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

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== Acides et bases ==
 
Considérons un acide imaginaire,HA, dans l´eau. Vu la théorie de [[w:Bronsted|Bronsted-Lewry]], l´acide donnera un proton à l´eau pour former un hydronium et la base conjuguée. A<sup>-</sup>. Il y aura un équilibre entre l´acide et l´eau d´une part et entre l´hydronium et sa base conjuguée de l´autre.
 
<center><math>\hbox{HA} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{A}^-</math></center>
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Cet équilibre peut être utilisé pour calculer les concentrations des espèces en solution.
 
=== Constante d´acidité ===
Comme 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{K} = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+] [\hbox{A}^-]}{[\hbox{H}_2\hbox{O}][\hbox{HA}]}</math></center>
 
Cet équilibre est utilisé pour calculer les concentrations d'acides faibles. Il y a donc très peu d´eau qui réagit. La concentration de l´eau durant la réaction est, pour cela, une constante, et peut être inclue dans la valeur de K. Cela donne lieu à une constante d´équilibre connue comme constant d´acidité. C´est simplement K multiplié par la concentration de l´eau
 
<center><math>\hbox{K}_a = \hbox{K}[\hbox{H}_2\hbox{O}] = \frac{[\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{A}^-]}{[\hbox{HA}]}</math></center>
 
Le K<sub>a</sub> d´un acide faible détermine sa force comme acide c´est à dire montre de quelle quantité l´équilibre est déplacé vers la droite. La valeur de K<sub>a</sub> des acides faibles ont été déterminées expérimentalement.
 
=== La constante de basicité ===
Un équilibre semblable existe quand une base faible est dissoute dans l´eau. La base retirera un proton de l´eau pour former la base conjuguée.
 
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<center><math>\hbox{K}_b = \hbox{K}[\hbox{H}_2\hbox{O}] = \frac{[\hbox{BH}^+][\hbox{OH}^-]}{[\hbox{B}]}</math></center>
 
=== Le produit ionique ===
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Un équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. Parfois. une molécule d´eau agit comme un acide et cède un proton à une autre molécule d´eau (qui agit comme base). L´eau peut se autoioniser.
 
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&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Par le principe de Le Chatelier, nous pouvons prévoir que si la concentration en hydronium.
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Un équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. Parfois. une molécule d´eau agit comme une base et l´équilibre doit se déplacer vers la gauche et la concentration d´hydroxyles diminue. Les concentrations d´hydroniums et d´hydroxyles varient en sens inverse l'une de l'autre
 
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;L´expression d´équilibre s´appelle '''produit ionique''' et est désigné par le symbole K<sub>e</sub>. Sa valeur est de 1.0 &times;× 10<sup>-14</sup> at 25&deg;°C.
 
<center><math>\hbox{K}_e = [\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14} \,</math></center>
 
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Cette expression peut être utilisée pour trouver le pH de l´eau pure. Souvenons-nous que le pH est le négatif de log<sub>10</sub> de la concentration de l´íon hydronium. Si nous posons que la concentration en ions hydronium est x, nous pouvons en déduire le pH, nous obtenons :
 
<center><math>\begin{matrix}x^2 &=& 1.0 \times 10^{-14} \\
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\end{matrix}</math></center>
 
=== Résumé ===
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Les définitions des constantes de dissociation des acides et bases ; elles sont montrées ici: