Ch6 : force des acides bases Flashcards
Réaction acide AH avec eau
AH + H2O = A- + H3O+
Réaction base A- avec eau
A- + H2O = AH + HO-
Acides et bases forts
Réaction totale : τ (f) = 1
Tableau de réaction :
C x V = n(f) (H3O+) donc [H3O+]f = C donc pH = -log (C/c° )
Acides et bases faibles
Réaction non totale: τ(f) <1
D’où : en comparant avec si réaction était totale :
-log[H3O+]/c° < -log (C/c° )
Réaction d’autoprolyse avec l’eau
Réaction acide base de l’eau avec l’eau
Équation de la réaction d’autorpotolyse
2H2O = H3O+ + HO-
Réaction d’autorpotolyse: totale ou non totale?
Réaction non totale et extrêmement limitée : τ(f) «_space;1
Équilibre ions HO- et H3O+
=> Constante d’équilibre : produit ionique de l’eau
Produit ionique de l’eau
Constante d’équilibre associée à la réaction d’autoprotolyse
Ke = ([H3O+]/c°) x ([HO-]/c°)
Formule pKe et Ke l’un par rapport à l’autre
pKe = -logKe
Ke= 10^-pKe
pH d’une solution neutre
[H3O+] = [HO-]
pKe = 2pH
pH = 1/2 pKe
(Savoir démontrer)
pH des solutions acides
[H3O+] > [HO-]
pKe < 2pH
pH < 1/2 pKe
(Savoir démontrer)
pH des solutions basiques
[H3O+] < [HO-]
pKe > 2pH
pH > 1/2 pKe
(Savoir démontrer)
Constante d’acidité d’un couple acide base
pKa
Ka est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction acide base
Ka = ([A-] x [HO3+]) / [AH]
pKa= -logKa
Ka = 10 ^-pKa
Force comparée des acides et des bases dans l’eau
- acide AH est d’autant + fort dans l’eau que le pKa du couple auquel il appartient est petit
- Base A- est d’autant + fort dans l’eau que le pKa du couple auquel il appartient est grand
τ(f) dépend de
Conditions initiales
Distinguer acides forts / faibles d’après valeur pKa ssi gammes de concentration en quantités de matières «pas trop faibles»
