23 novembre 2016 : réactions acido-basiques   [répertoire]

• assistancescolaire.com
  • → pour réviser les réactions chimiques par échange de protons (avec exercices)
• propriétés des logarithmes (décimaux) : y = log(x) ⇔ x = 10^y (exponentielle à base 10)
  • rappel : 10⁻ⁿ = 1 / 10ⁿ
  • allure de la fonction : voici la courbe de ln(x) ; [log(x) est proportionnel à ln(x) : log(x) = ln(x) / ln(10)]
    
  • tableau de variation :

    x	0		1		∞
    log(x)	−∞	croissante	0	croissante	∞

  • valeurs particulières : log(1) = 0 ; log(10) = 1 ; log(100) = 2 ; . . . ; log(10ⁿ) = n
  • propriétés : log(a × b) = log(a) + log(b)
    log(a / b) = log(a) − log(b)
    log(a^b) = b log(a)
• Dissociation de l'eau (autoprotolyse) : 2 H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻
  • produit ionique de l'eau : K_e = [H₃O⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴
    Soit pK_e = − log(K_e) = 14
    cette relation est toujours vraie (à l'équilibre) :
  • si l'on ajoute des ions H₃O⁺ à l'eau, le produit dépasse 10⁻¹⁴ :
    l'équilibre se déplace pour redonner 10⁻¹⁴, évolution dans le sens :
    OH⁻ + H₃O⁺ → 2 H₂O jusqu'à retrouver la valeur 10⁻¹⁴
  • la molécule H₂O est polaire : les 2 H ont une charge +δ et O a une charge −2δ,
        c'est pourquoi elle a tendance à séparer les molécules ioniques ou polaires.
• corps ampholyte X : à la fois Acide (X / B) et Base (A / X)
  exemple l'eau : Acide (H₂O / OH⁻) et Base (H₃O⁺ / H₂O)
• pH = − log([H₃O⁺])
  Soit : [H₃O⁺] = 10^−pH
  le signe "−" devant le log fait que plus [H₃O⁺] est grande, plus le pH est petit.

  pH	0		7		14
  [H3O+]	100 = 1		10−7		10−14
  [OH−]	10−14		10−7		100 = 1
  solution	acide		neutre	basique

• Dissociation d'un acide dans l'eau (couple A/B) : A + H₂O ↔ B + H₃O⁺
  • l'acide A libère un proton H⁺ qui s'attache à une molécule d'eau, ce qui donne H₃O⁺
    demi équation : A ↔ B + H⁺
  • la concentration en H₃O⁺ augmente, ce qui fait baisser le pH vers le côté acide.
    la concentration [H₃O⁺] varie en sens inverse du pH à cause du signe "−" dans pH = − log([H₃O⁺])
  • constante d'acidité : K_A = [B] × [H₃O⁺] / [A]
    la concentration [H₂O] n'est pas prise en compte car c'est toujours la même : pratiquement 100 % d'eau
    les produits ajoutés sont négligeables par rapport à l'eau.
  • on prend − log() de l'équation de K_A :
    pK_A = − log(B) + pH + log(A) = pH + log(A/B)
    pH = pK_A + log(B/A)

    pH		pKA
    log(B/A) = pH − pKA	< 0	0	> 0
    espèce dominante	[A] > [B]	[A] = [B]	[A] < [B]

    exemple de table de pk_A
• En pratique :
  • Acide fort : se dissocie totalement dans l'eau [exemple (HCl / Cl⁻) : HCL → H⁺ + Cl⁻]
    si on met n_a moles d'acide fort dans un volume V litres d'eau : C_a = n_a / V
    pH = − log(C_a)
  • Base forte : OH⁻ de NaOH (capable de capturer un proton)
    pH = 14 + log(C_b)
  • Si l'on verse un volume V_a de solution d'acide de concentration C_a dans un volume V d'eau,
    le nombre de moles d'acide versées est n_a = C_a V_a
    et la concentration finale d'acide dans l'eau = n_a / V = C_a V_a / V
    ⇒ il faut toujours se ramener au nombre de moles.
• rappels :
  • LES_IONS_A_CONNAITRE
    H₃O⁺ = ion oxonium
    HO⁻ = ion hydroxyde
  • anion : x⁻ (se dirigent vers l'anode(+) de l'électrolyseur)
    cation : x⁺ (se dirigent vers la cathode(−) de l'électrolyseur)
    toujours les réciter dans le même ordre
    mnémotechnie : Anion < Cation dans l'alphabet et − < + pour les nombres de Z
  • définition de anode et cathode :
    dans un circuit électrique (en dehors de la pile), le courant va du (+) vers le (−) et les e⁻ vont du (−) vers le (+)
    attention : dans la pile, c'est l'inverse : le courant va du (−) vers le (+) et les e⁻ vont du (+) vers le (−)

    	générateur / pile	récepteur / électrolyseur
    sens conventionnel du courant	I ↓	I ↓
    sortie des e− = anode	borne (−)	borne (+)
    intérieur	intérieur pile	intérieur électrolyseur
    entrée des e− = cathode	borne (+)	borne (−)
    sens conventionnel du courant	I ↓	I ↓

retour aux menus : cours 2016     math TS     math