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2) Acide fort 1 + acide faible 2 On calcule souvent le pH en négligeant l'acide faible Cette approximation grossière n'est justifiée que si l'apport d'ions

Exemples de réactions de dissolution de bases et d'acides forts : • L'acide acide faible : c'est un acide dont la réaction sur l'eau n'est pas totale base faible

[PDF] pH et pKa - Eli Zysman-Colman

pKa = -log Ka Plus la valeur de pKa est faible, plus le Ka est grand, plus l'acide est fort 4 Table de pKa http://evans harvard edu/ pdf /evans_pKa_table pdf

[PDF] COURS DE CHIMIE GENERALE Semestre 1 SVI - Université Cadi

Cas d'un mélange d'un acide fort et d'un acide faible Page 4 3 2 6 Cas d'un mélange de deux acides faibles

[PDF] Chapitre 1 Acides et bases

faible ssi la dissociation est une réaction équilibrée ssi pKa > 0 Dans le cas d'un acide fort, totalement dissocié dans l'eau, la concentration finale

[PDF] Le pH 3 Le pH des acides et bases forts - théorie - 2014

Déterminer si une espèce chimique est un acide fort, un acide faible, une base forte ou une base faible aussi bien à partir d'une formule brute que du nom de l'

[PDF] Transformations chimiques en solution aqueuse - Chimie en PCSI

7 II – LA REACTION ACIDE/BASE 8 1 LES ACIDES FORTS ET LES BASES FORTES 8 2 LES ACIDES FAIBLES ET LES BASES FAIBLES : CONSTANTE

[PDF] VIEtude sommaire des mélanges

2) Acide fort 1 + acide faible 2 On calcule souvent le pH en négligeant l'acide faible Cette approximation grossière n'est justifiée que si l'apport d'ions

[PDF] Propriétés des acides et des bases

•pKa faible « Ka élevé : acide fort •pKa élevé « Ka faible : acide faible Les acides faibles en solution aqueuse se dissocient seulement partiellement,

[PDF] Les acides et bases en solution aqueuse - Groupe Transition

Coefficient d'ionisation (de dissociation) d'un acide ou d'une base faible Pourcentage effet, HCl est un acide fort totalement ionisé en solution aqueuse

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[PDF] VIEtude sommaire des mélanges

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 77

VI..Etude sommaire des mélanges

Johannes Broenstedt (1879 - 1947)

a. Lois de dilution .... 78 b. Mélanges d"acides .... 79 c. Mélange de bases .... 81 d. Mélanges d"acides et de bases 83 e. Titrages acido-basiques .... 91 f. Courbes de titration .... 92 g. Exercices 99

Acides et bases

Chapitre VI 78

Etude sommaire des mélanges

a) Lois de dilution Les concentrations formelles des substances dans un mélange diffèrent en général des concentrations formelles dans les solutions qui ont servi à préparer ce mélange:

1) Dilution proprement dite

On ajoute de l"eau à la solution initiale.

Exemple:

Mélange de 2 l HCN 0,2 mol/l et 3 l NaCl 0,10 mol/l

Dans le mélange:

[]HCNn

V20,20

230,080mol

loHCN,o==×

La concentration formelle de la substance après dilution se calcule en divisant le nombre de moles

de substance (supposée non dissociée) présents dans la solution initiale par le volume atteint après

dilution: [][]SubstanceSubstanceV

Vo, après dilutiono,avantdilutionavantdilution

aprèsdilution=×

Equation 41: Formule de dilution

2) Dilution par mélange

Dans ce cas, on mélange la solution initiale avec une autre solution:

Exemple :

Mélange de 1 l HCN 0,20 mol/l et 2 l HCN 0,30 mol/l

Dans le mélange:

[]HCNn

V10,2020,30

120,27mol

loHCN,o==×+×

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 79

La concentration formelle de la substance après dilution se calcule en divisant le nombre de moles

total provenant de toutes les solutions mélangées par le volume atteint après dilution: [][][]Subst.Subst.VSubst.V..... V mé o, méo, sol 1sol 1o, sol 2sol 2=×+×+

Equation 40 : Formule du mélange

( sol 1, sol 2: première, deuxième solution initiale; mé: mélange )

Les formules de dilution restent valables pour les concentrations d"espèces chimiques quelconques,

pourvu que ces espèces ne subissent pas de modification notable pendant la dilution. (Cette

condition est loin d"être toujours réalisée: Nous savons en effet que le degré de dissociation ou

d"hydrolyse des acides et bases faibles augmente avec la dilution!)

Exemple:

Mélange de 500 ml NaCl 0,1 M et 500 ml H Cl 0,2 M.

Dans le mélange:

HOn

V0,50,2

10,1mol

l Cln

V0,50,10,50,2

10,15mol

l Nan

V0,50,1

10,05mol

l3H 3O Cl Na+

Acides et bases

Chapitre VI 80

b) Mélanges d"acides

1) Acide fort 1 et acide fort 2

Le pH se calcule en sachant que les deux acides sont entièrement ionisés .

Exemples:

1) mélange de 500 ml HCl 0,10 M et 500 ml H ClO

4 0,20 M.

Dans la première solution::

nHOmol

305000100050+=×=,,,

Dans la deuxième solution::

nHOmol

30500020010+=×=,,,

Donc :

pH=-+ +=log,, ,,,0050010

05000500082

2) mélange de 1,0 l H Cl 0,15 molaire avec 0,50 l H Br 0,30 molaire:

[][][]HO(HOVHOV)

VV0,151,00,300,50

1,00,500,20mol

l(eq.41)3mé3 11322
12+=+ pH = -log0,20 = 0,70;

2) Acide fort 1 + acide faible 2

On calcule souvent le pH en négligeant l"acide faible.

Cette approximation grossière n"est justifiée que si l"apport d"ions hydronium par l"acide faible est

négligeable par rapport à celui fourni par l"acide fort ( c.à.d. si l"acide fort est assez concentré et si

l"acide faible possède une constante d"acidité et une concentration assez faibles), ce dont on peut se

rendre compte en calculant les pH des deux acides dans la solution finale comme s"ils ne s"influençaient pas mutuellement.

Exemples :

1) mélange de 20 ml H Cl 0,50 mol/l avec 60 ml CH3COOH 0,050 mol/l:

[][]HOHOV

VV0,500,020

0,0200,0600,13mol

l(eq.40)3mé3 11

12+=+=×

pH = -log0,125 = 0,90

L"acide acétique seul fournirait:

[][]HOKCH3COOH100,0500,060

0,0600,0208,210mol

l3a,CH3COOHo,mé4,754+=×=×× négligeable!

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 81

3) Acide faible 1 + acide faible 2

Nous admettons sans démonstration la formule suivante: [][][]HOKHBKHB23a11o, méa2o, mé+=+

Equation 42 : Mélange de deux acides faibles : [HB1]o,mé , [HB2]o,mé sont les concentrations formelles dans le mélange

Exemple:

mélange de 25 ml HCOOH 0,10 mol/l avec 50 ml CH3COOH 1,0 10 -2 mol/l: [][][]HO.KHCOOHKCH3COOHl

100,100,025

0,0250,050100,0100,050

0,0250,050

=0,0025mol

3,754,75+=×+×

pH = -log0,0025 = 2,60 c) Mélanges de bases

1) Base forte 1 et base forte 2

Le pH se calcule en sachant que les deux bases sont entièrement hydrolysées.

Exemple:

mélange de 0,01 mol d"éthanolate de sodium de volume supposé négligeable avec 20 ml NaOH 0,10 mol/l:

OH(nOHV)

V0,0100,100,020

0,0200,60mol

l(eq.41)mé.OH-,122 2 pOH = -log0,60 = 0,22

2) Base forte 1 + base faible 2

Le pH se calcule en négligeant la base faible.

Acides et bases

Chapitre VI 82

Cette approximation grossière n"est justifiée que si l"apport d"ions hydroxyde par la base faible est

négligeable par rapport à celui fourni par la base forte ( c.à.d. si la base forte est assez concentrée et

si la base faible possède une constante de basicité et une concentration assez faibles) , ce dont on

peut se rendre compte en calculant les pH des deux bases dans la solution finale comme si elles ne s"influençaient pas mutuellement.

Exemple:

mélange 20 ml NaOH 0,25 mol/l avec 60 ml NH3 0,010 mol/l: cas 2) [][]OHOHV

VV0,250,020

0,0200,0600,063mol

l(eq.40)mé.1 1 12 pOH = -log0,063 = 1,2 (L"ammoniac seul fournirait: [][]OHKNH100,0100,06

0,0600,0203,410mol

lb,NH33o,mé4,804 +=×, négligeable!)

3) Base faible 1 + base faible 2

Nous admettons sans démonstration la formule suivante: [][][]OHKBKBb11o,méb22o,mé- Equation 43 : Mélange de deux bases faibles : [B1-]o,mé , [B2-]o,mé = concentrations formelles dans le mélange

Exemple:

mélange 25 ml NH3 0,10 mol/l avec 50 ml C2H5NH2 0,050 mol/l: cas 3) [][][]OH.KNHKCHNH

100,100,025

0,0250,050100,0500,050

0,0250,050

=0,0040mol

4,803,33-

pOH = -log0,0040 = 2,40

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 83

d) Mélanges d"acides et de bases d1) Cas général

D"après Broenstedt, la réaction de neutralisation entre un acide et une base consiste en l"échange

d"un proton:

HB1 + B2- B1- + HB2

Equation 44 : réaction acide-base selon Broenstedt neutralisation

Exemples ( voir chapitre II):

H Cl + CH

3COO- CH3COOH + Cl-

HCO

3- + OH- CO32- + H2O

Calculons la constante d"équilibre de l"équation 44 et exprimons-la en fonction de Ka1 et Ka2:

KHBB HBBHB

HOBHOB

HBK KK K 10 21
122
3231
1a1 a2a1b2

14==×==

Si la constante K est grande, le produit des concentrations des espèces finales (HB2 et B1-) à

l"équilibre est beaucoup plus grand que le produit des concentrations des espèces initiales (HB

1 et B

2-). Alors on peut raisonnablement admettre que la réaction est complète. En choisissant des

valeurs limites de K convenables et assez grandes, on peut trouver des critères simples pour détecter

les neutralisations complètes: 1

1 Les réactions non complètes doivent subir un traitement plus rigoureux .

Acides et bases

Chapitre VI 84

1) réaction entre acide faible et base faible.

La réaction peut certainement être considérée comme complète, si K > 1000 (valeur librement

choisie), c"est à dire si: K

K1000pKpK3

a1 a2a2a1>Û-> Equation 46 : Critère pour une réaction complète entre un acide HB1 et une base B2- Dans le tableau des couples acide faible - base faible, les réactions complètes possibles se reconnaissent au fait que l"acide appartient à un couple situé plus haut (vers les pK a plus faibles) et se trouve assez éloigné de la base pour que la différence de leurs pK a dépasse 3.

2) réaction entre un acide fort et une base faible.

Un acide fort fournit en solution aqueuse intégralement l"acide H3O+ de

constante d"acidité 55,36. La réaction en question peut donc être considérée comme une réaction

entre H

3O+ et la base faible. Elle sera complète, si K > 55360 (valeur librement choisie, mais

certainement assez grande pour que l"équilibre 45 soit complètement déplacé vers la droite), c"est à

dire si: K K

5536055,36

K55360K10aH3O

a2a2a23+->Û>Û<

K10pK3a23a2<Û>-

Equation 47: Critère pour une réaction complète entre acide fort HB1 et base faible B2-

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 85

La réaction entre un acide fort et une base faible est complète si la constante d"acidité de l"acide correspondant à la base faible est plus petite que 10 -3.

Acides et bases

Chapitre VI 86

3) réaction entre un acide faible HB1 et une base forte B2-

Une base forte fournit en solution aqueuse intégralement la base OH- de constante de basicité

55,36. La réaction en question peut donc être considérée comme une réaction entre OH

- et l"acide faible. Elle sera certainement complète, si K> 55360 (valeur librement choisie, mais certainement

assez grande pour que l"équilibre 45 soit complètement déplacé vers la droite), c.à.d. si:

1055360K55,361055360K10a1b,OH

14a114a111-

K10pK11a111a1>Û<-

Equation 48 : Critère pour une réaction complète entre acide faible HB1 et base forte B2-

La réaction entre un acide faible et une base forte est complète si la constante d"acidité de l"acide

faible est supérieure à 10 -11

4) réaction entre un acide fort et une base forte

En solution aqueuse les acides forts fournissent intégralement l"acide fort H

3O+ (Ka = 55,36) par dissociation acide, les bases fortes l"ion OH

- ( Kb = 55,36) par dissociation basique.

On a: K = 10

14 Ka Kb = 55,36

2 1014, donc

La réaction entre un acide fort et une base forte est complète Exemples: (voir tableau des couples acide faible - base faible en annexe) acide benzoïque et ion hypochlorite: DpK a = 7,30 - 4,20 = 3,10 > 3 réaction complète acide chlorhydrique et ion fluorure: pK a(HF/F-) = 3,17 > 3 réaction complète ion ammonium et ion nitrite : DpK a = 3,30 - 9,20 = -5,90 << 3 réaction nulle ion ammonium et ion hydroxyde : pK a(NH4+/NH3) = 9,20 < 11 réaction complète acide nitreux et ion formiate: DpK a = 3,75 - 3,30 = 0,45 < 3 réaction incomplète acide nitrique et ion hydroxyde: Acide fort - base forte réaction complète

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 87

d2) Mélanges tampon

1) Définition d"un tampon.

Un tampon est le mélange d"un acide HB et de sa base correspondante B-

Exemples:

2O + CO2 / HCO3- (par exemple dans le sang)

H2PO

4- / HPO42- (par exemple dans l"urine)

4+ / NH3 (par exemple dans l"urine)

2) pH d"un tampon.

-L"équilibre trivial de la réaction entre acide et base

HB + B

- HB + B- ne saurait évidemment pas modifier les concentrations initiales de HB et B-.

Si le pKa du couple HB/B- reste entre 3 et 11, les équilibres des réactions de dissociation acide de

HB et basique de B

HB + H

2O B- + H3O+

B - + H2O HB + OH- sont fortement déplacés vers la gauche: Alors ils ne sauraient pas non plus modifier les concentrations de HB etr B - de façon significative, pourvu que les dilutions ne soient pas trop poussées dès le départ.

Si toutes ces conditions sont bien remplies, les concentrations à l"équilibre du tampon restent donc

égales aux concentrations initiales:

[][][][]HBHBetBBo-- o== où l"indice o désigne dans ce chapitre les concentrations initiales ou formelles dans le mélange.quotesdbs_dbs30.pdfusesText_36

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Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 77

VI..Etude sommaire des mélanges

Johannes Broenstedt (1879 - 1947)

Acides et bases

Chapitre VI 78

Etude sommaire des mélanges

1) Dilution proprement dite

On ajoute de l"eau à la solution initiale.

Exemple:

Dans le mélange:

V20,20

230,080mol

Vo, après dilutiono,avantdilutionavantdilution

Equation 41: Formule de dilution

2) Dilution par mélange

Exemple :

Dans le mélange:

V10,2020,30

120,27mol

Etude sommaire des mélanges

Chapitre VI 79

Equation 40 : Formule du mélange

Exemple:

Dans le mélange:

V0,50,2

10,1mol

V0,50,10,50,2

10,15mol

V0,50,1

10,05mol

Acides et bases

Chapitre VI 80

1) Acide fort 1 et acide fort 2

Exemples:

1) mélange de 500 ml HCl 0,10 M et 500 ml H ClO

4 0,20 M.

Dans la première solution::

305000100050+=×=,,,

Dans la deuxième solution::

30500020010+=×=,,,

Donc :

05000500082

2) mélange de 1,0 l H Cl 0,15 molaire avec 0,50 l H Br 0,30 molaire:

VV0,151,00,300,50

1,00,500,20mol

2) Acide fort 1 + acide faible 2

Exemples :

1) mélange de 20 ml H Cl 0,50 mol/l avec 60 ml CH3COOH 0,050 mol/l:

VV0,500,020

0,0200,0600,13mol

12+=+=×

L"acide acétique seul fournirait:

0,0600,0208,210mol

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Chapitre VI 81

3) Acide faible 1 + acide faible 2

Exemple:

100,100,025

0,0250,050100,0100,050

0,0250,050

3,754,75+=×+×

1) Base forte 1 et base forte 2

Exemple:

OH(nOHV)

V0,0100,100,020

0,0200,60mol

2) Base forte 1 + base faible 2

Le pH se calcule en négligeant la base faible.

Acides et bases

Chapitre VI 82

Exemple:

VV0,250,020

0,0200,0600,063mol

0,0600,0203,410mol

3) Base faible 1 + base faible 2

Exemple:

100,100,025

0,0250,050100,0500,050