Autoprotolyse

H2O Acide H2O NH4⊕ + OH Acide Acide Base H3O⊕ + NO2 Acide Base \ Base \ 46 Amphotères z Solvant amphiprotique – H20 NH3 + Base H2O + Base – HNO2 Acide \ \ Méthanol, éthanol, acide acétique anhydre... 47 Amphotères z Autoprotolyse – Eau H2O + H2O \ OH + H3O⊕ 10-7M – 10-7M (à 25°C) Méthanol CH3OH + CH3OH \ CH3O + CH3OH2⊕ 48 UFR SMP-Besançon - E. Cavalli 16 Amphotères zZwitterion O Glycine H2N OH H2N-CH2-COOH + H3O⊕ H2N-CH2-COOH COOH + OH \ H3N⊕-CH2-COOH

+ H2O NH3 se protone pour donner NH4+. À une base faible est associé un acide faible. Même en l’absence d’espèce acide ou basique, il existe toujours un transfert de protons entre molécules d’eau, selon l’équilibre 2 H2O H3O+ + HO– appelé autoprotolyse de l’eau. La constante de cet équilibre est Ke = [H3O+][HO–]. À 25 °C, Ke = 10– 14. À l’équilibre, quel que soit le pH de la solution, on a [H3O+][HO–] = Ke d’où : [H3O+] = Ke/[HO–] et [HO–] = Ke/[H3O+]. Dans l’eau pure [H3O+] = [HO–] = 10–

NH3 + H2O NH3 se protone pour donner NH4+. À une base faible est associé un acide faible. Même en l’absence d’espèce acide ou basique, il existe toujours un transfert de protons entre molécules d’eau, selon l’équilibre 2 H2O H3O+ + HO– appelé autoprotolyse de l’eau. La constante de cet équilibre est Ke = [H3O+][HO–]. À 25 °C, Ke = 10– 14. À l’équilibre, quel que soit le pH de la solution, on a [H3O+][HO–] = Ke d’où : [H3O+] = Ke/[HO–] et [HO–] = Ke/[H3O+]. Dans l’eau pure [H3O+] = [HO–] = 10– 7 mol/L

ampholytes sont dites amphotères. Un polyacide est une espèce pouvant libérer 2 ou plusieurs protons, alors qu’une polybase est une espèce pouvant fixer 2 ou plusieurs protons. A retenir : - acide = base + H+ - couple acido-basique : acide / base II- AUTOPROTOLYSE DE L’EAU L’équilibre d’autoprotolyse de l’eau, 2 H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq), est caractérisé par le produit ionique de l’eau Ke (constante d’équilibre de l’autoprotolyse de l’eau) qui vaut Ke = [H3O+]éq x [HO-]éq = 10-14 à 25°C. De plus, pKe =

Etat d’équilibre d’un système - Quotient de réaction - Généralisation - Constante d’équilibre - Influence de l’état initial d’un système sur le taux d’avancement final d’une réaction 3. Transformations associées à des réactions acido-basiques - Autoprotolyse de l’eau - Echelle de pH - Constante d’acidité KA et pKA - Diagramme de prédominance et de distribution des espèces chimiques acide et basique en solution - Zone de virage d’un indicateur coloré - Titrage pH-métrique et choix d’un indicateur coloré

Conductimétrie, spectrophotométrie, pH-métrie. Chimie des solutions Solvant, soluté. Concentrations molaire et massique. Dissociation, coefficient ou taux de dissociation. Quotient de réaction. Constante d’équilibre. Acide et base au sens de Brönsted. pH. Autoprotolyse. Oxydoréduction Oxydation, réduction. Oxydant, réducteur. Couple redox, demi-pile. Pile : force électromotrice et polarités d’une pile ; anode, cathode. Électrolyse, électrolyseur, polarités. Cinétique chimique Vitesse de réaction. temps de demi-réaction

choix d’un indicateur coloré pour repérer l’équivalence. Titrage d’un produit de la vie courante par pH-métrie, conductimétrie ou colorimétrie et applications*. 3. Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse - Autoprotolyse de l’eau; constante d’équilibre appelée produit ionique de l’eau, notée Ke et pKe. - Echelle de pH : solution acide, basique et neutre. - Constante d’acidité, notée KA et pKA. - Comparaison du comportement en solution, à concentration identique