Chapitre 4 Flashcards
VISE LES ÉTOILES BABYYYYYYYYYYYYYYYY
définition d’un acide (théorie d’Arrhenius)
molécules qui libèrent des ions H+
déf d’une base (théorie d’Arrhenius)
molécules qui libèrent des ions OH-
définition des acides (théorie de bronsted-lowry)
donneurs de protons
*protons = H+ *
définition des bases (théorie de bronsted-lowry)
accepteurs de protons
*protons = H+ *
forme commune des acides
H-R
R-COOH
R = atomes ou chaîne d’atomes
forme commune des bases
R-OH
R-N
R = atomes ou chaîne d’atomes
qu’est-ce qui va avec un acide?
ex.: HCL + NH3 –> CL- + NH4+
sa base conjuguée
qu’est-ce qui va avec une base?
ex.: HCL + NH3 –> CL- + NH4+
un acide conjugué
substance amphotère (définition)
molécule pouvant se comporter comme un acide ou comme une base selon le milieu réactionnel
exemple de substance amphotère
- H2O
- H3PO4 / H2PO4-
K eau
1 x 10^-14
[H3O+][OH-]= ?
1,0 x 10^-14 = Keau
en millieu neutre:
[H3O+] ? [OH-]
- les 2 sont égals
- Keau = [H3O+]^2 = 10^-14
[H3O+] = 10^-7 M
en millieu acide:
[H3O+] ? [OH-]
- [H3O+] > [OH-]
- [H3O+] > 10^-7 M
en millieu basique:
[H3O+] > 10^-7 M
pH =
- log [H+]
[H+/H3O+]=
10^-pH
pOH=
- log [OH-]
[H3O+] x [OH-] =
Keau = 10^-14
pH + pOH=
14 (pKeau)
acide fort:
Ka ? 1
Ka»_space;> 1
acide fort:
% de dissociation
≈ 100%
acide fort:
simple ou double flèche?
simple
acide faible:
Ka ? 1
Ka ««_space;1
acide faible:
% de dissociation
% ««_space;100%
HA + H2O —> H3O+ + A-
<—
Ka =?
[H3O+] x [A-] / [HA]
acides forts à savoir par coeur
HCl
HBr
HI
HNO3
HClO3
HClO4
H2SO4 (1ere ionisation)
pKa=
- log (Ka)
acide fort:
[H3O+] à l’equilibre =
[HA]initiale
acide fort:
base conjugué plus faible ou forte que l’eau?
plus faible (réaction inverse impossible)
acide faible:
base conjugué plus faible ou forte que l’eau?
plus forte (réaction inverse possible)
base forte courante
hydroxyde du groupe 1 (alcalins + OH-)
hydroxyde du groupe 2 (alcalino-terreux + (OH-)2
base forte:
Kb ? 1
Kb»_space;> 1
base forte:
% dissociation
≈ 100%
base faible:
Kb ? 1
Kb ««_space;1
base faible:
% dissociation
% ««_space;100%
B + H2O —> BH+ + OH-
<—
Kb =?
[BH+ + OH-]/ [B]
base forte:
[ OH-] à l’équilibre =
[Base]initiale
base forte:
acide conjugué plus fort ou plus faible que l’eau?
plus faible
base faible:
acide conjugué plus fort ou plus faible que l’eau?
plus fort
Ka x Kb =
Keau (10^-14)
pourcentage d’ionisation (formule)
quantité dissociée (en mol/L) x 100% / quantité initiale (en mol/L)
polyacide (def)
- acide qui peut libérer plusieurs protons (H+)
- se dissocie 1 proton (H+) à la fois
calcul du pH avec polyacide avec le premier proton (conditions):
- concentration du polyacide initiale est importante
- différence entre les Ka successifs est très élevée
polyacides:
forces relatives des acides
- perte d’un proton = Ka différent
- Ka diminue plus le polyacide se dissocie
- charge négative augmente –> plus difficile d’enlever un proton (H+) –> l’acide est de plus en plus faible
diagramme de prédominance des espèces
- déterminer les principales espèces en solutions selon le pH de la solution
- croisement = pKa (point de demi équivalence)
- pic = pH (point d’équivalence)
sels
- substances résultant de la neutralisation d’un acide par une base
- peuvent être neutres, acides ou basiques dans l’eau
propriétés acidobasiques des ions
- cation –> tendance à former des solutions acides ou neutres
- anions –> tendance –> former des solutions basiques ou neutres
quand le cation et l’anion sont des acide/base) dans un sel:
si Ka > Kb
solution est légèrement acide
quand le cation et l’anion sont des acide/base) dans un sel:
si Ka < Kb
solution est légèrement basique
quand le cation et l’anion sont des acide/base) dans un sel:
si Ka = Kb
solution est neutre
