P H et équilibre acido-basique PDF

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P H et équilibre acido-basique...

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pH et équilibre acido-basique

1.

Rappels............................................................................................................................3

2.

Définition, mesure du pH...............................................................................................4

2.1 Notion de pH....................................................................................................4 2.1.1 Dissociation de l’eau.................................................................................4 2.1.2 Produit ionique de l’eau............................................................................4 2.1.3 Remarque..................................................................................................4 2.2 Définition du pH..............................................................................................5 2.3 Définition pOH................................................................................................5 2.4 Définitions: Acide- Base..................................................................................6 2.5 Ampholyte ou corps amphotère.......................................................................8 2.6 Acides et bases forts........................................................................................9 2.6.1 Définitions................................................................................................9 2.6.2 pKa d’un couple acide base......................................................................9 2.6.3 pH et pKa..................................................................................................9 2.6.4 pH solution acide fort.............................................................................10 2.6.5 pH acide fort............................................................................................11 2.6.6 pH acide faible........................................................................................11 2.6.7 pH base forte...........................................................................................12 2.6.8 pH base faible.........................................................................................13 2.6.9 Résumé des formules..............................................................................15 2.6.10 pH de solutions pures de sel...................................................................15 3.

3.1 3.2 3.3 3.4

Courbes de titration.....................................................................................................17

généralités......................................................................................................17 Titration d’un acide fort par une base forte...................................................18 Titration d’une base forte par un acide fort..................................................19 Titration d’un acide faible par une base forte...............................................20 4.

Effets tampon (tampons ouverts et fermés)...............................................................22

4.1 Solutions tampons: propriétés........................................................................22 4.2 Mécanisme d’action d’un système tampon acide faible/base forte...............23 4.3 Pouvoir tampon..............................................................................................24 4.4 Solutions tampons..........................................................................................25 4.4.1 Tampons cellulaires................................................................................25 4.4.2 Tampons érythrocytaires.........................................................................26 4.4.3 Tampons plasmatiques............................................................................26 4.5 Tampons fermés.............................................................................................28 4.6 Organe régulateur: reins.................................................................................28 4.7 Résumé régulation équilibre acide base........................................................29 [ pH et équilibre acido-basique]

1

5.

Application au diagramme de Davenport..................................................................30

5.1 pH sanguin.....................................................................................................30 5.2 Diagramme de Davenport..............................................................................30 5.3 Equilibre acido-basique normal.....................................................................31 5.4 Troubles acido-basiques................................................................................31 5.4.1 Troubles d’origine respiratoire................................................................32 5.4.2 Troubles d’origine métabolique..............................................................32 6.

Mesure du pH: potentiométrie....................................................................................33

6.1 définitions......................................................................................................33 6.2 Potentiel d’électrode......................................................................................34 6.3 Différence de potentiel...................................................................................34 6.4 Potentiel de référence....................................................................................35 6.5 Potentiel de jonction......................................................................................35 6.6 Electrodes......................................................................................................35 6.6.1 Électrode de référence idéale..................................................................35 6.6.2 Electrodes du 1er genre...........................................................................36 6.6.3 Electrodes de 2ème genre.......................................................................36 6.6.4 Electrodes de 3ème genre.......................................................................37 6.7 Pile de « concentration »................................................................................37 6.7.1 Application de la pile de « concentration » à la mesure du pH..............38 6.8 Mesures colorimétriques................................................................................38 7.

Applications..................................................................................................................41

[ pH et équilibre acido-basique]

2

1.

Rappels Solution : tout mélange homogène en phase condensée, liquide ou solide Solution = une seule phase Solvants et solutés (corps dissous)

Electrolytes: substances permettant le passage de courant électrique - Electrolytes forts: dissociation totale dans l’eau

- Electrolytes faibles : dissociation partielle

3

2.

Définition, mesure du pH

2.1 2.1.1

Notion de pH Dissociation de l’eau H3O

Couple H3O+/H2O Couple H2O/OH-

H2O + H+ OH + H+ ↔ H2O

↔ -

2.1.2

Produit ionique de l’eau La présence dans l’eau d’ions H3O+ et OH résulte de son ionisation partielle (équivalent réaction acide – base) H3O+/H2O H2O/OHLa constante thermodynamique de l’équilibre précédent notée Ke est appelé produit ionique de l’eau H2O + H2O ↔

2.1.3

2.2

H3O+ + OH-

Remarque • Neutralité = (OH-) = 10-7 à

acide base d’une solution : -(H+) 23°C

•

Électroneutralité d’une solution:

Définition du pH Expression du degré d’acidité ou basicité d’une solution → (H+) (concentrations très faibles) → pH (notion introduite par Sörensen) L’activité des ions H+ est exprimée en équivalent-gramme par litre:

Tant que les concentrations sont faibles ((H+) < 10-2), on peut confondre activité et concentration:

H+ pH

[ pH et équilibre acido-basique]

10-

10-

10-

2

7

11

2

7

11

4

pH = 7 eau pure pH < 7 milieu acide ([H+] > 10-7) pH > 7 milieu basique ([H+] 10-7) Les limites habituelles du pH se situent en général de 0 à 14 mais il est possible d’aller au-delà si les activités deviennent plus grandes 2.3

Définition pOH

NB: à température ordinaire (NB: à 100°C, neutralité 6,12) L’échelle de pH (et de pOH) s’étend de -1 à 15. Les mesures sont difficiles aux extrémités de l’échelle. 2.4

Définitions: Acide- Base • Substances dont la présence modifie le pH du milieu auquel ils sont ajoutés • Ajouter un acide → ↑ (H+) → ↓pH • Ajouter une base → ↓ (H+) → ↑ pH Svante August Arrhenius physicien et chimiste suédois (1859- 1927) Prix nobel 1903 Théorie d’Arrhénius → un acide est une substance qui libère des ions H+ en solution aqueuse → une base est une substance qui libère des ions OH- en solution aqueuse

[ pH et équilibre acido-basique]

5

• Johannes Nicolaus Bronsted (1849-1947) chimiste danois • Acides et bases selon Brönsted et Lowry (1923) • Un acide est une espèce chimique ( soit ionique ou moléculaire) susceptible de céder un ou plusieurs protons H+ → monoacide: 1 seul proton HCl HNO3 CH 3 COOH → polyacide: plusieurs protons H2SO4,[H2O,CO2 ] Une base est une espèce chimique, ionique ou moléculaire, susceptible de capter un ou plusieurs protons H+ → monobase: 1 seul proton NaOH,KOH → polybase: plusieurs protons Ca(OH)2 Acides et bases selon Brönsted et Lowry (1923)

Une réaction acide-base fait intervenir 2 couples acide-base. par exemple:

[ pH et équilibre acido-basique]

6

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl2.5

Ampholyte ou corps amphotère Corps qui possèdent à la fois des fonctions acide ou basique selon le couple formé

2.6 2.6.1

Acides et bases forts Définitions • Acide ou base fort: dissociation dans l’eau complète (sans constante de dissociation K) • Acide ou base faible: dissociation incomplète (avec constante de dissociation, et équilibre entre les 2 formes)

2.6.2

pKa d’un couple acide base • Acide faible: dissociation incomplète – Nécessiter de définir force de la solution Ka (constante d’acidité ou d’ionisation)

[ pH et équilibre acido-basique]

7

2.6.3

pH et pKa Pour tout couple acide-base A/B, la réaction d’ionisation s’écrit: Ac + H2O ↔ Ba + H3O+ La constante d’acidité Ka s’écrit:

On obtient:

2.6.4

pH solution acide fort • Acides totalement dissociés α = 1

Ex:

Ne tient pas compte dans ce cas de la dissociation de l’eau:

[ pH et équilibre acido-basique]

pH = -log(Ca+ ɛ) En pratique, pour des valeurs de Ca telles que Ca2 >> 4 Ke (ex: Ca > 10-5), ɛ négligeable → pH = -log Ca Par contre quand Ca très faible (ex: Ca < 10-7), ɛ non négligeable

2.6.5

pH acide fort • Cas d’un diacide

2.6.6

pH acide faible • Acides partiellement dissociés α< 1

Acidité due à AH et à la dissociation de l’eau (H+) = αCa + ɛ α coefficient de dissociation de l’acide ɛ contribution due à la dissociation de l’eau On suppose que ɛ...