La chimie - University of Ottawa

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Lquilibre acido-basique et lquilibre de solubilit Les solutions tampons une solution tampon est une solution constitue dun acide faible ou dune base faible dun sel de cet acide ou de cette base une solution tampon a la capacit de maintenir son pH presque constant, malgr lajout de petites quantits dacide ou de base dans un organisme vivant, les solutions tampons jouent un rle critique ex.; le pH du sang reste plus ou moins constant grce un systme tampon Les solutions tampons dans une solution tampon, lacide et la base ne doivent pas se neutraliser on utilise donc un couple acide-base conjugue imagine quon a une solution tampon qui a t produit en ajoutant du CH 3COOH et du

CH3COONa leau pure dans leau pure, les hydrolyses se font trs peu, i.e., les ractifs restent intacts CH 3 COOH(aq) H 2 O(l) CH 3 COO (aq) H 3 O (aq) dans une solution tampon, ces hydrolyses deviennent mme moins importantes, car (aq) H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) OH (l) selon le principeCH de 3leCOO Chatelier: le CH3COO-(aq) supprime lhydrolyse du CH3COOH(aq) le CH3COOH(aq) supprime lhydrolyse du CH3COO-(aq) Les solutions tampons une solution tampon comme notre systme CH3COO-/CH3COOH est capable de garder le pH plus ou moins constant car, lors de lajout de H+(aq) ou OH-(aq), les

ractions suivantes se produisent CH 3 COO (aq) H (aq) CH 3 COOH(aq) +(aq) et le CH COOH neutralise - neutralise les H i.e., le CH OH-(aq) 3 COO (aq) Hles CH3COO COOH(aq) OH (aq)

CH 3 3 2 O(l) donc le pH de la solution tampon ne change pas apprciablement lorsquon ajoute des acides et des bases le pouvoir tampon est la capacit de la solution tampon neutraliser de lacide ou de la base Les solutions tampons Exemple: Lesquelles des solutions suivantes sont des systmes tampons? (a) KF/HF, (b) KCl/HCl, (c) Na2CO3/NaHCO3 Solution: (a) HF est un acide faible, et F- est sa base conjugue, donc

cest un systme tampon. (b) HCl est un acide fort, donc sa base conjugue, Cl-, ne peut pas neutraliser un acide. Ce nest pas un systme tampon. (c) CO32- est une base faible, et HCO3- est son acide conjugu, donc cest un systme tampon. Les solutions tampons Exemple: Calculez le pH du systme tampon suivant: NH3 0.30 M/NH4Cl 0.36 M. Que devient le pH si lon verse 20.0 mL de NaOH 0.050 M dans 80.0 mL de la solution tampon? Solution: NH 4 (aq) H (aq) NH 3 (aq) [H ][NH 3 ] Ka [NH 4 ]

K a 5.6 10 10 10 K [NH ] (5.6 10 )(0.36) a 4 [H ]

[NH 3 ] (0.30) [H ] 6.7 10 10 pH 9.17 Les solutions tampons Solution: Si lon verse 20.0 mL de NaOH 0.050 M dans 80.0 mL de la solution tampon: on ajoute (0.020 L)(0.050 mol/L) = 0.0010 mol de OH on avait (0.080 L)(0.30 mol/L) = 0.0240 mol de NH3 on avait (0.080 L)(0.36 mol/L) = 0.0288 mol de NH4+ le OH- va consommer le NH4+ et produire le NH3 OH (aq) NH 4 (aq) NH 3 (aq) H 2 O(l)

(0.0240 0.0010) mol 0.250 M 0.100 L (0.0288 0.0010) mol [NH 4 ] 0.278 M 0.100 L K [NH a 4] [H ] 6.2 10 10 pH 9.21

[NH 3 ] [NH 3 ] Les solutions tampons N.B. si dans lexemple prcdent on avait ajout cette mme quantit de OH- 80.0 mL deau pure: [OH-] = (0.0010 mol)/(0.100 L) = 0.01 M si [OH-] = 0.01 M, [H+] = 1.0 x 10-12 M, donc le pH = 12.00 dans leau pure, on va de pH = 7.00 pH = 12.00 dans la solution tampon, on va de pH = 9.17 pH = 9.21 une solution tampon est trs efficace pour maintenir le pH constant Lquation Henderson-Hasselbach pour lacide faible HA [H ][A ] Ka

[HA] K a [HA] [H ] [A ] K a [HA] log[H ] log [A ] [HA]

log[H ] logK a log [A ] on introduit le pKa = -log Ka dun acide faible, et on obtient lquation Henderson-Hasselbach [A ] pH pK a log [HA] Lquation Henderson-Hasselbach N.B. une solution tampon est surtout efficace lorsque [HA] [A-] ou lorsque [A ]

log log(1.0) 0.0 [HA] [A ] pH pK a log pK a [HA] un systme tampon est donc surtout efficace lorsque pH pKa Calculez le pH dune solution tampon de 1.00 L qui est 0.87 M en CH3COOH et 0.47 M en NaCH3COO. On ajoute 0.10 mol de HCl cette solution. Calculez le nouveau pH. La constante dionisation pour CH3COOH est 1.8 x 10-5.

Calculez le pH dune solution de 1.00 L qui est 0.537 M en CH 3COOH. On ajoute 1.00 L dune solution 0.197 M en NaOH. Calculez le nouveau pH. La constante dionisation pour CH3COOH est 1.8 x 10-5. Le titrage acide fort-base forte ex.; NaOH(aq) HCl(aq) NaCl(aq) H 2 O(l) ou OH (aq) H (aq) H 2 O(l) le point dquivalence est le point o des quantits quimolaires dacide et de base ont ragi (dans ce

cas, pH= 7.00) Le titrage acide faible-base forte ex.; CH 3 COOH(aq) NaOH(aq) CH 3 COONa(aq) H 2 O(l) ou CH 3 COOH(aq) OH (aq) - a neutralis au point dquivalence, CH COO (aq) H tout le 3OH

le 2 O(l) CH3COOH tout le CH3COOH est converti en CH3COO- parce que le CH3COO-(aq) est une base faible, le point dquivalence se situe un pH suprieur 7 Le titrage acide fort-base faible ex.; HCl(aq) NH 3 (aq) NH 4 Cl(aq) ou H (aq) NH 3 (aq) NH 4 (aq) au point dquivalence, le H+ a neutralis tout le NH3

tout le NH3 est converti en NH4+ parce que le NH4+ est un acide faible, le point dquivalence se situe un pH infrieur 7 Les indicateurs acido-basiques le point dquivalence dun titrage acide-base est souvent indiqu par le changement de couleur dun indicateur color un indicateur est habituellement un acide ou une base organique faible o la forme acide et la forme basique ont des couleurs diffrentes dans un milieu acide, la solution prend la couleur de la forme acide de lindicateur dans un milieu basique, la solution prend la couleur de la forme basique de lindicateur le zone de virage (zone de pH o la couleur change) correspond au pKa de lindicateur pour un titrage donn, on veut choisir un indicateur o la zone de virage correspond

au pH du point dquivalence Lquilibre de solubilit considre un sel insoluble dans leau, par exemple, BaSO4(s) une petite quantit se dissout dans leau BaSO 4 (s) Ba 2 (aq) SO 24 (aq) la constante dquilibre pour cette raction est K a Ba 2 a SO 2 4 a BaSO4

[ Ba 2 ][SO42 ] [ Ba 2 ][SO42 ] (1) on donne cette constante dquilibre le nom spcial de produit de solubilit, Ks K s [Ba 2 ][SO 24 ] Le produit de solubilit le produit de solubilit dun compos est le produit des concentrations molaires des ions qui le constituent, chacune de ces concentrations tant leve lexposant quivalent son coefficient stoechiomtrique dans lquation quilibre eg.; MgF2 (s) Mg 2 (aq) 2 F (aq)

K s [Mg 2 ][F ] 2 Ag 2 CO 3 (s) 2 Ag (aq) CO 32 (aq) K s [Ag ] 2 [CO 32 ] Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3 Ca 2 (aq) 2 PO 34 (aq) K s [Ca 2 ]3 [PO 34 ] 2 N.B. plus la valeur de Ks est petite, moins le compos est soluble dans leau La solubilit molaire et la solubilit Ks est une mesure de solubilit

il est souvent difficile de comparer la solubilit de deux composs partir des Ks car lexpression pour Ks est diffrente si la stoechiomtrie de la dissociation est diffrente (i.e., un nombre diffrent de cations/anions sont produits) il y a deux autres manires dexprimer la solubilit: la solubilit molaire est le nombre de moles de solut par litre de solution sature la solubilit est le nombre de grammes de solut par litre de solution sature N.B. la solubilit dun compos dpend de la temprature La solubilit molaire et la solubilit La solubilit molaire et la solubilit Exemple: La solubilit molaire du fluorure de baryum (BaF2) est de 7.5 x 10-3 M. Quel est le produit de solubilit de ce compos? Solution: Si la concentration de BaF2 est 7.5 x 10-3 M et BaF2 se dissocie en solution aqueuse

BaF2 (aq) Ba 2 (aq) 2 F (aq) [Ba 2 ] 7.5 10 3 M [F ] (2) 7.5 10 3 M 1.5 10 2 M K s [Ba 2 ][F ] 2 (7.5 10 3 )(1.5 10 2 ) 2 1.7 10 6 La solubilit molaire et la solubilit Exemple: Calculez la solubilit molaire du carbonate de Pb (PbCO 3) partir de son produit de solubilit (Ks = 3.3 x 10-14). Solution: Soit x la solubilit molaire de PbCO3, 2+(aq) et CO 2-(aq) seront chacune lquilibre, les concentrations de Pb 2 2 3 PbCO 3 (s) Pb (aq) CO 3 (aq) x, donc

K s [Pb 2 ][CO 32 ] La solubilit molaire de PbCO3 est donc 1.8 x 10-7 M. 3.3 10 14 (x)(x) x 1.8 10 7 La solubilit molaire et la solubilit Exemple: Calculez la solubilit du chlorure dargent (AgCl) en g/L partir de son produit de solubilit (Ks = 1.6 x 10-10). Solution: Soit x la solubilit molaire de AgCl, AgCl Ag+(aq) + Cl-(aq)

lquilibre, les concentrations de Ag +(aq) et Cl-(aq) seront chacune x, donc K [Ag ][Cl ] La masse molaire de AgCl -5 la solubilit molaire est doncs 1.26 x 10 M. 10 est (107.9 + 35.45) g/mol 143.4 g/mol.

solubilit 1.6 10 =(x)(x) xLa 1.26 10 5 est donc 1.26 10 5 mol 143.4 g 1.8 10 3 g L mol L La solubilit molaire et la solubilit N.B. la solubilit est la quantit dune substance qui peut se

dissoudre dans une certaine quantit deau soit en g/L (solubilit) soit en mol/L (solubilit molaire) le produit de solubilit est une constante dquilibre (donc, sans units) la solubilit molaire, la solubilit, et le produit de solubilit se rapportent tous des solutions satures Leffet dion commun et la solubilit jusqu ce point, on a seulement considr la possibilit que le sel en question soit le seul sel en solution donc, par exemple, dans une solution de AgCl, [Ag+] = [Cl-] supposons que nous avons deux sels qui partagent un ion

commun comme exemple, imagine une solution o lon a dissout du AgCl (insoluble) et du AgNO3 (soluble) Leffet dion commun et la solubilit dans une telle situation, le produit de solubilit est toujours valide et respect, i.e., Ks = [Ag+][Cl-] mais cause du AgNO3, qui est trs soluble, [Cl-] en effet, [Ag+] [Ag+] > [Cl-]

leffet dion commun est le dplacement dun quilibre caus par la prsence dun ion commun Leffet dion commun et la solubilit Exemple: Calculez la solubilit (en g/L) de AgBr: (a) dans leau pure et (b) dans NaBr 0.0010 M (Ks de AgBr = 7.7 x 10-13). Lquilibre des ions complexes et la solubilit un ion complexe est un ion contenant un cation mtallique li un ou plusieurs ions ou molcules eg.; Ag (aq) 2 NH 3 (aq) Ag(NH 3 ) 2 (aq) Co 2 (aq) 4 Cl (aq) CoCl 24 (aq)

dans ces ractions, le mtal est un acide de Lewis, les ions/molcules lis au mtal sont des bases de Lewis, et lion complexe est un sel de Lewis pour trouver les concentrations lquilibre on exploite le fait que les constantes dquilibre sont normes (et celles des ractions inverses sont trs petites) Lquilibre des ions complexes et la solubilit selon le principe de le Chatelier, la formation dun ion complexe tel que le Ag(NH3)2+ peut augmenter la solubilit dun compos tel que le AgCl car la formation de lion complexe dplace lquilibre AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) vers la droite en enlevant le Ag+ libre de la solution la constante de formation, Kf, est la constante dquilibre pour la formation de lion complexe

une grande valeur de K2f implique que lion complexe est trs 2stable eg.; Cu (aq) 4 NH 3 (aq) Cu(NH 3 ) 4 (aq) [Cu(NH 3 ) 24 ] Kf [Cu 2 ][NH 3 ] 4 Lquilibre des ions complexes et la solubilit On dissout 2.50 g de CuSO4 dans 900 mL dune solution de NH 3(aq) 0.30 M. Quelles sont les concentrations du Cu2+(aq), de Cu(NH3)42+(aq), et de NH3(aq) lquilibre? La valeur de Kf pour Cu(NH3)42+ est 5.0 x 1013).

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