[PDF] Chap VI: Equilibres acido- basiques – Transfert de protons

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EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES Réaction d’un acide avec l’eau Soit la réation d’un aide AH ave l’eau : AHaq+H2O(l)⇆A−aq+H3O+ aq Si l’aide AH ne réagit pas totalement avec l’eau, c’est un acide « faible » La transformation conduit alors à un équilibre chimique caractérisé par la onstante d’équilire eq: KA= [A−] [H3O+]eq

EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES

formé au cours de la réaction considérée II-1/ LES SOLUTIONS ACIDES Soit la réaction acido-basique : AH + H 2 O A - + H 3 O + Les deux couples acido-basiques mis en jeu sont AH / A-et H 3 O + / H 2O Il s’agit en fait d’une réaction d’hydrolyse

Chap VI: Equilibres acido- basiques – Transfert de protons

Equilibres Acido-basiques Aspect important des équilibres chimiques dans le milieu biologique Structure des enzymes Glycolyse Pluies acides Principes généraux des équilibres chimiques s’appliquent aux transferts de protons L’ion hydrogène H + n’existe pas, il est sous forme solvaté H 3O+

Chapitre7-Equilibres acido basiques - Cours à domicile ou en

1/5 Fiche d’exercices 7 : Equilibres acido-basiques UE3 Biophysique PACES - Année universitaire 2015/2016 PHYSIQUE ET MATHS – Soutien scolaire et Cours

TD 7 : Equilibres acido-basiques´

TD 7 : Equilibres acido-basiques´ Exercice 1 : pH d’une base forte Calculer le pH d’une solution d’hydroxydede sodium dans l’eau aux concentrations 0,1, 10−6 et 10−8 mol L−1 Exercice 2 : pH d’un acide faible Calculer le pH d’une solution d’acide dichloroac´etique dans l’eau a la concentration 10−2 mol L−1

Faculté de Médecine Pierre-et-Marie-Curie

Support de cours CHIMIE GENERALE CHAPITRE VI - EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES Professeur Antoine GEDEON Professeur Ariel de KOZAK (mise à jour : 28/5/2007) Université Pierre-et-Marie-Curie Pitié-Salpêtrière

DES ÉQUILIBRES ACIDO-BASIQUES EN MILIEU BIOLOGIQUE

DES ÉQUILIBRES ACIDO-BASIQUES EN MILIEU BIOLOGIQUE Le pH des liquides biologiques doit être maintenu dans des fourchettes étroites pour que la vie soit possible Un changement de pH perturberait très sérieusement le métabolisme des organismes vivants Les différents milieux

ÉQUILIBRES EN SOLUTION AQUEUSE

III Introduction aux titrages : TP-cours Chapitre 2 : Les équilibres acido-basiques et de complexation I Couples donneur/accepteur dissous d’une particule dissoute 1) Couples acido-basiques au sens de Brønsted 2) Couples de complexation II Diagrammes de prédominance et de répartition 1) Couples acido-basiques

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Chap VI: Equilibres acido-basiques -Transfert de protonsObjectifs :Définir un couple acide/baseExprimer une constante d"acidité K

A/pK A

Savoir calculer le pH d"une solution acide

ou basique

Equilibres Acido-basiques?

Aspect important des équilibres chimiques

dans le milieu biologique■

Structure des enzymes

Glycolyse

Pluies acides...

Pluies acides...

Principes généraux des équilibres chimiques s"appliquent aux transferts de protons L"ion hydrogène H+n"existe pas, il est sous forme solvaté H 3O+

La théorie de Brønsted-Lowry?

Il est important de connaitre les espèces qui

fournissent des protons, celles qui les acceptent et la façon d"exprimer la concentration en ions hydrogène dans la solution Selon cette théorie un acide est un donneur de proton Selon cette théorie un acide est un donneur de proton et une base un accepteur de proton Le proton est extrêmement mobile et les acides et bases dans l"eau sont toujours en équilibre avec leurs homologues protonés et déprotonés et les ions hydronium H 3O+

ACIDES NUCLEIQUESACIDES NUCLEIQUES

Déprotonation

pK a=9,4 N N NN 1 2 34567
8 9 H2N O H N N NNR 1 2 34567
8 9 H2N O formes mésomères N R guanosine R N N NN R 1 2 34567
8 9 H2N O vrai aussi pour uracile et thymine O N H

ACIDES NUCLEIQUES

Protonation

pK a=3,5 1NH2 N N NN 2 34567
8 9 H NH2 N N NN 1 2 34567
8 9 N NR NH2 N N NN R 1 2 34567
8 9 H formes mésomères vrai aussi pour cytidine et guanosine NH2 N N NR adénosine

Notion de couple acide/base

HA(aq) + H

2O(l) = H3O++ A-(aq)Une base telle que NH

établit l"équilibre:

A

OHAHAOHKaaaaK==

23
(2 couples acide/base)

Une base telle que NH

3établit l"équilibre:

B(aq) + H2O(l) = BH++ OH-(aq)

Notion de couple acide/base : AH/A

-et BH+/B B

OHBBHOHKaaaaK==

2

L"autoprotolyse de l"eau?

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq)

L"autoprotolyse de l"eau : l"eau est une

espèce amphotère, elle réagit sur elle- même selon la réaction : 2 H

O (l) = H

O +(aq) + OH -(aq) 2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq)e

OHOHOHKaaaK==

2

23.eKOHOH=-+]][3[

=10-14 2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq) eKOHOH=-+]][3[ =10-14 e

OHOHOHKaaaK==

2 23.
2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq) eKOHOH=-+]][3[ =10-14 2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq)e

OHOHOHKaaaK==

2 23.
2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq) eKOHOH=-+]][3[ =10-14 2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq) 2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq)e

OHOHOHKaaaK==

2 23.
2 H

2O (l) = H

3O +(aq) + OH -(aq) eKOHOH=-+]][3[ =10-14eKOHOH=-+]][3[ =10-14

Définition pKAet pKB

[ ]AHAOHK A-+=. 3

Avec pKA=-log KA

La fonction p = -log

=AOHAHK B =OHOHKe. 3 10= eBAKKK pKA+pKB=pKe=14pH + pOH = 14 -14Avec pK

B=-log KB

Concentration en ions hydronium?

Concentration en ions hydronium

Lors des calculs l"activité est remplacée par )log( 3+ OH apH

Lors des calculs l"activité est remplacée par la concentration, valable dans des solutions diluées

La variation d"une unité de pH équivaut à un facteur dix sur la concentration

Echelle de pH : dans une solution aqueuse

neutre si [H3O+]= [OH-] alors Ke= [H3O+]2et [H

3O+]= 1O-7mol.L-1: pH=7

Une solution est dite acide si [H

3O +]> [OH

Echelle de pH?

Une solution est dite acide si [H

3O +]> [OH le pH<7

Une solution est dite basique si [H3O+]<[OH-] :

le pH>7

Le pH d"une solution aqueuse est compris entre

0 et 14

Introduction au diagramme de

prédominanceDiagramme de prédominance 0 7 14 [H O +] > [OH pH 0 7 14 [H3O+]= [OH-] [H 3O +] > [OH [H3O+] < [OH-] pKa H

3O+/H20pKa

H

2O/OH-

Relation entre pH et pKA

A AHAOH aaaaK

OHAHAOH

A 3 23
[ ][ ]AHApKpHAH A OHK AA loglogloglog 3

Diagramme de prédominance

[ ]AHApKpH

A-+=log

pH

014pKAAH

A- Pour avoir une nette prédominance : marge d"une unité de pH de part et d"autre du pK A pKAet Enthalpie libre standard? pKA=-logKAet DrG°=-RTlnKSachant que log x= ln x / ln 10

Sachant que log x= ln x / ln 10

pKA= DrG°/RT ln10 exemple?

La concentration molaire en ions OH-

d"une solution est de 0,010 mmol.L -1.

Quel est le pH de cette solution?

Réponse : 9,00

Force des acides et des bases en solution dans l"eau? Un acide est d"autant plus fort que son KAest grand (libère des H

Acide fort / faible, base forte / faible:un acide est fort si sa réaction d"ionisation peut être considérée un acide est fort si sa réaction d"ionisation peut être considérée comme totale. Une base est dite forte si sa réaction de capture

de proton peut être considérée comme totaleAH H 2OH 3O A-

Acide fort

Acide faible...

Base forte (B, BH+, OH-),

Base faible

Force des acides et des bases en solution dans l"eau

Acides

fortsAcides faiblesAcides négligeables

Echelle de pKa :

pH

014Bases

fortesBases faiblesBases négligeables = nivellement des acides et des bases

Calcul de pH?

Acide fort

Base forte

Base forte

Acide faible

Base faible

Conservation de la matière

Constantes d"équilibres

Electroneutralité

Acide fort?

Les acides forts sont totalement dissociés, se déprotonent totalement Il n"y a pas d"équilibre chimique, les acides forts n"ont donc pas de constante d"acidité K A .

AH +H2O H3O++ A-

Ei cEf

c c

Ei cEf

c c

AH se dissocie totalement en A-, on peut donc négliger [AH] devant [A-] dans l"équation de conservation de la matière

C = [AH]+[A-] donne c=[A-]

Ex : HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4

Si c >10-6mol/L■On peut négligerles OH- apportés par l"autoprotolyse de l"eau [H3O+] = [OH-] + [A-] donne [H3O+] = [A-]=c Acide fort pH = -log c

Si c <10-6mol/L(acide fort dilué)■

On ne peut plus négliger l"autoprotolyse de

l"eau [H3O+] = [OH-] + [A-] ■h= Ke/h + c h² = Ke+ ch On doit résoudre l"équation du second degré [H3O+]=h pH = -log c Les base fortes réagissent totalement, se protonent totalement

Il n"y a pas d"équilibre chimique, la réaction de dissolution d"une base forte dans l"eau n"a donc pas de constante d"acidité K

B B+H

2O BH

++OHquotesdbs_dbs18.pdfusesText_24