Les solutions aqueuses des acides Définition : Un acide est une molécule où un ion qui en solution donne des ions H+ Couple Acide-Base AH/AEquation formelle : AH H + + AConstante d’acidité : Ka : Soit l’équation chimique de la solution aqueuse d’acide AH + H2O H 3O + + A Ka = ⟦𝑨𝑯⟧ Kb = ⟦𝑩𝑯+⟧⟦𝑶𝑯− ⟧ K= ⟦𝑩⟧ Lorsque Kb augmente la force de Base augmente 𝐩𝑲𝒃 = - logKb alors Kb = 𝟏𝟎−𝒑𝒌𝐛 Lorsque pKb augmente la force de base diminue Remarque : A1H/𝑨− 𝟏 L’équation de solution aqueuse d’acide A1 H: A1H + H2O H3O+ + 𝑨− 𝟏 constante d’acidité ka1 + [𝑨− 𝟏 ][𝑯𝟑 𝑶 ] [𝑨𝟏 𝑯] ⟦𝑨− ⟧⟦𝑩𝑯+ ⟧ ⟦𝑨𝑯⟧⟦𝑩⟧ Si 𝟏 < 𝑲 l’acide AH plus fort que l’acide BH+ la base B plus fort que la base A Si 𝟏 > K l’acide BH+ plus fort que AH et la base A- plus fort que la base B Si k = 1 l’acide AH et l’acide BH+ de même force la base A- et la base B de même force Remarque : Plus un acide est fort plus sa base conjuguée est faible . Plus une base est forte plus son acide conjuguée est faible Un acide fort sa base conjuguée est inerte. Un acide faible sa base conjuguée est faible. Soit les deux couples acide –base suivants : ka1 = AH + B A- + BH+ Constante d’équilibre : K ⟦𝑯𝟑 𝑶+ ⟧⟦𝑨− ⟧ Lorsque Ka augmente la force d’acide augmente 𝒑𝑲𝐚 = - logKa alors Ka = 𝟏𝟎−𝒑𝒌𝐚 Lorsque pKa augmente la force d’acide diminue Les solutions Acides – Bases Définition : Une réaction acide-base est une transformation chimique entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple par l’intermédiaire d’un échange d’ions H+ *Soit les deux couples acide -base : AH/A- et BH+ / B soit l’équation Bilan : Les solutions aqueuses des bases Définition : Une base est une molécule où un ion qui en solution capte des ions H+ Couple Acides-Base BH+/B Equation formelle : B + H+ BH+ Constante de Basicité : Kb : Soit l’équation chimique de la solution aqueuse de Base B + H2O BH+ + OH- l’équation de solution aqueuse de base 𝑨− 𝟏 𝑨− A1H + OH𝟏 + H2O constante de basicité Kb1 : [𝑨 𝑯][𝑶𝑯− ] Kb1 = 𝟏 − Ke = ⟦𝑯𝟑 𝑶+ ⟧ ⟦𝑶𝑯− ⟧ avec ke = 10-14 à 25C° pKe = - log ke = -log10-14 donc pKe = 14 à 25 C° pKa + pKb = pKe = 14 à 25 C° ⟦𝑯𝟑 𝑶+ ⟧ = 10-PH alors pH = - log ⟦𝑯𝟑 𝑶+ ⟧ [𝑶𝑯− ] = ⟦𝑯 𝐊𝐞 𝟑𝑶 +⟧ K ⟦𝑯𝟑 𝑶+ ⟧ ⟦𝑶𝑯− ⟧ a v e c [𝑨𝟏 ] 𝟏𝟎−𝟏𝟒 𝟏𝟎−𝐏𝐇 A2H/𝑨− 𝟐 e = = L’équation de solution aqueuse d’acide A2 H : A2H + H2O H3O+ + 𝑨− 𝟐 constante d’acidité ka2 : ka2 = + [𝑨− 𝟐 ][𝑯𝟑 𝑶 ] [𝑨𝟐 𝑯] l’équation de solution aqueuse de base 𝑨𝟐− : 𝑨− A2H + OH𝟐 + H2O constante de basicité Kb2 : [𝑨 𝑯][𝑶𝑯− ] Kb2 = 𝟐 − [𝑨𝟐 ] − k –base qui provient des deux couples acide -base A1H/𝑨− L’équation chimique bilan de la réaction acide 𝟏 et A2H/𝑨𝟐 est : − − e A1H + 𝑨𝟐 A2H + 𝑨𝟏 La constante d’équilibre K : 𝐊 𝟏𝟎−𝐩𝐤𝐚𝟏 K = 𝐚𝟏 = −𝐩𝐤𝐚𝟐 − +] 𝐊 [𝑨𝟐= 𝑯][𝑨− ] [𝑨 𝑯][𝑨 ] [𝑯 𝑶 𝐊 𝟏𝟎 𝟑 𝐚𝟏 𝟏 𝟏 𝐚𝟐 K= = 𝟐 − ] . [𝑯 𝑶+ ] = 𝐊 [𝑨𝟏 𝑯][𝑨− ] [𝑨 𝑯][𝑨 𝟏 𝟑 𝐚𝟐 𝟐 𝟐 1 𝐊 𝟏𝟎−𝐩𝐤𝐛𝟐 − [𝑨𝟐0 𝑯][𝑨𝟏 ] [𝑨𝟐 𝑯][𝑨− [𝑶𝑯− ] 𝐊𝐛𝟐 K = 𝐛𝟐 = −𝐩𝐤𝐛𝟏 𝟏] 𝐊 𝟏𝟎 K= - − = 𝐛𝟏 − . − = K e = ⟦𝑯 ⟦𝑶 a v e c k e = 1 1 0 4 - [𝑨𝟏 𝑯][𝑨𝟐 ] [𝑨𝟏 𝑯][𝑨𝟐 ] [𝑶𝑯 ] 𝐊𝐛𝟏 1
