CHM 1978 Chimie Analytique Automne 2001

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CHM 1978 Chimie AnalytiqueAutomne 2001

• Cours 4 Acides/bases
• Par Sébastien Sauvé, Dominic Rochefort et Thomas
  Ellis

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Constante dacidité

• La constante déquilibre K appliquée aux
  réactions acide-base est nommée Ka, constante
  dacidité

• Lactivité de leau étant égale à 1, on lomet.
• La constante déquilibre K appliquée aux
  réactions acide-base est nommée Ka, constante
  dacidité

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Dissociation des acides

• La force dun acide représente sa capacité à
  donner son proton (H). Un acide fort est un
  acide pour lequel léquilibre est très à droite.
  Inversement, un acide faible est un acide pour
  lequel léquilibre est très à gauche, à
  léquilibre on retrouve la quasi-totalité se
  retrouve sous forme HA.

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Dissociation des acides
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Calcul des concentrations de H

• Pour un acide fort comme HCl.
• La constante Ka est quasiment infinie
• Donc complètement dissocié, la concentration de
  H est égale à celle de lacide en solution

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Calcul des concentrations de H

• Pour les acides faibles on doit utiliser la
  valeur de Ka
• Concentration initiale de HF 0.50 mol / L

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Calcul des concentrations de H

• On compare la valeur obtenue avec la valeur
  initiale et si la différence st inférieure à 5,
  lapproximation est considérée valable.

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Équation quadratique

• Si lerreur est supérieure à 5, vous pouvez
  aussi résoudre la quadratique.
• (voir Harris 1999, pages 213, 216-217)
• (voir Zhumdal 1998, pages 176, 230)

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Solutions dacides diluées

• Pour calculer le pH dacides dilués ( 10-6 M),
  il faut ajouter la contribution de leau.
• Ex HCl 10-8 M

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Solutions tampons

• Solution ayant un pH fixé et constant qui ne
  changera pas malgré lajout de base ou dacide ou
  suite à une dilution.
• Une solution tampon est composée soit
• Dun acide faible et de sa base conjuguée
• Dune base faible et de son acide conjuguée
• Ex CH3CO2H est un acide faible utilisé afin de
  préparer une solution tampon

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Fonctionnement

• Un acide faible en solution est toujours en
  équilibre avec sa base conjuguée
• Lajout de base ou dacide à cette solution ne
  cause pas de grandes variations de pH grâce a cet
  équilibre. Il y aura compensation en HA ou A-
• Principe de Le Chatelier  Quand une action
  extérieure modifie un état déquilibre mobile, le
  système réagit de façon à sopposer à cette
  action extérieure 

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Équation dHenderson-Hasselbalch
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Équation dHenderson-Hasselbalch

• Peu importe la complexité dune solution, quand
  A- HA, pH pKa
• Variation de pH de 1 unité pour chaque facteur 10
  entre A- et HA

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Le pH dune solution tampon

• Ex 0.2 M CH3CO2H et 0.3 M CH3CO2-

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Le pH dune solution tampon

• Si on ajoute 1 mL de HCl 1M à 10 mL de tampon 0.2
  M CH3CO2H et 0.3 M CH3CO2- , on a 0.003 moles
  CH3CO2- (0.3M0.001L), 0.002 moles CH3CO2H et
  0.001 moles de HCl

• La solution finale a un volume de 0.011 L et
  contient 0.002 moles de CH3CO2- et 0.003 moles de
  CH3CO2H, donc

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Le pH dun tampon

• La solution finale a un volume de 0.011 L et
  contient 0.002 moles de CH3CO2- et 0.003 moles de
  CH3CO2H, donc

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Dilution

• La dilution dune solution tamponnée na pas
  deffet sur le pH, i.e., le ratio A- / HA
  demeure constant.
• Par contre, la dilution dune solution
  non-tamponnée amène une diminution de la H et
  un changement du pH.