I- Produit ionique de l’eau et application.

1)- Autoprotolyse de l’eau.

-          A 25 °C, l’eau pure a un pH = 7. En conséquence, l’eau pure contient des ions oxonium H₃O⁺.

          La concentration des ions oxonium peut se déduire de la définition du pH d’une solution aqueuse diluée :

          [ H₃O⁺ ]_eq = 10 ^- pH  mol / L   Þ     [ H₃O⁺ ]_eq = 1,0 x  10 ^- 7 mol / L

-           L’eau pure est partiellement ionisée. Il se produit une réaction acido-basique entre deux molécules d’eau.

          Il y a un échange de protons entre deux molécules d’eau.  

H₂O _(â„“)  +   H₂O _(â„“)   =  H₃O⁺ _(aq)  + HO ^-_(aq)  (1)

          La réaction (1) est appelée autoprotolyse de l’eau.

 

2)- Produit ionique de l’eau.

          La constante d’équilibre associée à l’équation d’autoprotolyse de l’eau, notée K _e est appelée produit ionique de l’eau. 

          K _e = [H₃O⁺]_eq.[HO ^-]_eq

 

-          à 25 °C, K _e » 1,0 x 10 ^{– 14}.

-          La valeur du produit ionique de l’eau dépend de la température. Elle croît avec la température.

-          Remarque : pour des raisons de commodité, on utilise le pK _e.

-          pK _e = - log K _e Þ  K _e = 10 ^- pKe  à 25 °C, pK _e » 14.

Température en ° C	K e	pK e
0°	1,1  x 10 – 15	14,96
25°	1,0  x 10 – 14	14,00
40°	3,0  x 10 – 14	13,53
60°	9,5  x 10 – 14	13,02
80°	2,5  x 10 – 13	12,60
100°	5,5  x 10 – 13	12,26

3)- Les solutions aqueuses et le produit ionique de l’eau.

Dans toutes les solutions aqueuses, le produit ionique de l’eau vaut :  K_e = [H₃O⁺]_eq.[HO ^-]_eq

En utilisant le pK _e, on peut écrire : 

pK_e = - log [H₃O⁺]_eq - log [HO ^-]_eq

pK_e = pH - log [HO ^-]_eq

pH  = pK_e + log [HO ^-]_eq

K _e est indépendant de la présence et de la nature des substances dissoutes.

K _e ne dépend que de la température de la solution.

Pour une solution aqueuse à 25 °C, on peut écrire que : 

K_e = [H₃O⁺]_eq.[HO ^-]_eq » 1,0 x 10 ^{– 14}

 

4)- Solutions neutre, acide, basique.

Une solution neutre contient autant d'ions oxonium que d'ions hydroxyde.

À 25° C, pK _e = 14 et pH = 7 pour les solutions neutres.

Une solution acide  contient plus d'ions oxonium que d'ions hydroxyde

À 25° C, pK _e = 14 et pH < 7 pour les solutions acides.

Une solution basique  contient plus d'ions hydroxyde que d'ions oxonium.

À 25° C, pK _e = 14 et pH > 7 pour les solutions basiques.

 

II- Constante d’acidité K_A.

1)- Définition.

L’équation de la réaction entre un acide AH et l’eau s’écrit :    

AH _(aq)  +  H₂O _(â„“)    =    A ^- _(aq) +    H₃O⁺_(aq)

Cette réaction fait intervenir les couples acide / base suivants : AH _(aq) / A ^- _(aq)  et  H₃O⁺_(aq) / H₂O _(â„“)

La constante d’équilibre associée à cette réaction est appelée constante d’acidité notée K _A.

Expression :   constante d’acidité du couple : AH _(aq) / A ^- _(aq)

Remarque 1 :

La constante d’acidité dépend de la température.

 

Remarque 2 :

On peut utiliser le pK _A.

 

pK _A = - log K _A Þ  K _A = 10 ^- pKA

D’autre part :

  

Généralisation : Pour tout couple Acide / Base, noté A / B tel que :

A (aq)  +  H2O (aq)    =    B (aq)        +   H3O+(aq)

Acide                              Base conjuguée

 

 

III- Constante d’équilibre K des réactions acido-basiques.

Considérons la réaction entre l’acide A₁H et la base  A₂^–.

      Équation de la réaction  : A₁H     +     A₂     =        A₂H     +     A₁^–  

      Cette réaction met en jeu les couples  : A₁H / A₁^– et  A₂H / A₂^–

          A chaque couple est associé une constante d’acidité :

          

          

          La réaction entre l’acide A₁H et la base A₂^– est caractérisée par une constante d’équilibre K :

          

          On peut exprimer K en fonction de K_A1 et K_A2.

          

          

          

          La constante d’équilibre de la réaction dépend des constantes d’acidité des couples acide / base mis en jeu.

 

IV- Diagramme de distribution et domaines de prédominance.

1)- Cas général.

La relation :

Qui découle de la réaction :

A (aq)  +  H2O (â„“)    =    B (aq)        +   H3O+(aq)

Acide                              Base conjuguée

Permet de considérer trois cas :

Premier cas :

si  

L'acide est la base conjuguée ont la même concentration.

Deuxième cas :

si

  

La base B  est l'espèce prédominante

Troisième cas :

si

  

L’acide A est l’espèce prédominante.

Exemple : couple CH₃COOH / CH₃COO ^–

Représentation sur un axe horizontal : couple AH / A^–.

2)- Application aux indicateurs colorés de pH.

Les indicateurs colorés sont constitués par des couples acide faible / base faible dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.

Écriture symbolique :

On admet, de façon générale, que l'indicateur coloré prend sa teinte acide si :

On admet, de façon générale, que l'indicateur prend sa teinte basique si :

Dans la zone de pH, comprise entre pK_Ai - 1 ³   pH  ³  pK_Ai + 1, l’indicateur coloré prend sa teinte sensible. 

Les couleurs des teintes acide et basique se superposent.

Cette zone est appelée zone de virage de l’indicateur coloré.

La séance de TP chimie N° 5 permet de déterminer la valeur du pK _Ai du B.B.T.

Domaine de prédominance :  : zone de virage : 6,0 -  7,6.

Remarque : la zone de virage est inférieure à 2 unités pH car la teinte acide est jaune et la teinte basique est bleue.

L’œil peut bien distinguer les deux couleurs. Il se peut que la zone de virage soit supérieure à 2 unités pH si l’œil a du mal à distinguer les deux couleurs.