équilibres acido-basiques

acides et bases Diprotiques et Triprotiques

acides Diprotiques

Les problèmes d’équilibre acide discutés jusqu’à présent se sont concentrés sur une famille de composés connus sous le nom d’acides monoprotiques. Chacun de ces acides a un seul ion H+, orproton, il peut donner quand il agit comme un acide Brnsted. L’acide chlorhydrique (HCl), l’acide acétique (CH3CO2H ou HOAc), l’acide nitrique (HNO3) et l’acide benzoïque (C6H5CO2H) sont tous des acides monoprotiques.,

plusieurs acides importants peuvent être classés comme des acides polyprotiques, qui peuvent perdre plus d’un ion H+ lorsqu’ils agissent comme des acides Brnsted. Les acides diprotiques, tels que l’acide sulfurique (H2SO4), l’acide carbonique (H2CO3),le sulfure d’hydrogène (H2S), l’acide chromique (H2CrO4) et l’acide oxalique (H2C2O4) ont deux atomes d’hydrogène acide. Les triproticacides,tels que l’acide phosphorique (H3PO4) et l’acide citrique (C6H8O7), en ont trois.

Il y a généralement une grande différence dans la facilité avec laquelle ces acides perdent le premieret deuxième (ou deuxième et troisième) protons., Lorsque l’acide sulfurique est classé comme un acide fort, les étudiants supposent souvent qu’il perd ses deux protons lorsqu’il réagit avec l’eau.Ce n’est pas une légitime hypothèse. L’acide sulfurique est un acide fort car Kafor la perte du Premier proton est beaucoup plus grande que 1. Nous supposons donc que toutes les molécules H2SO4 dans une solution aqueuse perdent le Premier proton pour former L’ion HSO4-, ou hydrogénosulfate.,

But Ka for the loss of the second proton is only 10-2 andonly 10% of the H2SO4 molecules in a 1 M solution lose asecond proton.

H2SO4 ne perd que deux ions H+ quand il réagit avec les rabaisser, tels que l’ammoniac.

Le tableau ci-dessous donne les valeurs de Ka pour certains acides polyprotiques courants.La grande différence entre les valeurs de Ka pour la perte séquentielle de protons par un acide polyprotique est importante car cela signifie que nous pouvons supposer que ces acides se dissocient une étape à la foisune consommation connue sous le nom de dissociation pas à pas.,

constantes D’équilibre de Dissociation acide pour les acides Polyprotiques communs

examinons la conséquence de l’hypothèse selon laquelle les acides polyprotiques perdent des protons un à la fois en examinant la chimie d’une solution saturée de H2S dansl’eau.

Le sulfure D’hydrogène est le gaz nauséabond qui donne aux œufs pourris leur désagréable odor.It est une excellente source de l’ion S2, cependant, et est donc couramment utilisé dans les laboratoires de chimie d’introduction. H2S est un acide faibledissocie par étapes., Certaines des molécules H2S perdent un proton dans la première étapeforme de L’ion HS-, ou sulfure d’hydrogène.

Une petite fraction de la HS – ions formés dans cette réaction, puis passer à loseanother d’ions H+ dans une deuxième étape.,

Since there are two steps in this reaction, we can write two equilibrium constantexpressions.

Although each of these equations contains three terms, there are only four unknowns,, , and becausethe and terms appear in both equations., Le terme représente la concentration totale de H3O+ ionconcentration des deux étapes et doit donc avoir la même valeur dans les deux équations.De même, le terme, qui représente l’équilibre entre les ions HS formés dans la première étape et les ions HS consommés dans la deuxième étape,doit avoir la même valeur pour les deux équations.

Quatre équations sont nécessaires pour résoudre à quatre inconnues. Nous avons déjà deux équations:les expressions Ka1 et Ka2. Nous allons devoir trouver deux autres équations ou une paire d’hypothèses qui peuvent générer deux équations.,Nous pouvons baser une hypothèse sur le fait que la valeur de Ka1 pour cetteacide est presque un million de fois plus grande que la valeur de Ka2.

Ka1 >> Ka2

Cela signifie que seule une petite fraction de la HS – ions formés dans la firststep aller à dissocier dans la deuxième étape. Si cela est vrai, la plupart des ions H3O + dans cette solution proviennent de la dissociation de H2S, et la plupart des ions HS-formés dans cette réaction PSS restent en solution. En conséquence, nous pouvons supposer que les concentrations d’ions H3O+et HS – sont plus ou moins égales.,

Nous avons besoin d’un plus équation, et donc encore une hypothèse. Notez que H2est un acide faible (Ka1 = 1,0 x 10-7, Ka2 = 1,3 x 10-13). Ainsi, nous pouvons supposer que la plupart du H2S qui se dissout dansl’eau sera toujours présente lorsque la solution atteindra l’équilibre. En d’autres termes, on peutassumer que la concentration d’équilibre de H2S est approximativement égale à la concentration initiale.,

We now have four equations in four unknowns.,

CH2S

Car il y a toujours une solution unique de quatre équations à quatre inconnues, nous sommes nowready pour calculer la H3O+, H2S, HS-et S2-les concentrations à l’équilibre dans une solution saturée de H2S dans l’eau. Tout ce qu’il faut savoir, c’est Qu’une solution saturée de H2S dans l’eau a une concentration initiale d’environ 0,10 M.,

parce que Ka1 est tellement plus grand que Ka2 pour cet acide, nous pouvons travailler avec l’expression d’équilibre pour la première étape sans nous inquiéter de la deuxième étape pour le moment. Nous commençons donc par l’expression pour Ka1pour cet acide.

Nous avons ensuite invoquer l’un de nos hypothèses.

CH2S0,10 m

la substitution de cette approximation dans L’expression Ka1 donne l’équation suivante.

Nous avons ensuite invoquer l’autre hypothèse.,

C

la Substitution à ce rapprochement dans le Ka1 expression donne le résultat suivant.

Nous avons maintenant de résoudre cette équation approximative de C.

C1,0 x 10-4

Si nos deux hypothèses sont valables, nous sommes trois-quarts du chemin de notre objectif. Nous connaissons les concentrations de H2S, H3O+ et HS -.

0.10 M

1.,0 x 10-4 m

Après avoir extrait les valeurs de trois inconnues de la première expression d’équilibre, weturn à la deuxième expression d’équilibre.

la substitution des valeurs connues des concentrations H3O+ et HS – I dans cette expression donne l’équation suivante.

étant donné que les concentrations d’équilibre des ions H3O+ et HS-sont plus ou moins les mêmes, la concentration d’ions S2 à l’équilibre est approximativement égale à la valeur de Ka2 pour cet acide.

1.,3 x 10-13 M

Il est maintenant temps de vérifier nos hypothèses. La dissociation de H2S est-elle petitepar rapport à la concentration initiale? Oui. Les concentrations d’ions HS – et H3O+obtenues à partir de ce calcul sont de 1,0 x 10-4 M,soit 0,1% de la concentration initiale de H2S. l’hypothèse suivante est donc valide.

CH2S 0.,10 m

La différence entre les concentrations d’ions S2 – et HS – est-elle suffisamment importante pour nous permettre de supposer qu’essentiellement tous les ions H3O+à l’équilibre sont formés dans la première étape et qu’essentiellement tous les ions HS-formés dans cette étape restent en solution? Oui. La concentration d’ions S2 obtenue à partir de ce calcul est 109 fois plus petite que la concentration D’ions HS. Ainsi, notre autre hypothèse est également valable.

Nous pouvons donc résumer les concentrations des différents composants de cet équilibre comme suit.,

0.10 M

1,0 x 10-4 M

1.3 x 10-13 M

Diprotic Bases

Les techniques que nous avons utilisées avec diprotic acides peut être étendue à diprotic bases. Le seul défi consiste à calculer les valeurs de Kb pour la base.

comme il s’agit d’un sel, le carbonate de sodium se dissocie en ions lorsqu’il se dissout dans l’eau.,

The carbonate ion then acts as a base toward water, picking up a pair of protons (oneat a time) to form the bicarbonate ion, HCO3- ion, and theneventually carbonic acid, H2CO3.,

The first step in solving this problem involves determining the values of Kb1and Kb2 for the carbonate ion. We start by comparing the Kbexpressions for the carbonate ion with the Ka expressions for carbonicacid.,

The expressions for Kb1 and Ka2 have something incommontheyboth depend on the concentrations of the HCO3- and CO32-ions. The expressions for Kb2 and Ka1 also havesomething in commontheyboth depend on the HCO3- and H2CO3concentrations., On peut donc calculer Kb1 à partir de Ka2et Kb2 à partir de Ka1.

on commence par multiplier le haut et le bas de L’expression Ka1 par la concentration OH – ion pour introduire le terme.

Nous avons ensuite grouper des termes de cette équation comme suit.

Le premier terme de cette équation est l’inverse de la Kb2 expression,et le deuxième terme est la puissance en Kw de l’expression.

Réorganiser cette équation donne le résultat suivant.,

Ka1Kb2 = Kw

de même, on peut multiplier le haut et le bas de L’expression Ka2 par la concentration en ions OH.

la Collecte des termes donne l’équation suivante.

Le premier terme de cette équation est l’inverse de Kb1, et la secondterm est Kw.

Cette équation peut donc être modifié comme suit.

Ka2Kb1 = Kw

Nous pouvons maintenant calculer les valeurs de Kb1 et Kb2 pour les ions carbonates.,

Nous sommes enfin prêts à faire les calculs. Nous commençons par L’expression KB1 car L’ion CO32 est la base la plus forte de cette résolution et donc la meilleure source de l’ion OH.

la différence entre Kb1 et Kb2 pour l’ion carbonate est suffisamment grande pour suggérer que la plupart des ions OH – proviennent de cette étape et que la plupart des ions HCO3 – formés dans cette réaction restent en solution.,

C

La valeur de Kb1 est assez petit pour supposer que le Cis faible par rapport à la concentration initiale des ions carbonates. Si cela est vrai, la concentration de L’ion CO32 à l’équilibre sera grossièrement égale à la concentration initiale de Na2CO3.

CNa2CO3

la substitution de cette information dans L’expression Kb1 donne le résultat suivant.

Cette équation approximative peut maintenant être résolu pour le C.,

C0.0046 M

We then use this value of Cto calculate the equilibrium concentrations of the OH-, HCO3-,and CO32- ions.

= 0.10 – C0.095M

C 0.0046 M

We now turn to the Kb2 expression.,

la substitution de ce que nous savons des OH – et HCO3 – ionconcentrations dans cette équation donne le résultat suivant.

selon cette équation, l’atéquilibrium de concentration en H2CO3 est approximativement égal à Kb2 pour L’ion carbonate.

2,2 x 10-8 M

résumer les résultats de nos calculs nous permet de tester les hypothèses faites en générant ces résultats.

0.,095 M

4.6 x 10-3 M

2.2 x 10-8 M

Tous nos hypothèses sont valables. L’étendue de la réaction entre L’ion CO32 et l’eau pour donner L’ion HCO3 est inférieure à 5% de la concentration initiale de Na2CO3. De plus, la plupart des ions OH proviennent de la première étape, et la plupart des ions HCO3 formés dans cette étape restent en solution.,

acides Triprotiques

nos techniques pour travailler les problèmes d’équilibre de l’acide diprotique ou de la base diprotique peuvent également être appliquées aux acides triprotiques et aux bases. Pour illustrer cela, calculons les concentrations H3O+,H3PO4, H2PO4-, HPO42-et PO43 – à l’équilibre dans une solution H3PO4 de 0,10 M,pour laquelle Ka1 = 7,1 x 10-3, Ka2 =6,3 x 10-8 et Ka3 = 4,2 x 10-13.

supposons que cet acide se dissocie par étapes et analysons la première étaperéaction la plus étendue.,

nous supposons maintenant que la différence entre Ka1 et KA2 est suffisamment grande pour que la plupart des ions H3O+ proviennent de cette première étape et que la plupart des ions H2PO4 – formés dans cette étape restent insolution.

C

la Substitution de cette hypothèse dans le Ka1 expression donne la suite de l’équation.

l’hypothèse que Le est faible par rapport à la concentration initiale de l’acide échoue dans ce problème., Mais nous n’avons pas vraiment besoin de cette hypothèse car nous pouvons utiliser la formule quadratique ou les approchements successifs pour résoudre l’équation. De toute façon, nous obtenons la même réponse.

C= 0.023 M

On peut ensuite utiliser cette valeur de Cto obtenir les informations suivantes.

0.10 – C0.077 M

0.023 M

nous Nous tournons maintenant vers le deuxième plus fort de l’acide dans cette solution.,

en substituant ce que nous savons des concentrations d’ions H3O+ et H2PO4 dans cette expression, on obtient l’équation suivante.

Si nos hypothèses jusqu’à présent sont correctes, la concentration HPO42 – i dans cette solution est égale à Ka2.

6,3 x 10-8

Nous n’avons plus qu’une équation, l’expression d’équilibre pour l’acide le plus faible de la solution.,

la substitution de ce que nous savons des concentrations des ions H3O+et hpo42 – dans cette expression donne l’équation suivante.

Cette équation peut être résolue pour le phosphate de la concentration en ions à l’équilibre.

1,2 x 10-18 M

résumer les résultats des calculs nous aide à vérifier les hypothèses faites en cours de route.

0.077 M

0.023 M

6.,3 x 10-8 m

1,2 x 10-18 m

la seule approximation utilisée pour résoudre ce problème était l’hypothèse que l’aciddissociate une étape à la fois. La différence entre les concentrations des ions H2PO4-et hpo42 – est-elle suffisamment grande pour justifier l’hypothèse selon laquelle tous les ions H3O+ proviennent de la première étape? Oui. Est-il assez grand pour justifier l’hypothèse que l’essentiel du H2PO4-formé dans la première étape reste en solution? Oui.,

Vous ne rencontrerez peut-être jamais un exemple d’acide polyprotique pour lequel la différence entre les valeurs successives de Ka est trop faible pour nous permettre de supposer une dissociation par étapes. Cette hypothèse fonctionne même lorsque nous pourrions nous attendre àfail.