calcul des Concentrations D’équilibre des acides Polyprotiques
Les acides Polyprotiques ont des équilibres complexes en raison de la présence de plusieurs espèces en solution.
objectifs D’apprentissage
résoudre les problèmes d’équilibre en utilisant les approximations appropriées pour les acides polyprotiques faibles et forts.,
points clés
points clés
- Les acides Polyprotiques contiennent plusieurs protons acides qui peuvent se dissocier séquentiellement du composé avec des constantes de dissociation acide uniques pour chaque proton.
- En raison de la variété des espèces ioniques possibles en solution pour chaque acide, le calcul précis des concentrations de différentes espèces à l’équilibre peut être très compliqué.
- certaines simplifications peuvent faciliter les calculs; ces simplifications varient en fonction de l’acide spécifique et des conditions de solution.,
termes clés
- espèce ionique: espèce chimique avec une charge résiduelle; dans les équilibres acido-basiques, la charge résultant de la perte ou de l’addition d’électrons de composés chimiques
- équilibre: état d’une réaction dans laquelle les vitesses des réactions avant et arrière sont les mêmes
- acides polyprotiques: un acide avec plusieurs protons acides
un proton. La dissociation du Premier proton peut être notée Ka1 et les constantes pour les dissociations successives des protons comme Ka2, etc., Les acides polyprotiques courants comprennent l’acide sulfurique (H2SO4) et l’acide phosphorique (H3PO4).
lors de la détermination des concentrations d’équilibre pour différents ions produits par les acides polyprotiques, les équations peuvent devenir Complexes pour tenir compte des différents composants., Pour un acide diprotique par exemple, on peut calculer la dissociation fractionnaire (alpha) de L’espèce HA– en utilisant l’équation complexe suivante:
équation pour trouver la dissociation fractionnaire de HA-: la concentration ci-dessus peut être utilisée si le pH est connu, ainsi que les deux constantes étape de dissociation; souvent, les calculs peuvent être simplifiés pour les acides polyprotiques, cependant.
Nous pouvons simplifier le problème, en fonction de l’acide polyprotique., Les exemples suivants indiquent les mathématiques et les simplifications pour quelques acides polyprotiques dans des conditions spécifiques.
acides Diprotiques avec une première étape de Dissociation forte
Comme nous le savons déjà, le Premier proton de l’acide sulfurique est fortement acide et se dissocie complètement en solution:
H2SO4 → H+ + HSO4–
cependant, la deuxième étape de dissociation n’est que faiblement acide:
\text{HSO}_4^- \rightleftharpoons \text{h}^+ + \text{so}_4^{2-} KA2 = 1.20×10-2 pka2 = 1.,92
étant donné que la première dissociation est si forte, nous pouvons supposer qu’il n’y a pas de H2SO4 mesurable dans la solution, et les seuls calculs d’équilibre à effectuer concernent uniquement la deuxième étape de dissociation.
déterminer les espèces prédominantes à partir du pH et du pKa
l’acide phosphorique, H3PO4, comporte trois étapes de dissociation:
\text{h}_3\text{PO}_4 \rightleftharpoons \text{h}^+ + \text{H}_2\text{PO}_4^- pKa1 = 2.12
\text{h}_2\text{PO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HPO}_4^{2-} PKA2 = 7.,21
\text{HPO}_4^{2-} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{PO}_4^{3-} pKa3 = 12.67
à un pH égal au pKa pour une dissociation particulière, les deux formes des espèces dissociantes sont présentes en concentrations égales, en raison de l’observation mathématique suivante. Prenez, par exemple, la deuxième étape de dissociation de l’acide phosphorique, qui a un pKa2 de 7.21:
\text{pK}_{\text{a}2}=-\text{log}\left(\frac{}{}\right)=7.21
\text{pH}=-\text{log}=7.,21
par la propriété des logarithmes, nous obtenons ce qui suit:
\text{pH}-\text{pK}_{\text{a}2}=-\text{log}\left(\frac{}{}\right)=0
\frac{}{}=1
ainsi, lorsque pH = pKa2, nous avons le rapport / = 1.00; dans une solution quasi neutre, H2PO4-et hpo42– sont présents en concentrations égales. Très peu de H3PO4 non dissociés ou de PO43 – dissociés seront trouvés, comme cela est déterminé par des équations similaires avec leurs Ka donnés.
les seules espèces de phosphate que nous devons considérer près de pH = 7 sont H2PO4– et HPO42-., De même, dans les solutions fortement acides proches de pH = 3, les seules espèces à considérer sont H3PO4 et H2PO4–. Tant que les valeurs pKa des dissociations successives sont séparées par trois ou quatre unités (comme elles le sont presque toujours), les choses sont simplifiées. Il suffit de considérer l’équilibre entre les deux espèces acides/basiques prédominantes, tel que déterminé par le pH de la solution.
l’acide Phosphorique: La structure chimique de l’acide phosphorique indique qu’il a trois protons acides.,
acides Diprotiques avec une deuxième étape de Dissociation très faible
Lorsqu’un acide diprotique faible tel que l’acide carbonique, H2CO3, se dissocie, la plupart des protons présents proviennent de la première étape de dissociation:
\text{h}_2\text{CO}_3 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HCO}_3^- pKa1 = 6,37
étant donné que la deuxième constante de dissociation est plus petite de quatre ordres de grandeur (Pka2 = 10,25 est plus grande de quatre unités), la contribution des ions hydrogène de la deuxième dissociation ne sera que d’un dix millième aussi grande., Par conséquent, la seconde dissociation a un effet négligeable sur la concentration totale de H+ en solution, et peut être ignorée.