« Chimie générale/Acides et bases » : différence entre les versions

<center><math>\hbox{HA} + \hbox{H}_2hbox_2\hbox{O} eftrightarrow\Leftrightarrow \hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+ + \hbox{aA}^-</math></center>

cetCet équilibre peut être utilisé pour calculer les concentrations des espèces en solution.

===constanteConstante d´acidité===

commeComme tout équilibre, la dissociation acide/base a une constante d´équilibre qui doit déterminer l´ étendue de la réaction (à quel point elle va du côté gauche ou du côté droit de l´équation).

<center><math>\hbox{kK} = �rac\frac{[\hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+] [\hbox{aA}^-]}{[\hbox{hH}_2hbox_2\hbox{oO}][\hbox{haHA}]}</math></center>

cetCet équilibre est utilisé pour calculer les concentrations d'acides faibles. ilIl y a donc très peu d´eau qui réagit. laLa concentration de l´eau durant la réaction est, pour cela, une constante, et peut être inclue dans la valeur de kK. celaCela donne lieu à une constante d´équilibre connue comme constant d´acidité. cC´est simplement kK multiplié par la concentration de l´eau

<center><math>\hbox{kK}_a = \hbox{kK}[\hbox{hH}_2hbox_2\hbox{oO}] = �rac\frac{[\hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+][\hbox{aA}^-]}{[\hbox{haHA}]}</math></center>

leLe kK_a d´un acide faible détermine sa force comme acide c´est à dire montre de quelle quantité l´équilibre est déplacé vers la droite. laLa valeur de kK_a des acides faibles ont été déterminées expérimentalement.

===laLa constante de basicité===

unUn équilibre semblable existe quand une base faible est dissoute dans l´eau. laLa base retirera un proton de l´eau pour former la base conjuguée.

<center><math>\hbox{bB} + \hbox{hH}_2hbox_2\hbox{oO} eftrightarrow\Leftrightarrow \hbox{ohOH}^- + \hbox{bhBH}^+</math></center>

cetCet équilibre possède sa constante particulière kK_b, connue comme constante de basicité .toutTout comme la constante d´acidité, c´est la constante d´équilibre multipliée par la concentration de l´eau.

<center><math>\hbox{kK}_b = \hbox{kK}[\hbox{hH}_2hbox_2\hbox{oO}] = �rac\frac{[\hbox{bhBH}^+][\hbox{ohOH}^-]}{[\hbox{bB}]}</math></center>

===leLe produit ionique===

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;unUn équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. parfoisParfois. une molécule d´eau agit comme un acide et cède un proton à une autre molécule d´eau (qui agit comme base). lL´eau peut se autoioniser.

<center><math>\hbox{hH}_2hbox_2\hbox{oO} + \hbox{hH}_2hbox_2\hbox{oO} eftrightarrow\Leftrightarrow \hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+ + \hbox{ohOH}^-</math></center>

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;parPar le principe de leLe chatelierChatelier, nous pouvons prévoir que si la concentration en hydronium.

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;unUn équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. parfoisParfois. une molécule d´eau agit comme une base et l´équilibre doit se déplacer vers la gauche et la concentration d´hydroxyles diminue. lesLes concentrations d´hydroniums et d´hydroxyles varient en sens inverse l'une de l'autre

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;lL´expression d´équilibre s´appelle '''produit ionique''' et est désigné par le symbole kK_e. saSa valeur est de 1.0 &times; 10^-14 at 25&deg;cC.

<center><math>\hbox{kK}_e = [\hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+][\hbox{ohOH}^-] = 1.0 imes\times 10^{-14} \,</math></center>

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;cetteCette expression peut être utilisée pour trouver le phpH de l´eau pure. souvenonsSouvenons-nous que le phpH est le négatif de log₁₀ de la concentration de l´íon hydronium. siSi nous posons que la concentration en ions hydronium est x, nous pouvons en déduire le phpH, nous obtenons :

<center><math>�egin\begin{matrix}x^2 &=& 1.0 imes\times 10^{-14} \\

x &=& \sqrt{1.0 imes\times 10^{-14}} \\

x &=& 1.0 imes\times 10^{-7} \\

\hbox{phpH} &=& -og\log{1.0 imes\times 10^{-7}} \\

\hbox{phpH} &=& 7.0�nd0\end{matrix}</math></center>

<h3>valeurValeur de la base conjuguée<h3>

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;laLa base conjuguée d´acide faible a une relation simple avec son acide . voyonsVoyons l´expression d´équilibre de la base conjuguée ,aA^-, de l´acide faible haHA.

<center><math>\hbox{kK}_b = {�rac\frac{[\hbox{haHA}][\hbox{ohOH}^-]}{\hbox{aA}^-}}</math></center>

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;siSi nous multiplions l´expression pour un acide par l´expression pour sa base conjuguée, les concentrations de l´acide et de la base s´éliminent et nous obtenons le produit ionique de l´eau ! celaCela nous permet de calculer le kK_b d´une base si le kK_a de son acide conjugué est connu (et vice-versa).

<center><math>�egin\begin{matrix}

�rac\frac{[\hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+][\hbox{aA}^-]}{[\hbox{haHA}]} & imes\times& �rac\frac{[\hbox{haHA}][\hbox{ohOH}^-]}{[\hbox {aA}^-]} &=& [\hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+][\hbox{ohOH}^-] \\

\hbox{kK}_a & imes\times& \hbox{kK}_b &=& \hbox{kK}_w \\

�nd\end{matrix}</math></center>

===résuméRésumé===

&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;lesLes définitions des constantes de dissociation des acides et bases ; elles sont montrées ici:

<math>\hbox{kK}_a = �rac\frac{[\hbox{hH}_3hbox_3\hbox{oO}^+][\hbox{aA}^-]}{[\hbox{haHA}]}</math>

<math>\hbox{kK}_b = �rac\frac{[\hbox{bhBH}^+][\hbox{ohOH}^-]}{[\hbox{bB}]}</math><br/>

<math>\hbox{kK}_a imes\times \hbox{kK}_b = \hbox{kK}_w \,</math>