Solution tampon

[Rico28]

Bonjour,

Malgré maintes recherches je n'arrive toujours pas à comprendre le fonctionnement d'une solution tampon d'un point de vu équilibre chimique.

Si je met en solution de l'acide acétique et son sel l'acétate de sodium, j'ai donc la réaction de l'eau avec l'acide faible et la réaction entre les anions du sel et l'eau :

(1) CH₃COOH + H₂O <---> CH₃COO^- + H₃O⁺

(2) CH₃COO^- + H₂O <---> CH₃COOH + OH^-

Si j'ajoute un acide, de l'HCl par exemple, les ions H⁺ issus de sa dissociation vont augmenter la concentration en ions H₃O⁺ et par le principe de Le Chatelier, la réaction (1) se déroulera dans le sens de réformation de CH₃COOH en captant les ions H⁺ en surplus.

Dès lors, que se passe t-il pour la réaction (2) ? Rien du tout ? Servira-t-elle uniquement pour l'ajout d'une base ? La diminution d'ions CH₃COO^- dans la réaction (1) influence-t-elle cette réaction (2) ?

D'avance merci.
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[moco]

Bonsoir,

Tu te compliques la vie. Imagine une solution de 1 litre qui contienne 0.1 mole d'acide acétique HA et autant d'ion acétate A-. Son pH est égal au pK_a de l'acide acétique. Selon les tables, il vaut donc 4.74. On va montrer que c'est une solution tampon.
Si tu ajoutes 0.001 mole d'un acide fort comme HCl, ces ions H⁺ ajoutés vont presque tous réagir avec les ions acétate. On admet d'abord que c'est la totalité qui réagit ainsi. On vérifiera ensuite si cette hypothèse était bonne. La concentration d'acide acétique non dissocié HA augmente de 0.001 et vaut 0.101 M. La concentration d'ion acétate baisse de 0.001 et devient 0.099 M. Que devient la concentration des ions H⁺ ? On la calcule à partir de la définition de la constante d'équilibre K_a.
K_a = [H⁺][A^-]/[HA] = 1.8 10^-5
Donc : [H⁺] = K_a [HA]/[A-] = 1.8 10^-5·0.101/0.099 = 1.84 10^-5. C'est presque la même concentration qu'avant l'adjonction. Le supplément de ions H⁺ resté en solution est de 1.84 10^-5 - 1.8 10^-5 = 4 10^-7. On a rajouté 0.001 mole H+, et tout a été consommé sauf 4 10^-7 mole. Autant dire que tout a été consommé
De même le pH vaut 4.73. C'est presque la valeur d'avant adjonction d'acide.

Ces mesures montrent que notre solution résiste bien à l'adjonction d'une impureté acide. Son pH ne change presque pas quand on ajoute un peu d'acide. Tu peux faire les mêmes calculs avec l'adjonction de base forte comme OH- en provenance de NaOH. Tu arriveras au même résultat. Donc nous avons montré que le mélange étudié est une bonne solution tampon.

L'eau pure, par opposition, est une très mauvaise solution tampon. Si on ajoute, comme avant, 0.001 mole à un litre d'eau pure, dont le pH vaut 7, le pH passe à 3, car la solution obtenue une concentration 0.001 M en ion H+. C'est un saut important de 7 à 3.

[jeanne08]

Je vis ajouter une remarque à la réponse de moco:
Lorsque dans l'eau on mélange des acides et des bases ... il s'échangent des H+ et la réaction qui marche le mieux est celle de l'acide le plus fort mis sur la base la plus forte mise. De plus cette réaction marche très bien ( grande constante) ou très mal ( très petite constante)
Je prends l'exemple d'un couple AH/A- de pKa= 5

- si on met AH dans l'eau :acide le plus fort AH , base la plus forte H2O : réaction AH + H2O = A- +H3O+ marche très mal (K = 10^-5 ) , la solution contient essentiellement AH quasi intact
- si on met A- dans l'eau : base la plus forte A- , acide le plus fort H2O : réaction A- + H2O =AH + OH- marche très mal ( Kb ) la solution contient A- quasi intact
- Si on met un mélange AH+A- , l'acide le plus fort mis est AH , la base la plus forte mise est A- , les réactions avec l'eau sont négligeables donc on peut considérer que l'échange de H+ se fait entra AH et A- donc AH +A- =A- +AH ( qui ne change rien ) . Si maintenant on ajoute un peu de h3O+ ils vont réagir avec les A- selon A-+H3O+ -> AH +H2O et cette réaction est quasi totale ( K = 10^+5) ...