Constante d'équilibre et constante d'acidité

La constante d'équilibre K est un concept fondamental en chimie, particulièrement important dans l'étude des réactions acido-basiques. Elle représente le rapport entre les concentrations des produits et des réactifs à l'équilibre, élevées à la puissance de leurs coefficients stœchiométriques respectifs.

Définition: La constante d'équilibre K(T) est spécifique à chaque réaction et ne dépend que de la température. Elle s'exprime par la même formule que le quotient de réaction Qr, mais à l'équilibre.

La comparaison entre Qr et K(T) permet de prédire le sens d'évolution d'une réaction :

• Si Qr < K(T), la réaction se produit dans le sens direct.
• Si Qr > K(T), la réaction se produit dans le sens inverse.
• Si Qr = K(T), le système est à l'équilibre.

Highlight: Les solides et les liquides purs ont une concentration considérée comme égale à 1 dans le calcul de Qr et K(T), ce qui simplifie souvent les calculs.

La constante d'acidité KA est un cas particulier de la constante d'équilibre, spécifique aux acides se dissociant dans l'eau. Elle est souvent exprimée sous forme de pKA, défini comme -log(KA).

Vocabulaire: Le pKA est une mesure de la force d'un acide. Plus le pKA est faible, plus l'acide est fort.

L'autoprotolyse de l'eau est un exemple important d'équilibre acido-basique. La constante de cet équilibre, appelée produit ionique de l'eau, est notée Ke et vaut 10^-14 à température ambiante.

Exemple: L'équation de l'autoprotolyse de l'eau : 2H2O ⇌ H3O+ + OH- Ke = [H3O+] × [OH-] = 10^-14

Cette constante permet de déterminer si une solution est acide (H3O+ > OH-), basique (H3O+ < OH-) ou neutre (H3O+ = OH-).

Applications pratiques et calculs

L'application des concepts d'équilibre acido-basique et de pH est essentielle dans de nombreux domaines de la chimie et de la biologie. Cette section se concentre sur les calculs pratiques et leurs applications.

Pour calculer le pH d'une solution d'acide faible, on utilise souvent l'approximation suivante :

[H3O+]² ≈ KA × Ci

où Ci est la concentration initiale de l'acide.

Exemple: Pour un acide faible HA de concentration initiale 0,1 mol/L et de pKA = 4,7 : [H3O+]² = 10^-4,7 × 0,1 pH = -log([H3O+]) ≈ 3,35

Le taux d'avancement final d'une réaction acido-basique peut être calculé à partir du pH et du pKA :

τf = [A-] / ([AH] + [A-]) = 1 / (1 + 10^(pKA - pH))

Highlight: Cette formule est particulièrement utile pour déterminer l'efficacité d'une réaction de neutralisation ou de dissociation.

Dans les titrages acido-basiques, le point d'équivalence est atteint lorsque les quantités d'acide et de base sont stœchiométriquement égales. À ce point :

pH = 1/2(pKA(acide) + pKA(base conjuguée de l'eau))

Ces calculs sont essentiels dans de nombreuses applications pratiques, telles que :

• L'analyse de la qualité de l'eau
• La préparation de solutions tampons en biochimie
• Le contrôle de pH dans l'industrie alimentaire
• L'étude des équilibres chimiques dans les systèmes naturels comme les océans

Vocabulaire: Une solution tampon est une solution qui résiste aux changements de pH lorsqu'on y ajoute de petites quantités d'acide ou de base.

La compréhension et l'application de ces concepts permettent de résoudre une grande variété de problèmes en chimie analytique et en chimie des solutions, faisant des réactions acido-basiques un domaine fondamental de la chimie moderne.

Acides et bases selon la théorie de Brönsted

La théorie de Brönsted offre une définition fondamentale des acides et des bases, essentielle pour comprendre les réactions acido-basiques. Cette théorie est à la base de nombreux concepts en chimie des solutions.

Un acide, selon Brönsted, est une espèce chimique capable de céder un proton H+. Il est important de noter que tous les atomes d'hydrogène d'un acide ne sont pas nécessairement labiles, c'est-à-dire capables de se séparer de la molécule.

Une base, toujours selon Brönsted, est une espèce chimique capable de capter un proton H+. Cette définition permet de comprendre comment les bases interagissent dans les solutions.

Définition: Un couple acido-basique est formé d'un acide et de sa base conjuguée. Par exemple, C9H8O6 est un acide dont la base conjuguée est C9H7O6-.

Vocabulaire: Une espèce amphotère est une substance qui peut agir soit comme un acide, soit comme une base, selon les conditions de la réaction. L'eau est un exemple classique d'espèce amphotère.

Les réactions acido-basiques impliquent un transfert de proton d'un acide à la base d'un autre couple. Ce processus est au cœur de nombreux phénomènes chimiques et biologiques.

Exemple: La réaction entre l'acide nitrique (HNO3) et l'eau (H2O) illustre parfaitement ce concept : HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3-(aq)

Cette réaction montre comment l'acide nitrique cède un proton à l'eau, formant ainsi l'ion hydronium (H3O+) et l'ion nitrate (NO3-).