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Nom original: Clasacid.PDFAuteur: Seddik Abderrazek

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Classification des couples acide-bades
I- Force relative des couples acibe-base
On considère la réaction acide-base générale suivante :
Acide(1) + base(2)
base(1) + Acide(2)
On applique la loi d’action de masse à cet équilibre

K=

[Basse(1)][Acide(2)]
[Acide(1)][Basse(2)]

Pour un mélange équimolaire deux cas se présentent :
1er Cas K >1
• La réaction est favorisée dans le sens direct.
• On dit que l’acide(1) est plus fort que l’acide(2).On dit
aussi que la base(2) est plus forte que base(1).
eme
2 Cas K <1
• La réaction est favorisée dans le sens inverse.
• On dit que l’acide(2) est plus fort que l’acide(1).On dit
aussi que la base(1) est plus forte que base(2).
eme
3 Cas K ≈ 1
On dit que l’acide(1) et l’acide(2) sont de forces
comparables. On dit aussi que la base(1) et la base(2) sont de
forces comparables.
Remarque
Pour classer les couples acide-base, on les classe par rapport à
un couple de référence.
II- Choix du couple de référence
1/ Pour les couples AH/APour classer les couples acide-base AH/A-, On fait réagir ces
couples avec un couple choisi conventionnellement comme
référence H3O+/H2O.
AH + H2O

H3O+ + A -

La constante relative à cet équilibre est :
H 3O + A −
K=
[AH][H 2O]
Si K >> 1 alors on dit l’acide AH est plus fort que H3O+.

[

][ ]

2/ Pour les couples BH+/B
Pour classer les couples acide-base BH+/B, On fait réagir ces
couples avec un couple choisi conventionnellement comme
référence H2O/OH-.
B + H2O
BH+ + OHLa constante relative à cet équilibre est :
OH − BH +
K=
[B][H 2O]
Si K >> 1 alors on dit que la base B est plus forte que OH-

[

][

]

III- Constante d’acidité et constante de basicité
1/ Constante d’acidité
On considère l’équilibre suivant : AH + H2O
H3 O+ + A H 3O + A −
De constante K =
[AH][H 2O] ; [H 2O] = Cte car l’eau est un
H 3O + A −
corps pur alors [H 2 O].K =
[AH] = Cte' notée Ka
H 3O + A −
Ka =
[AH] est appelée constante d’acidité du couple
AH/A-. La constante d’acidité s’exprime souvent en puissance
de dix, alors on définit une autre constante pKa = -logKa
⇔ K a = 10 − pK .

[

][ ]
[

[

][ ]

][ ]
a

Remarque
Plus Ka est grand plus l’acide est fort et inversement.
Plus Ka est fort plus pKa est faible.

Rappel :
Log(10x) = x
log(a.b) = log(a) + log(b)
Exemples
CH3COOH + H2O
CH3COO- + H3O+
La constante d’acidité du couple CH3COOH/ CH3COOKa = 1,77 10-5 et le pKa = 4,75
L’acide éthanoïque est faible son Ka est faible ainsi que son pKa


H3O+ + H2O

H2O + H3O +

[H O ][H O] = [H O] = 55,5
=
[H O ]
+

Ka

3

+

2

2

; d ' ou pK a = − 1,74.

3



[H O ][OH ] =
=
+

Ka

OH- + H3O +

H2O + H2O
3



[H 2O]

Ke
10 −14
=
; d ' ou pK a = 15,74.
[H 2O] 55,5

Conclusion
La valeur de la constante d’acidité nous renseigne sur la force du
couple AH/A- par rapport au couple H3O+/H2O.
2/ Constante de basicité
BH+ + OH-

On considère l’équilibre suivant : B + H2O
On définit la constante de basicité du couple BH+/B

[OH ][BH ] et
=


Kb

[B]

+

pKb = -logKb ⇔ K b = 10 − pK

b

Remarque
Plus Kb est grand plus la base est forte et inversement.
Plus Kb est grand plus pKb est faible.
Conclusion
La valeur de la constante de basicité nous renseigne sur la force
du couple BH+/B par rapport au couple H2O/OH- .
3/ Relation entre Ka et Kb
On considère la réaction de dissociation d’un acide AH dans
l’eau : AH + H2O

+

[H O ][A ] .
=
+

-

H3O + A Alors K a

3

[AH]

On considère la réaction de sa base conjuguée avec l’eau.
A - + H2O

AH + OH-

[OH ][AH]
=
[A ]


Kb



[

][

]

On constate que K a .K b = H 3O + OH − ou Ka .Kb = Ke
pKe = pKa + pKb




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