Karamö, le prof virtuelLeçon 14 sur 20
Réactions acido-basiques
Je sais écrire l'équation d'une réaction entre un acide et une base de deux couples, calculer sa constante à partir des pKa et prévoir si elle est totale, partielle ou négligeable.
- 1 h 10
- 5 exercices corrigés
- 1 schéma
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Écrire l'équation d'une réaction acido-basique comme un transfert de proton entre deux couples
- Exprimer et calculer la constante de réaction K = 10^(pKa2 − pKa1)
- Prévoir le caractère total ou limité d'une réaction à partir de K
- Traiter les cas acide fort/base forte, acide faible/base forte, base faible/acide fort et faire un bilan de matière
Avant de commencer : La leçon « Couples acide-base » (Ka, pKa, prédominance) et la leçon « Acides forts et bases fortes ».
1Je découvre
Pendant les travaux champêtres près de Kissidougou, Lansana se fait piquer par des fourmis. Sa grand-mère lui conseille de frotter la piqûre avec une solution basique très diluée. Au lycée, il apprend que le liquide injecté par certaines fourmis contient de l'acide méthanoïque, un acide faible.
Plus tard, son voisin agriculteur explique qu'il épand de la chaux sur ses parcelles, car le sol est trop acide et le riz pousse mal. Et quand son père a des brûlures d'estomac, il prend un peu de bicarbonate de sodium dans un verre d'eau.
Dans les trois cas, on « neutralise » un acide par une base. Mais toutes les bases ne conviennent pas à tous les acides : certaines réactions sont presque totales, d'autres se font à peine.
Comment écrire la réaction entre un acide et une base, et comment prévoir si elle sera totale ?
2Je comprends
1. Une réaction acido-basique est un transfert de proton
Une réaction acido-basique est un échange de proton H^+ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.
Soit deux couples A1H/A1^- et A2H/A2^-. L'acide A1H cède un proton, la base A2^- le capte :
A1H rightleftharpoons A1^- + H^+
A2^- + H^+ rightleftharpoons A2H
En additionnant, le proton disparaît :
A1H + A2^- rightleftharpoons A1^- + A2H.
Exemple : l'acide éthanoïque et l'ammoniac.
CH3COOH + NH3 rightleftharpoons CH3COO^- + NH4^+.
Couples mis en jeu : CH3COOH/CH3COO^- et NH4^+/NH3.
2. La constante de réaction
À l'équilibre, on définit la constante de réaction :
K = [A1^-] [A2H][A1H] [A2^-].
En multipliant le numérateur et le dénominateur par [H3O^+], on fait apparaître les constantes d'acidité :
K = Ka1Ka2 = 10 pKa2 - pKa1,
où pKa1 est celui du couple de l'acide qui réagit et pKa2 celui du couple de la base qui réagit.
Exemple
Calculer la constante de la réaction entre l'acide éthanoïque (pKa1 = 4,8) et l'ammoniac (pKa2 = 9,2).
K = 10^(pKa2 − pKa1) = 10^(9,2 − 4,8) = 10^4,4 ≈ 2,5 × 10^4.
K est très grand : la réaction est pratiquement totale.
Pour 1,0 × 10^−3 mol de chaque réactif, le calcul d'équilibre donne x/(n − x) = √(2,5 × 10^4) ≈ 158, soit x ≈ 0,994 × 10^−3 mol : 99,4 % des réactifs ont réagi.
3. Prévoir le sens et l'importance de la réaction
| Valeur de K | Signification |
|---|---|
| K ≥ 104 | réaction pratiquement totale (on écrit une simple flèche) |
| 10-4 < K < 104 | réaction limitée : équilibre avec réactifs et produits en quantités comparables |
| K ≤ 10-4 | réaction négligeable |
Règle pratique. La réaction est favorisée (K > 1) quand pKa2 > pKa1, c'est-à-dire quand l'acide le plus fort (le plus petit pKa) réagit sur la base la plus forte (le plus grand pKa). On la retient en plaçant les couples sur un axe des pKa (acides à gauche, bases à droite) : l'acide situé plus bas réagit avec la base située plus haut. C'est la « règle du gamma ».
Exemple
La réaction entre l'ion éthanoate et l'ion ammonium est-elle possible ?
CH3COO− + NH4+ ⇌ CH3COOH + NH3.
L'acide qui réagit est NH4+ (pKa1 = 9,2) ; la base qui réagit est CH3COO− (pKa2 = 4,8).
K = 10^(4,8 − 9,2) = 10^−4,4 ≈ 4,0 × 10^−5 : réaction négligeable.
C'est logique : c'est la réaction inverse de celle de l'exemple précédent.
4. Les cas à connaître pour le BAC
| Réaction | Équation | Constante |
|---|---|---|
| acide fort + base forte | H3O^+ + OH^- → 2 H2O | K = 1Ke = 1014 |
| acide faible + base forte | CH3COOH + OH^- → CH3COO^- + H2O | K = KaKe = 1014 - 4,8 ≈ 1,6 × 109 |
| base faible + acide fort | NH3 + H3O^+ → NH4^+ + H2O | K = 1Ka = 109,2 ≈ 1,6 × 109 |
| acide faible + base faible | CH3COOH + NH3 rightleftharpoons CH3COO^- + NH4^+ | K = 104,4 |
| acide faible + eau | CH3COOH + H2O rightleftharpoons CH3COO^- + H3O^+ | K = Ka = 10-4,8 |
Les trois premières réactions sont totales : c'est pour cela qu'on les utilise dans les dosages (leçon suivante). Elles sont aussi rapides et exothermiques.
5. Faire un bilan de matière
Quand la réaction est totale, on utilise un tableau d'avancement avec un réactif limitant.
Méthode
Pour étudier le mélange d'un acide et d'une base :
- Je repère l'acide le plus fort et la base la plus forte présents, et j'écris l'équation de leur réaction.
- Je calcule K = 10^(pKa2 − pKa1) pour savoir si elle est totale (K ≥ 10^4).
- Si elle est totale, je dresse le tableau d'avancement et je cherche le réactif limitant.
- Je fais l'inventaire des espèces présentes à la fin et leurs quantités.
- J'en déduis le pH : acide fort ou base forte en excès, ou relation pH = pKa + log([A−]/[AH]) si un acide faible et sa base conjuguée sont présents.
Exemple
On mélange 20 mL d'acide éthanoïque à 0,10 mol/L et 10 mL de soude à 0,10 mol/L. Quelles espèces obtient-on, et quel est le pH (pKa = 4,8) ?
n(CH3COOH) = 0,10 × 0,020 = 2,0 × 10^−3 mol ; n(OH−) = 0,10 × 0,010 = 1,0 × 10^−3 mol.
Réaction totale (K ≈ 1,6 × 10^9) : CH3COOH + OH− → CH3COO− + H2O. OH− est limitant.
État final : CH3COOH : 2,0 × 10^−3 − 1,0 × 10^−3 = 1,0 × 10^−3 mol ; CH3COO− : 1,0 × 10^−3 mol ; OH− : pratiquement 0.
[CH3COO−] = [CH3COOH], donc pH = pKa + log 1 = pKa = 4,8.
6. Retour aux exemples du quotidien
- La chaux (oxyde de calcium, qui donne de l'hydroxyde de calcium dans l'eau) apporte des ions OH^- qui réagissent avec l'acidité du sol.
- L'ion hydrogénocarbonate HCO3^- du bicarbonate de sodium est une base (couple CO2,H2O/HCO3^-, pKa = 6,4). Il réagit avec les ions H3O^+ de l'estomac : HCO3^- + H3O^+ → CO2 + 2 H2O ; le gaz dégagé explique les rots.
- L'acide méthanoïque (pKa = 3,8) de la piqûre réagit avec une base de pKa plus grand.
3Je retiens
Je retiens
Réaction acido-basique = transfert d'un proton de l'acide d'un couple à la base d'un autre couple : A1H + A2− ⇌ A1− + A2H.
K = Ka1 / Ka2 = 10^(pKa2 − pKa1) (pKa1 : couple de l'acide qui réagit ; pKa2 : couple de la base qui réagit).
K ≥ 10^4 : totale ; 10^−4 < K < 10^4 : limitée ; K ≤ 10^−4 : négligeable.
L'acide le plus fort réagit avec la base la plus forte (règle du gamma).
H3O+ + OH− → 2 H2O : K = 1/Ke = 10^14.
Acide faible + OH− : K = Ka/Ke ; base faible + H3O+ : K = 1/Ka. Ces réactions sont totales, rapides, exothermiques.
4Erreurs fréquentes
- Inverser pKa1 et pKa2 dans K : pKa1 est celui de l'ACIDE qui réagit. Vérifie ton résultat avec la règle « acide le plus fort + base la plus forte ⇒ K > 1 ».
- Faire réagir un acide avec l'acide d'un autre couple : une réaction acido-basique met toujours en jeu un acide ET une base.
- Oublier la double flèche pour une réaction limitée, ou la mettre pour une réaction totale.
- Oublier que l'eau peut être le réactif : l'acide faible réagit avec l'eau avec K = Ka.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Écris l'équation de la réaction et précise les deux couples mis en jeu :
a) acide méthanoïque + ion hydroxyde ;
b) ammoniac + acide chlorhydrique (ions H3O^+) ;
c) acide benzoïque C6H5COOH + ion éthanoate.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) HCOOH + OH^- → HCOO^- + H2O ; couples HCOOH/HCOO^- et H2O/OH^-.
b) NH3 + H3O^+ → NH4^+ + H2O ; couples NH4^+/NH3 et H3O^+/H2O.
c) C6H5COOH + CH3COO^- rightleftharpoons C6H5COO^- + CH3COOH ; couples C6H5COOH/C6H5COO^- et CH3COOH/CH3COO^-.
2Exercice 2
On mélange des quantités égales d'acide méthanoïque (pKa = 3,8) et d'ion éthanoate (pKa = 4,8).
a) Écris l'équation et calcule K.
b) La réaction est-elle totale ? Calcule le pourcentage de réactif transformé à l'équilibre.
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a) HCOOH + CH3COO^- rightleftharpoons HCOO^- + CH3COOH ; K = 104,8 - 3,8 = 101 = 10.
b) 10-4 < K < 104 : la réaction est limitée. Pour n mol de chaque réactif, à l'équilibre : x2(n - x)2 = 10, donc xn - x = √10 ≈ 3,16, d'où x = 3,164,16 n ≈ 0,76 n. Environ 76 % des réactifs sont transformés.
3Exercice 3
Le père de Lansana dissout 0,84 g d'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 dans l'eau (M = 84 g/mol ; Vm = 24 L/mol).
a) Écris l'équation de la réaction avec les ions H3O^+ de l'estomac.
b) Quelle quantité d'ions H3O^+ peut-il neutraliser au maximum ?
c) Quel volume de dioxyde de carbone se dégage alors ?
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) HCO3^- + H3O^+ → CO2 + 2 H2O.
b) n(HCO3^-) = 0,8484 = 1,0 × 10-2 mol. Une mole de HCO3^- réagit avec une mole de H3O^+ : il neutralise au plus 1,0 × 10-2 mol d'ions H3O^+.
c) n(CO2) = 1,0 × 10-2 mol, soit V = 1,0 × 10-2 × 24 = 0,24 L.
4Exercice 4
Classe les réactions suivantes (totale, limitée ou négligeable) en calculant K :
a) NH4^+ + OH^- → NH3 + H2O ;
b) HCOOH + NH3 → HCOO^- + NH4^+ ;
c) CH3COOH + H2O → CH3COO^- + H3O^+.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Acide NH4^+ (pKa1 = 9,2), base OH^- (pKa2 = 14) : K = 1014 - 9,2 = 104,8 ≈ 6,3 × 104 : totale.
b) Acide HCOOH (3,8), base NH3 (9,2) : K = 105,4 ≈ 2,5 × 105 : totale.
c) Acide CH3COOH (4,8), base H2O (0) : K = 100 - 4,8 = 10-4,8 ≈ 1,6 × 10-5 : pratiquement négligeable (l'acide éthanoïque est faible). C'est bien K = Ka.
5Exercice 5
(Type BAC) On dispose d'une solution d'ammoniac à CB = 5,0 × 10-2 mol/L (pKa(NH4^+/NH3) = 9,2) et d'acide chlorhydrique à CA = 5,0 × 10-2 mol/L.
a) Écris l'équation de la réaction entre l'ammoniac et l'acide chlorhydrique. Calcule sa constante et conclus.
b) On mélange VB = 20 mL d'ammoniac et VA = 10 mL d'acide. Dresse le bilan de matière final et déduis-en le pH.
c) On mélange cette fois 20 mL d'ammoniac et 20 mL d'acide. Quelle espèce acide-base reste-t-il ? Le mélange est-il acide, neutre ou basique ?
d) En plus pour SM : calcule le pH du mélange de la question c) avec la relation pH ≈ 12(pKa - log C).
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) NH3 + H3O^+ → NH4^+ + H2O ; K = 109,2 - 0 ≈ 1,6 × 109 : réaction totale.
b) n(NH3) = 5,0 × 10-2 × 0,020 = 1,0 × 10-3 mol ; n(H3O^+) = 5,0 × 10-2 × 0,010 = 5,0 × 10-4 mol. H3O^+ est limitant.
État final : NH4^+ : 5,0 × 10-4 mol ; NH3 restant : 5,0 × 10-4 mol.
[NH3] = [NH4^+], donc pH = pKa = 9,2.
c) n(H3O^+) = 1,0 × 10-3 mol = n(NH3) : tout l'ammoniac est transformé. Il reste des ions NH4^+ (1,0 × 10-3 mol dans 40 mL), qui sont un acide faible : le mélange est acide.
d) C = 1,0 × 10-30,040 = 2,5 × 10-2 mol/L ; pH ≈ 12(9,2 - log(2,5 × 10-2)) = 12(9,2 + 1,60) ≈ 5,4.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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