PRODUIT IONIQUE ET CONSTANTE D’ACIDITE

 

 

Problématique : Le comportement des acides et des bases dans l’eau peut-il être compris à partir de la constante d’équilibre de réaction avec l’eau ?

 

I Produit ionique de l’eau Ke.

 

1° Définition

 

A 25°C le pH de l’eau pure est 7. L’eau pure contient des ions oxonium H3O+  en concentration  [ H3O+ ]éq = 10-7 mol.L-1,  produits par la réaction :

H2O + H2O   =  HO-(aq) + H3O+(aq)

C’est la réaction d’autoprotolyse de l’eau qui produit autant d’ions H3O+ que d’ions HO- :

A 25°C,  [ HO- ]éq =  [ H3O+ ]éq = 10-7 mol.L-1

 

La constante d’équilibre de cette réaction Ke =  [ HO- ]éq x  [ H3O+ ]éq est le produit ionique de l’eau.

Elle est indépendante de la présence d’autres substances dissoutes, mais dépend de la température.

A 25°C,  Ke = 10-14 donc pKe = - log Ke = 14.

Si la solution est acide [ H3O+] > [HO-], si elle est basique [HO-] > [ H3O+], mais [ H3O+].[ H3O+] = 10-14.

 

2° Conséquence

 

[ H3O+] = 10-pH et [HO-] =  : la mesure de pH permet de déterminer [ H3O+] et [HO-] et inversement.

 

3° Solutions acide, basique ou neutre

 

Solution neutre [H3O+] = [HO-] Û  Ke = [ H3O+ ]2 Û -log Ke = - 2 log [H3O+] Û  1/2 pKe = pH.

 

                0            pH < 1/2 pKe         1/2 pKe           pH > 1/2 pKe         14

                                                                                                                                           pH

 


              [H3O+] > [HO-]             [H3O+] = [HO-]                  [HO-] > [H3O+]

              Solution acide               Solution neutre                  Solution basique 

 

A 25°C,  Ke = 10-14 donc pH(neutre) = 7 ; A 60°C, Ke = 10-13 donc pH( neutre) = 6,5.

 

II Constante d’acidité KA

 

La constante d’acidité KA du couple A/B est la constante d’équilibre de réaction de l’acide A avec l’eau :

A(aq) + H2O = B(aq) + H3O+(aq)

 

Remarque :  pour le couple AH/A-   AH(aq) + H2O = A-(aq) + H3O+(aq)  exemple CH3COOH/ CH3COO - et

                     pour le couple BH+/B   BH+(aq) + H2O = B(aq) + H3O+(aq)  exemple  NH4+/NH3

 

                  et               pKA = -log KA Û KA =

donc -log KA = - log [B]éq/[A]éq - log [H3O+]éq  Þ                     pH = pKA +

 

2° Constante d’acidité de différents couples

 

Voir p.140 doc.8 et rabat p.2

 

L’eau appartient à 2 couples acide/base : c’est une espèce amphotère.

H3O+/ H2O  Þ KA = [H3O+]/[H3O+] = 1 Þ pKA = 0.

H2O / HO-   Þ KA = [H3O+] x [HO-] = 10-14 Þ pKA = 14.

 

III Constante d’acidité et taux d’avancement final

 

1° Les solutions acides

 

Voir p. 141 et 142 activité 2.             A(aq) + H2O = B(aq) + H3O+(aq)

Pour une même concentration C apportée plus KA est grand, plus le taux d’avancement final est élevé donc plus [H3O+] est élevé, plus l’acide est fort. .

Pour une même concentration, plus Ka du couple A/B est grand, plus l’acide A est fort.

 

2° Les solutions basiques

 

Voir p.143 et 144 activité 3.              B(aq) + H2O = A(aq) + HO-(aq)

Pour une même concentration C apportée plus KA est grand, plus le taux d’avancement final est faible donc plus [HO-] est faible, plus la base est faible.

Pour une même concentration, plus Ka du couple A/B est grand, plus la base B est faible.

 

3° Récapitulatif

  

Pour une même concentration

 

  KA                        107                                                                                                                  10-33                

                                                                                                                                                            

                              -7                                                                                                               33            pKa

Plus Ka est grand plus  l’acide est fort et  plus la base conjuguée est faible

Rem : Ka augmente  pKa diminue et inversement car Ka =  10- pKa

 

IV Diagramme de prédominance

 

1° Prédominance des espèces A ou B dans le couple A/B en fonction du pH de la solution

 

pH = pKA + .   Si [ B ] = [ A ] alors pH = pKA  et si [ B ] > [ A ] alors pH > pKA et inversement .

                                          

                             pH < pKA             pH = pKA            pH > pKA         

                                                                                                                                           pH

 


              [ A ] > [ B ]                       [ A ] = [ B ]                 [ A ] > [ B ]

              A prédomine                Pas de prédominance        B prédomine               Voir p.145 doc.17.     

 

 

2° Prédominance des teintes dans le cas des indicateurs colorés  ( Voir rabat p.3)

 

Un indicateur coloré est un couple acide/base noté HInd/Ind- dont la teinte HInd est différente de Ind-.

Pour pH = pKA(Ind)   [HInd ] = [ Ind- ] les deux teintes se superposent. Voir p.146 doc.18.

 

Pour que la teinte basique de Ind- prédomine il faut que  [ Ind- ] > 10 [HInd ] donc que [ Ind- ] / [HInd ] soit pH > pKA(Ind) +1. Et inversement pour la teinte acide.

 

 

                                                                                                                                                                    pH 

                                                    pKA(Ind) – 1       pKA(Ind)       pKA(Ind) +1

 


[HInd ] > 10 [ Ind- ]                                       [ Ind- ] »[HInd ]                             [ Ind- ] > 10 [HInd ]

Teinte acide                                     Teinte sensible = zone de virage                     Teinte basique

                                                                  

 

V Constante d’équilibre d’une réaction acido- basique

 

Pour la réaction :     acide 1 + base 2  = base 1 +  acide 2    

 

 

Exemple 1 : CH3COOH(aq) +  H2O  = CH3COO -(aq) + H3O+(aq)

 

Exemple 2 : CH3COOH(aq) +  HO-(aq)  = CH3COO -(aq) + H2O

 

Exemple 3 : CH3COO -(aq) + H3O+(aq) = CH3COOH(aq) +  H2O

 

Exemple 4 : C6H5COOH (aq) + NO2-(aq)  = C6H5COO-(aq) + HNO2 (aq)

pKA (C6H5COOH / C6H5COO-) = p= 4,2      et     pKA (HNO2 / NO2-) = p= 3,3

 

 

Plus la constante K est élevée, plus le taux d’avancement final est grand.

Si K > 104, alors la réaction est pratiquement totale, car le taux d’avancement est quasiment égal à 1.

 

Rem : On rappelle que K = Qr,éq  = Qr,f, donc le calcul de K peut se faire à partir de mesures à l’état final de conductivité, pH … permettant de déterminer la concentration ionique de la solution.