Chapitre 1 Acides et bases
Le pKa du couple CH3COOH / CH3COO– vaut 48 à 25?C. 1.3.3 Constante de basicité et force d'une base. Considérons maintenant la réaction de dissociation
Constante dacidité dun couple acide base
Exemple : mise en solution de l'acide éthanoïque du couple CH3COOH/CH3COO- Application : déterminer la valeur du pKa du couple CH3COOH/CH3COO-.
COOH CH COO CH ] [ ] [
DETERMINATION EXPERIMENTALE DU pKA D'UN COUPLE ACIDE-BASE 7/ En déduire une valeur du pKA du couple CH3COOH/CH3COO - . 8/ Quelle espèce prédomine dans ...
Chap 6 acide-base
ou KA = 10. -pKA. 2) Exemples : (valeurs à 25°C). * Couple acide éthanoïque / ion éthanoate : équation de la réaction avec l'eau : CH3COOH + H2O = CH3COO.
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= 0.1 mol/L. PKA. Couple. NH/NH3. CH3COOH/CH3COO¯ 48. 9
Chapitre 7 Équilibre de la réaction acide-base
Le pKa du couple vaut : pKa(CH3COOH / CH3COO?) = ?log (16 × 10?5) = 4
Chimie des Solutions : Solution tampon
quantités équimolaires a un pH = pKa (CH3COOH / CH3COO-) = 48. Ces solutions se préparent : par mélange équimolaire d'un acide faible et de sa base
pKa de divers couples acido-basiques
pKa. HClO4 acide perchlorique. ClO4. - ion perchlorate CH3COO- ion éthanoate (acétate). 4.7. [Al(H2O)6]3+ ion hexaaquaaluminum. [Al(H2O)5OH]2+.
LES REACTIONS ACIDE-BASE 1. Le pH 1.1 Définition Le pH
espèces appartiennent aux couples acide/base suivants : CH3COOH/CH3COO? et H2O/HO?. La forme acide AH est prédominante lorsque pH < pKa - 1.
CHAPITRE 5 : LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES EN SOLUTION
Couple CH3COOH/CH3COO– : pKa = 48. — Couple HCOOH/HCOO– : pKa = 3
Table of Acids with Ka and pKa Values* CLAS - UC Santa Barbara
%20Base%20Strength/Table%20of%20Acids%20w%20Kas%20and%20pKas.pdf
PREPARATION OF DIFFERENT BUFFER SOLUTION - KSU
• You are provided with : 0 2M solution of CH3COOH0 2M solution of CH3COONa • Determine for your acid-base pair which is the acid component and which is the base component • Calculate the volume that you must take from CH3COOH and CH3COONa (the final volume of the solution =20 ml) • pKa of CH3COOH= 4 76
Preparation Of Different Buffer Solutions - KSU
CH3COOH / CH3COONa (Pka)CH3COOH(Weak acid) CH3COONa (conjugated base –its salt) H2CO3 / HCO3Na (Pka) NaH2PO4 / Na2HPO4 (Pka) [basic buffer] is made of Weak base and its conjugated acid [its salt] Example: NH3/NH4CL (Pkb) NH3 (Weak base) NH4CL (conjugated acid –its salt) Mechanism of Action (Buffer): How buffers can resist the change in pH?
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CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) The 0 01M of OH- ions can react stoichiometrically with 0 01M of H+ and 0 01M of H+ is produced from the ionization of 0 01M of acetic acid Therefore addition of 0 01M of NaOH will reduce the concentration of acetic acid by 0 01M and increase the concentration of conjugate base (acetate ion) by 0 01M
Is CH3OH a strong base?
The weak acidity of methanol is due to the presence of the CH3 functional group. The presence of the OH group can cause it to release OH negative ions in a solution of water. This gives it the properties of a base. Thus, CH3OH is an alcohol that can have weak acidic and basic properties as well.
What is the pKa of CH3COOH?
pKa = log (10) [CH3COOH] - 2*log (10) [H+] For acetic acid pKa = 4.76 and -log (10) [H+] = pH 4.76 = log (10) (0.1) + 2*pH => 2*pH = 4.76 + 1 => pH = 5.76/2 => pH = 2.88 The required pH of 0.1 M solution o Continue Reading Related Answer Yogesh Dubey , studied Master of Science in Organic Chemistry at Fergusson College, Pune (2020)
What is the hybridization of CH3OH?
What Is The Hybridization Of Ch3Cooh? Two carbon atoms make up acetic acid. tetrahedral shape, so this hybrid is sp3 s p 3 and the bond angle should match its structure. Is Ch3Oh Symmetrical Or Asymmetrical?
What is CH3OH IUPAC name?
IUPAC name:(i) Methanol (CH3OH)(ii) Ethanoic acid (CH3COOH). IUPAC name:(i) Methanol (CH3OH)(ii) Ethanoic acid (CH3COOH). Chapter Chosen. Carbon and its Compounds Book Chosen. Science Subject Chosen. Science Book Store. Download books and chapters from book store. Currently only available for.
Chap 4
Réactions Acide-Base
I. définition du pH
L"acidité d"une solution est mesurée par rapport à l"espèce ionique H3O+, l"ion oxonium ou hydronium.
Le pH, compris entre 0 et 14, caractérise l"acidité ou la basicité de la solution. Si le pH < 7 alors la solution est
acide et si le pH > 7 la solution est basique. Bien sûr si le pH = 7 la solution est neutre. Définition : pH = - log [H 3O+]Le pH est sans unité.
De la mesure du pH, on déduit la valeur de la concentration en ions oxonium : [H3O+] = 10-pH
1) Définitions :
Un acide est une espèce chimique capable de céder un H+ (appelé : proton) et une base est capable de capter un HExemples : CH
3COOH = CH3COO- + H+
NH3 + H+ = NH4+
Ainsi il y a transfert de proton et on peut écrire la réaction entre l"acide éthanoïque et l"ammoniac :
CH3COOH + NH3 = CH3COO- + NH4+
2) Couples acide-base :
L"acide et sa base conjuguée forme une couple acide-base.Exemples : CH
3COOH/CH3COO- L"acide éthanoïque et sa base conjuguée l"ion éthanoate
Ou NH
4+/NH3 l"ammoniac et son acide conjugué l"ion ammonium
Remarque : on écrit toujours l"espèce acide à gauche et la base à droite.3) Les couples de l"eau :
H3O+/H2O et H2O/HO-
Comme l"eau est une espèce chimique qui peut être soit acide soit basique, c"est un ampholyte.III. Autoprotolyse de l"eau :
1) pH de l"eau pure.
pH de l"eau pure à 25°C : 7,0 (valeur prise comme référence pour définir un milieu neutre)
Dans l"eau pure à 25°C , [H
3O+] = 10-pH [H3O+] = 1,0.10-7 mol.L-1
L"eau pure ne contient donc pas que des molécules d"eau, mais aussi un peu d"ions oxonium.2) Autoprotolyse de l"eau :
L"autoprotolyse de l"eau est la réaction entre deux molécules d"eau suivant le bilan : H2O + H2O = H3O+ + HO-
Cette réaction est très peu avancée ([H
3O+] est très faible). On remarquera que: [H3O+] = [HO-] (voir tableau
d"avancement).Dans l"eau pure, il y a donc autant d"ions hydroxyde que d"ions oxonium à 10 -7 mol.L-1.3) Produit ionique de l"eau : Définition
: Le produit ionique de l"eau est la constante d"équilibre associée à l"équation d"autoprotolyse de
l"eau. Cette constante est notée K e. K e = [H3O+].[HO-] K e s"exprime sans unité et les concentrations sont exprimées en mol.L-1.La constante d"équilibre est indépendante de l"état initial (de la concentration initiale) et ne dépend que de la
température.Pour toute solution aqueuse
à 25°C, Ke=1,0.10-14. (Ke croît lorsque la température augmente).Cette relation valable pour l"eau pure : Ke = 10
-7.10-7 = 10-14 est vérifiée pour toutes autres solutions aqueuses.On note pK
e = - log Ke pKe = 14 à 25°CEchelle de pH :
milieu eau de mer sang salive lait eau Perrier urine bière jus de tomate jus d"orange vin jus de citronsuc gastrique
pH 8,0 7,35 7,0 6,8 6,0 6,0 4,5 4,2 3,5 3,5 2,2 2,0IV. Constante d"acidité K
A et pKA :
1) Définition :
La constante d"acidité K
A est la constante d"équilibre associée à l"équation de la réaction d"un acide avec l"eau.
équation : AH
(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) constante d"acidité : KA = [][]
[ ]FF3FAHOHA
pK A est défini par la relation: pKA = - log KA ou KA = 10-pKA2) Exemples : (valeurs à 25°C)
* Couple acide éthanoïque / ion éthanoate :équation de la réaction avec l"eau : CH
3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
K A = [CH3-COO- ]éq [H3O+]éq / [CH3-COOH]éq pKA = 4,80 et KA = 1,58.10-5 * Couple ion ammonium / ammoniac :équation de la réaction avec l"eau : NH
4+ + H2O = NH3 + H3O+
K A = [NH3]éq.[H3O+]éq / [NH4+]éq pKA = 9,20 et KA = 6,30.10-10 * Couples de l"eau. : - 1 er couple : H3O+ / H2O l"eau est la base du couple.équation de la réaction avec l"eau : H
2O + H3O+ = H3O+ + H2O transfert d"un proton H+
K A1 = [H3O+] / [H3O+] pKA1 = 0 et KA1 = 1 L"eau se comporte comme une base et comme un acide, c"est un ampholyte (ou amphotère). - 2 nd couple : H2O / HO- l"eau est l"acide du coupleéquation de la réaction avec l"eau : H
2O + H2O = H3O+ + HO- autoprotolyse de l"eau
K A2 = [H3O+].[HO-] pKA2 = pKe = 14 et KA2 = Ke = 1,0.10-14 V. Comparaison du comportement des acides en solution aqueuse :1) Forces relatives de deux acides :
Un acide A
1H est plus fort qu"un acide A2H, si à concentrations égales, l"avancement final xF de sa réaction avec
l"eau est plus grand que celui de la réaction de l"acide A2H avec l"eau.
Soit x
F1 > xF2.
Un acide est fort si l"avancement final de sa réaction avec l"eau est égale à l"avancement maximale :
xF = xmax
2) Comparaison des constantes d"acidité K
A : Tableau d"évolution de la réaction de l"acide avec l"eau :Equation chimique
AH + H2O = A- + H3O+ Etat du système Quantité de matière en mol Etat initial 0 n(AH)0 excès n(A-)0=0 n(H3O+)0 = 0 En cours x n(AH) = n(AH)0 - x excès n(A-)=x n(H3O+) = x Etat final XF n(AH)F = n(AH)0 - xF excès n(A-)F=xF n(H3O+)F = xFSi la réaction est totale : n(AH)
F = 0 n(AH)0 - xmax = 0 xmax = n(AH)0
Si la réaction est limitée : x
F < xmax et n(AH)F = n(AH)0 - xF ≠ 0
On note c la concentration initiale de l"acide ([AH]0 = c). n(AH)0 = c.V
On obtient les concentrations à l"équilibre en divisant les quantités de matière à l"équilibre (tableau) par le
volume V de la solution : [AH] F = V x)AH(nF0- [A-]F = [H3O+]F = V xF et donc KA =)xn(Vx V x)AH(nVxVxF0)AH(2
FF0FF-´=-´
Si A1H est plus fort que A2H, pour une même quantité initiale, alors xF1 > xF2 et KA1 > KA2.
Un acide est d"autant plus fort que sa constante d"acidité KA est plus grande ou que son pKA est plus petit.
Il est plus dissocié, son pH est plus faible.
VI. Comparaison des bases en solution aqueuse :
1) Forces relatives de deux bases :
Une base B1 est plus forte qu"une base B2, si, à concentrations égales, l"avancement de sa réaction avec l"eau est
plus grand que celui de la réaction de la base B2 avec l"eau.
Soit x
F1 > xF2.
La base la plus forte est celle qui capte le plus de protons, la solution a donc un pH le plus élevé.
Une base est forte si l"avancement final de sa réaction avec l"eau est égale à l"avancement maximale :
xF = xmax
2) Comparaison des constantes de réaction K:
Tableau d"évolution :
Equation chimique
B + H2O = BH+ + HO- Etat du système Quantité de matière en mol Etat initial 0 n(B)0 excès n(BH+)0 = 0 n(HO-)0 = 0 En cours x n(B) = n(B)0 - x excès n(BH+) = x n(HO-) = x Etat final XF n(B)F = n(B)0 - xF excès n(BH+)F = xF n(HO-)F = xFSi la réaction est totale : n(B)
F = 0 n(B)0-xmax = 0 xmax = n(B)0
Si la réaction est limitée : x
F < xmax et n(B)F = n(B)0 - xF ≠ 0
Calcul de la constante de la réaction de la base sur l"eau : K = [ ]FFFBHOBH On multiplie en haut et en bas par la concentration en H3O+ : K = [][]
OHOH BHOBH 33FFF
Et on reconnait Ke au numérateur et K
A au dénominateur ainsi : K=
aeKKSinon, on obtient les concentrations à l"équilibre en divisant les quantités de matière à l"équilibre (tableau) par le
volume V de la solution : [B] F = V x)B(nFF- [BH+]F = [HO-]F = V xF et donc K =)xn(Vx V x)B(nVxVxF0)B(2
FF0FF-´=-´
Si la base B
1 est plus forte que la base B2, si xF1 > xF2 alors K1 >K2 .
K = K e / KA KA = Ke / K. Si K1 > K2 alors KA1 < KA2 ou pKA1 > pKA2.Conclusion :
Une base est d"autant plus forte que la constante d"acidité KA du couple acide/base est plus petite ou que le pKA
est plus grand. Elle est plus dissociée, son pH est plus grand. Ainsi, plus un acide est plus fort, plus sa base conjuguée est faible et inversement. VII. Diagrammes de prédominance et de distribution des espèces acido-basiques :Définition :
Une espèce A est prédominante par rapport à une espèce B si : [A] > [B]Pour déterminer les domaines de prédominance en fonction du pH, on cherche la relation donnant le pH d"une
solution aqueuse contenant un acide A et sa base B : KA = [][]
[ ]AOHB3+´
On démontrera mathématiquement que l"on obtient : pH = pKA + log[]
[ ]ABIl y a trois situations possibles :
A prédomine par rapport à B
: [A] > [B] [B] / [A] < 1 log([B]/[A]) < 0 quand pH < pKAB prédomine par rapport à A
: [A] < [B] [B] / [A] > 1 log([B]/[A]) > 0 quand pH > pKAA et B à concentrations égales
: [A] = [B] [B] / [A] = 1 log([B]/[A]) = 0 quand pH = pKA1) Diagramme de prédominance :
2) Distribution des espèces acido-basiques :
Des logiciels de simulation tracent les courbes représentant les pourcentages des espèces acide A et basique B d"un couple dans une solution en fonction du pH de cette solution.3) Cas des indicateurs colorés :
Un indicateur coloré est un couple acide/base noté InH / In- , dont la forme acide InH et la forme basique In-
ont des couleurs différentes en solution.La couleur observée lorsqu"on met quelques gouttes d"indicateur coloré dans une solution dépend du pH de
cette solution (on en met peu de façon à ne pas perturber le pH de la solution). On admet que la solution dans laquelle se trouve l"indicateur a la couleur de la forme acide InH : si pH < pK A - 1On admet de façon semblable que la solution dans laquelle se trouve l"indicateur a la couleur de la forme
basique InSi pH > pK
A + 1La solution prendra une couleur appelée teinte sensible (mélange des couleurs dues à la forme acide et à la
forme basique) si [InH] et [In -] sont du même ordre de grandeur, donc :Si pK
A-1 < pH < pKA+1.
Diagramme de prédominance pour l"hélianthine :La zone de virage est comprise entre pK
A - 1 et pKA + 1 environ (soit entre 2,4 et 3,4)
4) Solutions tampons
Une solution dont les concentrations de l"acide et de sa base conjuguée sont égales est telle que [A] = [B] de
sorte que dans l"expression pH = pKA + log[]
[ ]AB, log [ ]AB= log 1 = 0, ainsi pH = pKAPropriété :
Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lorsqu"on la dilue ou par ajout de petites quantités d"acide fort ou de base forte.VIII. Force des acides et des bases :
D"abord les couples sont classés sur une échelle de pKA, un acide est d"autant plus fort que le pKA du couple
dont il fait parti est proche de 0 et une base est d"autant plus forte que le pKA du couple dont elle fait partie est
proche de 14.Echelle des pKA :
H2O / HO- pKa = 14,0 Ainsi l'acide éthanoïque est un
acide faible mais plus fort que NH4+ / NH3 pKa = 9,2 l'ion ammonium et l'ammoniac
est une base faible mais plus CH3CO2H/ CH3CO2- pKa = 4,8 forte que l'ion éthanoate.
H3O+ / H2O pka = 0
Comment distinguer rapidement si un acide ou une base est fort(e) en connaissant sa concentration initiale Ca ou Cb : pour un acide fort : pH = - log Ca pour une base forte : pH = 14 + log Cb A IX. Constante d"équilibre associée à une réaction acido-basique :Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l"acide A1H d"un couple A1H/A1- et la base A2- d"un
couple A2H/A2-.
demi-équations : A1H = A1- + H+
A2- + H+ = A2H
Equation : A
1H + A2- = A1- + A2H
Constante d"équilibre : K =
[ ][ ]--´´2121AHAHAA on multiplie en haut et en bas par [H3O+] : K = --´´´OHOHAHAHAA33
F 2F1F 2F12A1AKK = 10
pKA2 - pKA1 On reconnaît au numérateur la constante d"acidité du couple A1H/A1- et au dénominateur celle du couple
A2H/A2-.
La transformation est favorisée dans le sens où l"équation est écrite (de la gauche vers la droite) si K > 1. Elle
est favorisée dans le sens inverse (de la droite vers la gauche) si K<1.La transformation peut être considérée comme totale dans le sens de gauche à droite si K > 10
4, sinon elle est
limitée.(La transformation peut être considérée comme totale dans le sens de droite à gauche si K < 10
- 4).X. Les acides aminés
Les acides aminés sont des composants essentiels de l"organisme puisqu"ils entrent dans la composition des
protéines. Leur formule générale est de la forme: COOHC NH 2 RLe groupement R est soit un H soit un alkyle. Ils comportent donc une fonction carboxyle, donc un acide et une fonction amine, donc une base.
Au niveau acido-basique les acides aminés sont en général le siège de deux équilibres acido-basiques
fondamentaux. Le premier est caractérisé par une constante d"acidité K a1: H3N+-CHR-CO2H + H2O H3N+-CHR-CO2- + H3O+
Remarque :
"cation" + H2O "amphion" + H3O+
Le second est caractérisé par une constante d"acidité K a2: H3N+-CHR-CO2- + H2O H2N-CHR-CO2- + H3O+
Remarque :
"amphion" + H2O "anion" + H3O+
Avec pK
A1 < pKA2
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