« 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>
Ligne 11 :
=== 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>
Ligne 19 :
<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. Les valeurs 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>
Ligne 31 :
=== Le produit ionique ===
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 s'autoioniser.
<center><math>\hbox{H}_2\hbox{O} + \hbox{H}_2\hbox{O} \Leftrightarrow \hbox{H}_3\hbox{O}^+ + \hbox{OH}^-</math></center>
Ligne 45 :
<center><math>\hbox{K}_e = [\hbox{H}_3\hbox{O}^+][\hbox{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14} \,</math></center>
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'ion hydronium. Si nous posons que la concentration en ions hydronium est x, nous pouvons en déduire le pH :
<center><math>\begin{matrix}x^2 &=& 1.0 \times 10^{-14} \\
Ligne 58 :
<center><math>\hbox{K}_b = {\frac{[\hbox{HA}][\hbox{OH}^-]}{\hbox{A}^-}}</math></center>
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 82 :
* <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 moles/L
<br />
Exemple :
=== Cas d'un acide faible ===
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