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« 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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=== 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 constantconstante 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. LaLes valeurvaleurs 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.
 
<center><math>\hbox{B} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{OH}^- + \hbox{BH}^+</math></center>
 
Cet équilibre possède sa constante particulière K<sub>b</sub>, connue comme constante de basicité . Tout comme pour la constante d´'acidité, c´'est la constante d´équilibre multipliée par la concentration de l´'eau.
 
<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 s'autoioniser.
 
<center><math>\hbox{H}_2\hbox{O} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{OH}^-</math></center>
 
&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 ▼
 
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&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 × 10<sup>-14</sup> at 25°C.▼
 
▲&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'ions hydronium 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 × 10<sup>-14</sup> atà 25°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'ion 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} \\
Ligne 51 ⟶ 54 :
 
<h3>Valeur de la base conjuguée<h3>
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;La base conjuguée d´'acide faible a une relation simple avec son acide . Voyons l´'expression d´'équilibre de la base conjuguée , A<sup>-</sup>, de l´'acide faible HA.
 
<center><math>\hbox{K}_b = {\frac{[\hbox{HA}][\hbox{OH}^-]}{\hbox{A}^-}}</math></center>
 
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Si 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 ! Cela nous permet de calculer le K<sub>b</sub> d´'une base si le K<sub>a</sub> de son acide conjugué est connu (et vice-versa).
 
<center><math>\begin{matrix}
Ligne 63 ⟶ 66 :
 
=== Résumé ===
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Les définitions des constantes de dissociation des acides et bases ; elles sont montrées ici :
 
<center>
Ligne 77 ⟶ 80 :
* <math> \hbox{HA} </math> est totalement dissocié.
* <math> \left[\hbox{HA} \right] = \left[\hbox{H}_3\hbox{O}^+ \right]</math>
* <math> \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] = -\rm{log}(C_a) \ \ \ ,</math> où <math>C_a</math> est la concentration en acide en molmoles/L
<br />
Exemple :
Ligne 88 ⟶ 91 :
* <math>[\hbox{H}_3\hbox{O}^+] = \sqrt{\hbox{K}_a \times [\hbox{HA}]}</math>
* <math> \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] = -\rm{log}\sqrt{\hbox{K}_a \times [\hbox{HA}]}</math>
* <math> \rm{pH} = pK_a/2-\rm{log}[\hbox{HA}]/2 \ \ \ ,</math> où le <math>pK_a</math> est celui de l'acide.
 
=== Cas d'une base forte ===
Ligne 106 ⟶ 109 :
*<math> \rm{pH} = -\rm{log}\left[{H}_3\hbox{O}^+ \right] = -\rm{log}\frac{\hbox{K}_e}{[\hbox{OH}^-]} = -\rm{log}\frac{\hbox{K}_e}{\sqrt{\hbox{K}_b \times [\hbox{B}]}}</math>
*<math> \rm{pH} = -\rm{log}\hbox{K}_e + \rm{log}/2 + \rm{log}[\hbox{B}]/2 </math>
*<math> \rm{pH} = 7+pK_a/2+\rm{log}[\hbox{B}]/2 \ \ \ ,</math> où le <math>pK_a</math> est celui de l'acide.
 
=== Cas d'une solution tampon ===
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