Constante d’acidité, Intérêt

« Constante d’acidité, Intérêt Rappels : Monoacide : AH=> couple acide-base : AH/ABH+=> couple acide-base : BH+/B Polyacide : Diacide AH2 => couple acide-base : AH2/AH- Triacide AH3=> couples acide-base : AH3/AH2- AH-/A2AH2-/AH2- Couples acide-base de l’eau : H3O+/H2O H2O/HO- I. Constante d’acidité 1) Constante d’acidité et pKA La constante d’acidité KA d’un couple AH(aq)/A-(aq) est la constante d’équilibre associé à l’équation : AH(aq)+H2O(l) A-(aq)+H3O+(aq) KA=¿ ¿ ¿ où c°= 1mol/L On définit aussi : pKa=−logK A  Ka=10-pKa 2) Cas de l’eau Réaction d’autoprotolyse de l’eau : H2O(l)+H2O(l)  HO-+H3O+ La constante d’équilibre associé : produit ionique de l’eau : Ke¿ ¿ ¿ ¿ Ke¿ ¿ ¿ Comme toute constante d’équilibre d’une réaction donné ; Ke ne dépend que de la température On définit aussi le pKe=-log Ke  Ke=10-pKe 25°C : Ke=1,0×10-14  pKe=14 Conséquences : * Cette réaction à lieu dans tout solution aqueuse.

Que cette solution soit acide ou basique, elle contient des ions H3O+(aq) et HO-(aq). * cas d’une solution neutre : [H3O+]éq=[HO-]éq par déf 2H2O(l)  H3O+(aq)+HO-(aq) 2H2O(l)  H3O+(aq) HO-(aq) + Ei Ef xf Xf xf=¿éq => donc Ke=¿éq² => −logKe=−log ¿ ¿ Or log(ah)=n×loga Donc pKe¿−2 log ¿ ¿ Or pH=log ¿ ¿ => pKe=2pH => pH = 1 pKe 2 Donc pH= 14 =7,0 à 25°C 2 Donc ¿ ¿ * Cas des autres solutions *Solution acide : pH ¿ Or Ke=¿éq Donc ¿ Ex : si pH=5   ¿ mol.L-1 ¿mol/L Situation basique : pH>7   ¿éq10-7mol/L Ex : pH=12   ¿mol.L-1 ¿ mol.L-1 Synthèse sur le cas des solutions neutres, acides ou basiques (l’eau) : ¿ ¿ ¿ 1 pKe 2 Exercice 5 p°164 : Equation  C6H7O6- + H3O+ Etat Etat Etat Etat 0 x Xf xf 0 X Xf xf C6H8O6 H2O + initial (x=0 mol) N en cours (x) n-x final (xf) n-xf final (xf) 4,0 mmol Solvant xf=nf(H3O+)=[H3O+]f×V=10-pH×V xf=10-2,7×500,0×10-3=1,0×10-3mol nf(C6H8O6)=n-xf=5,0×10-3-1,0×10-3=4,0×10-3mol et nf(H3O+)=nf(C6H7O6-)=xf=1,00×10-3mol Exercice 23 : 1.

La concentration en n apporté en diiode I2 s’exprime par : C¿ tm( I 2) 10 = =3,9 ×10−2 mol .

L M ( I 2) 2 ×126,9 2.

Qr=¿ ¿ donc la transformation évolue dans le sens direct de l’équation 3.

détermination de l a concentration des ions iodures I-(aq) à l’état final : Q r2f¿ k =750=¿ ¿ Détermination de la quantité des ions iodures I-(aq) ayant réagi : n0¿ Quantité n0 initiale m ( Ki ) 2,0 = =1,2× 10− 2 mol M ( Ki ) 166 - Quanité nf d’ions iodure I-(aq) à l’état final : nf¿ ¿ Quantité n d’ions iodure I-(aq) ayant réagi : n = n0 – nf = 1,2 × 10–2 – 6,0 × 10–4 = 1,1 × 10–2 mol. 9: 1.

H2S+H2O  HS-+H3O+ 2.

Ka¿ ¿ ¿ 3.

pKa¿−log ( Ka ) ou Ka=10− pKa 10 : 1.

C3H6O3+H2O  C3H5O3-+H3O+ 2.

Ka¿ ¿ ¿ 3. [ C 3 H 6 O 3 ] éq=¿ ¿ 4: 1.

Ke=¿ 2.

¿ 3.

pH=−log ¿ ¿ 3) Echelle de pKa r= xf Il compare la quantité de réactif disparu à la quantité de réactif initiale xmax a) Forces comparées des acides entre eux Par définition, un acide est d’autant + fort que le taux d’avancement final de sa réaction avec l’eau est élevé. AHaq+H2O  A-(aq)+H3O+(aq) Ka¿ ¿ ¿ Donc l’acide plus l’acide se dissocie [A-]éq et [H3O+]éq sont élevées et [AH]éq est faible. Par conséquent, plus l’acide est fort, plus Ka est élevé  + pKa est faible. Conclusion : un acide est d’autant plus fort que le pKa du couple auquel il appartient est faible. b) Forces comparées des bases entre elles Par définition, une base est d’autant plus forte que le taux d’avancement final de sa réaction avec l’eau est grand. A-(aq)+H2O(l) AH(aq)+HO-(aq) K¿ [ AH ].... »