le pH et le pKa, trois zones distinctes de prédominance vont pouvoir être mises en évidence :

  • Cas n°1 : pH = pKa

Si pH = pKa, alors

    \[\log(\frac{[A^{-}]}{[AH]})\ = 0] Soit  <strong>\</strong>[\frac{[A^{-}]}{[AH]} = 1\]

(car log(1) = 0)

Cela signifie donc que les concentrations de l’acide et de sa base conjuguée sont identiques : [AH ] = [A]

  • Cas n°2 : pH < pKa

Si pH < pKa, alors

    \[\log(\frac{[A^{-}]}{[AH]})\ < 0] Soit  <strong>\</strong>[\frac{[A^{-}]}{[AH]} < 1\]

(d’après les variations de la fonction f(x) = log(x))

Cela signifie donc que la concentration de la base conjuguée est inférieure à la concentration de l’acide (ou encore que la concentration de l’acide est supérieure à la concentration de sa base conjuguée) : [A] < [AH] => [AH ] > [A]

On dit que la forme acide est prédominante sur la forme basique.

  • Cas n°3 : pH > pKa

Si pH > pKa, alors

    \[\log(\frac{[A^{-}]}{[AH]})\ > 0] Soit  <strong>\</strong>[\frac{[A^{-}]}{[AH]} > 1\]

(d’après les variations de la fonction f(x) = log(x))

Cela signifie donc que la concentration de la base conjuguée est supérieure à la concentration de l’acide (ou encore que la concentration de l’acide est inférieure à la concentration de sa base conjuguée) : [A] > [AH] => [AH ] < [A]

On dit que la forme basique est prédominante sur la forme acide.

Diagramme de prédominance

Précédemment, trois zones de prédominance ont été définies :

  1. Si pH < pKa alors [AH ] > [A] : la forme acide est prédominante
  2. Si pH = pKa alors [AH ] = [A] : aucune forme ne prédomine par rapport à l’autre
  3. Si pH > pKa alors [AH ] < [A] : la forme basique est prédominante

Ces résultats peuvent être traduits par le diagramme de prédominance suivant :

Quels sont les différents domaines de prédominance ? Diagramme de prédominance d’un couple acide base AH/A-

Les acides forts

Définition d’un acide fort

Un acide est dit « fort » si sa réaction avec l’eau peut être considérée comme totale et qu’il ne subsiste alors en solution que sa base conjuguée.

La réaction de cet acide fort AH avec l’eau peut alors se traduire par l’écriture de l’équation bilan suivante :

AH + H2O   A + H3O+

La flèche dirigée vers la droite indique simplement que la réaction chimique ne se réalise que dans un seul sens.

Quel est ce pictogramme ? En général, les acides forts portent le pictogramme « corrosif ».

pH d’une solution aqueuse d’acide fort

Il est possible de prévoir le pH d’une solution aqueuse d’acide fort.

En effet, si la concentration initiale de l’acide fort mélangé à l’eau est « C »  alors la concentration des ions oxonium formés est aussi égale à « C ».

Remarque : on suppose alors que cette concentration « C » est nettement supérieure à 10-7 mol.L-1 et par conséquent que les ions oxonium issus de la réaction d’autoprotolyse de l’eau peuvent être négligés.

Puisque [H3O+] = C  alors pH = – log (C) avec C la concentration de l’acide fort dans l’eau.

Les bases fortes

Définition d’une base forte

Une base est dite « forte » si sa réaction avec l’eau peut être considérée comme totale et qu’il ne subsiste alors en solution que son acide conjugué.

La réaction de cette base B avec l’eau peut alors se traduire par l’écriture de l’équation bilan suivante :

B + H2O   BH + OH

La flèche dirigée vers la droite indique simplement que la réaction chimique ne se réalise que dans un seul sens.

pH d’une solution aqueuse de base forte

Tout comme pour la solution aqueuse d’acide fort, il est également possible de prévoir le pH d’une solution aqueuse de base forte.

En effet, si la concentration initiale de la base forte mélangée à l’eau est « C »  alors la concentration des ions hydroxyde formés est aussi égale à « C ».

Remarque : on suppose alors que cette concentration « C » est nettement supérieure  à 10-7 mol.L-1 et que les ions hydroxyde issus de la réaction d’autoprotolyse de l’eau peuvent être négligés.

  • On sait que [OH] = C
  • Or, Ke = [H3O+][OH]
  • Donc 

        \[[H_{3}O^{+}] = \frac{Ke}{[OH^{-}]}\]

    = \frac{Ke}{C}

Comme pH = – log ([H3O+])

Alors  

    \[[pH] = -\log(\frac{Ke}{C}) = -\log(Ke) + \log(C)\]

En remplaçant Ke par sa valeur 10-14 pour une solution aqueuse à 25°C, on obtient alors la relation suivante :

    \[[pH] = -\log(10^{-14}) + \log(C)\]

Soit pH = 14 + log(C) avec C la concentration de la base forte dans l’eau.

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