V Etude rigoureuse des solutions acides et basiques
Molarité des charges positives = Molarité des charges négatives. Equation 38 : Condition d'électroneutralité d'une solution
ACIDE - BASE en solution aqueuse
Equation d'électroneutralité: [H3O+] = [OH-] + [ Cl- ] # [ Cl- ]. On met en évidence que les ions chlorure avec du nitrate d'argent il y a.
Les pH des solutions aqueuses simples
On arrive alors à l'équation d'électroneutralité suivante : [Na+] + [H3O+] = [HO-] = Ke / [H3O+] . On a (Na+) qui vaut C0 soit 10-8 mol.L-1. On résout l'
MODELISATION PAR ELEMENTS FINIS DU TRANSPORT
d'implantation du critère d'électroneutralité et d'un équilibre ionique sont présentées. Les 5.1 Implantation de l'équation d'électroneutralité.
III..Leau
Equation 2 : autoprotolyse de l'eau. [H3O. +. ] = [OH. -. ] = 10. -7 mol/l. Equation 3 : Condition d'électroneutralité dans l'eau pure
Fiche 4 : Les composés ioniques
Pour respecter l'électroneutralité ces solides ioniques sont constitués d'ions soluté dans un solvant est traduite par l'équation de dissolution.
I- Définition et mesure de pH II- Couples acide-base et constante d
1- Écris l'équation-bilan de la dissociation de l'acide éthanoïque dans l'eau CH3COO- : d'après l'équation d'électroneutralité
Potentiel de membrane
Electroneutralité. 3.2.2. Equation fondamentale. 3.3. Théorie de Hodgkin Huxley
EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES
de l'électroneutralité : dans cette équation on écrit l'égalité suivante : la somme des concentrations des espèces chargées positivement est égale à la
[PDF] V Etude rigoureuse des solutions acides et basiques
Equation 38 : Condition d'électroneutralité d'une solution Equation 39 : Condition de conservation de la matière
[PDF] pH et équilibres acido-basiques en solution aqueuse
d'exprimer et de vérifier les équations de conservation de matière (des espèces) et d'électroneutralité pour ces solutions ;
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Equation de Nernst : 4 Réaction d'oxydo-réduction 4 1 Définition : 4 2 Écriture des réactions d'oxydoréduction 4 3 Calcul de la constante d'équilibre
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4) Une équation supplémentaire est fournie par un bilan de charges (condition d'électro-neutralité) On peut écrire que le nombre de charges positives est
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L'électroneutralité de la solution 25 5 Le bilan matière 26 6 La résolution d'un problème de chimie des solutions 28 6 1 Identifier les inconnues du
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Relation d'électroneutralité : 3 [H O ] [A ] [OH ] on trouve une équation du 2ème degré [ ] 0170 OH = - M soit pH=122 ou on utilise le DLM tracé
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En particulier quelle(s) concentration(s) peut-on négliger dans l'équation qui exprime l'électro-neutralité de la solution ? En déduire une expression
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La relation d'électroneutralité ne peut être logiquement déduite de la théorie de Bronsted de sorte que cette relation ne devrait être utilisée à la rigueur que
[PDF] Les pH des solutions aqueuses simples
On arrive alors à l'équation d'électroneutralité suivante : [Na+] + [H3O+] = [HO-] = Ke / [H3O+] On a (Na+) qui vaut C0 soit 10-8 mol L-1 On résout l'
Comment déterminer l Electroneutralité ?
On parle d'électroneutralité pour la matière lorsque la somme des concentrations des esp?s chargées positivement est égale à la somme des concentrations des esp?s chargées négativement.Qu'est-ce que l'électro neutralité ?
Les solutions aqueuses ioniques (dont le soluté est composé d'ions) sont neutres car les charges positives portées par les cations sont compensées par les charges négatives portées par les anions.Comment on calcule la neutralité d'une solution ?
Précédemment, trois zones de prédominance ont été définies : Si pH < pKa alors [AH ] > [A-] : la forme acide est prédominante. Si pH = pKa alors [AH ] = [A-] : aucune forme ne prédomine par rapport à l'autre. Si pH > pKa alors [AH ] < [A-] : la forme basique est prédominante.
![EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES](https://pdfprof.com/Listes/17/30284-17chimie1an06-equilibres_acidobasiques.pdf.pdf.jpg)
1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
1EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES
II/ pH ET ACIDITE DES SOLUTIONS
¾ Une solution aqueuse est dite " neutre 3O+
¾ Une solution est dite " acide » 3O+ -.
¾ Une solution est dite " basique - 3O+.
A 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7 :Soit :
AH + H2O A- + H3O+ e acido-basique AH / A- Ka, [H3O+] = Ka [AH] / [A-] sachant que pH = - log [H3O+]Ce qui implique :
pH = pKa + log [A-] / [AH]Important :
Pour les raisonnements utilisés dans les réactions acido-basiques, il est important de poser un
- du - de : la somme desconcentrations des espèces chargées positivement est égale à la somme des concentrations des
espèces chargées négativement.- de la conservation de la matière : dans cette équation, on écrit que la concentration initiale
formé au cours de la réaction considérée.II-1/ LES SOLUTIONS ACIDES
Soit la réaction acido-basique :
AH + H2O A- + H3O+
Les deux couples acido-basiques mis en jeu sont AH / A- et H3O+ / H2La réaction acido-basique se produisant en solution aqueuse coexiste à tout instant avec
H2O + H2O HO- + H3O+
1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
2 Un inventaire rapide nous indique que 5 espèces sont présentes en solution : A, H2O, B, OH- et H3O+. Les concentrations de ces espèces sont reliées entre elles par quatre relations : a= [A-] [H3O+]/ [AH] e = [H3O+] [OH-]3O+] = [OH-] + [A-]
a = [A-] + [AH] avec Ca, la concentration initiale en acide. On cherche à exprimer la concentration en ion hydronium, H3O+ en fonction de paramètres connus tels que Ka, Ke et Ca. oduit ionique : [OH-] = Ke / [H3O+]En remplaçant [OH- :
[A-] = [H3O+] (Ke / [H3O+]) En remplaçant [A-] par son expression dans la relation de conservation de la matière, on a : [AH] = Ca [ [H3O+] (Ke / [H3O+])] = Ca [H3O+] + (Ke / [H3O+])On a ainsi obtenu une expression pour [A-
Ka= [A-] [H3O+]/ [AH]
Ka= [H3O+] (Ke / [H3O+]) x [H3O+] / Ca [H3O+] + Ke / [H3O+]) Ka= [H3O+]2 Ke / [Ca [H3O+] [H3O+]2 + Ke] / [H3O+]Ka= [H3O+]3 Ke [H3O+]/ [Ca [H3O+] [H3O+]2 + Ke]
KaCa [H3O+] Ka [H3O+]2 + KaKe = [H3O+]3 Ke [H3O+] [H3O+]3 Ke [H3O+] -KaCa [H3O+] + Ka [H3O+]2 -KaKe = 0 [H3O+]3 + Ka [H3O+]2 - (Ke + Ca Ka) [H3O+] Ke Ka = 0 Ainsi le calcul du pH, c'est-à-dire la détermination de la concentration en ion H3O+, consistedonc à résoudre une équation du 3ème degré. Nous pouvons généralement obtenir beaucoup
plus simplement des solutions approchées très satisfaisantes en faisant un certain nombre distinguerons plusieurs cas. Cas des acides faibles :
-basique suivant :AH + H2O A- + H3O+
1ère approximation
2ème approximation
pouvoir négliger [A-] devant [AH]. On peut considérer que cette 2ème approximation est
vérifiée si [AH] / [A- :1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
3 Ka / [H3O+-1 ; Ce qui correspond à log Ka / log [H3O+-1Il vient alors : log Ka log [H3O+-1
Donc log [H3O+- log Ka -1
La 2ème a -1
Si ces deux approximations sont vérifiées, en négligeant [A-] devant [AH] (car acide très peu
Ca = [AH], avec Ca concentration initiale en acide En négligeant [OH-] devant [H3O+ : [H3O+] = [A-] Ka= [A-] [H3O+]/ [AH] On a Ka= [H3O+]2 3O+]2 = Ka [AH ] = Ka CaOn obtient alors :
A savoir : pH = ½ pKa ½ log Ca a -1) Acides forts
à 10-7 M, alors les ions hydronium H3O+
négligés devant ce les ions hydroxyde OH- : [H3O+] = [A-] : [A-] >>> [AH] : [H3O+] = CaAinsi :
pH = - log Ca des ions hydronium H3O+ est la même que celle des ions hydroxyde OH-, on peut considérer que les ions hydronium venant si et seulement si : [H3O+] / [OH-3O+], il vient [H3O+]2 / [H3O+] [OH-] 3O+]2 / KeC'est-à--14 et pH = - log [H3O+]
Autre raisonnement :
-basique existant est en fait H3O+/ H2O avec pKa = -1,75. Ca es pH = pKa + log [A-] / [AH], on a [AH] = [H3O+] = Ca et [A-] = [H2O]1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
4 [H2 soit 1000 / 18 = 55,5 (ma de mole.L-1) pH = pKa + log [A-] / [AH] = pKa + log [A-] log [AH] pH= -1,75 + log [H2O] - log Ca = -1,75 + log (1000/18) - log Ca = -1,75 + 1,75 log CaDès lors, on retrouve : pH = - log Ca
Un polyacide (diacide, triacide, ..) participe successivement à plusieurs couples acido-
basiques de pK différents, en libérant ses protons. Il se comporte ainsi comme un mélange plus fort impose la concentration en ion hydronium et donc le pH du milieu.II-2/ LES SOLUTIONS DE BASES
Soit la réaction acido-basique suivante :
B + H2O BH+ + OH-
Les couples acido-basiques mis en jeu sont BH+ /B et H2O / OH- . Un inventaire des espèces en solution nous donne les espèces suivantes : B, H2O, BH+ et OH-. bord les différentes équations, appliquées à une solution basique. En suivantes :Ka = [B] [H3O+] / [BH+] (1)
Ke = [OH-] [H3O+] (2)
[OH-] = [H3O+] + [BH+] (3) Cb = [B] + [BH+], avec Cb concentration initiale en base (4) -] = [H3O+] + [BH+] alors [BH+] = [OH-] - [H3O+] -] = Ke / [H3O+]Alors [BH+] = (Ke / [H3O+]) - [H3O+] (5)
b = [B] + [BH+] alors [B] = Cb - [BH+] b - [ (Ke / [H3O+] ) - [H3O+]] (6) Ainsi : En remplaçant [B] (6) et [BH+] (5) dans (1) Ka = [B] [H3O+] / [BH+] On obtient: [H3O+]3 + (Ka+Cb) [H3O+]2 Ke [H3O+] Ke Ka = 0Nous avons une équation du 3ème degré. Les mêmes approximations que celles faites
1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
5 Bases faibles
Soit la réaction acido-basique suivante :
B + H2O BH+ + OH-
Le calcul du pH est facilement résolu si les deux approximations sont vérifiées :1ère approximation : La solution est suffisamment basique. Alors, les ions hydronium H3O+
peuvent être négligés devant les ions hydroxyde OH-. Par définition, cette hypothèse est
vérifiée si le p2ème approximation : La base est suffisamment faible. Alors, La concentration [BH+] est
négligeable devant celle de [B]. Cette 2ème approximation est vérifiée si [B] / [BH+La 2ème la + 1) (voir calculs de la page 3)
Si les deux approximations sont vérifiées alors : - -] = [H3O+] + [BH+] devient : [OH-] = [BH+] - b = [B] + [BH+] devient Cb = [B] - a = [B] [H3O+] / [BH+] devient Ka = Cb [H3O+] / [BH+]Ka = Cb [H3O+] / [OH-] = Cb [H3O+]2 / Ke
Et [H3O+]2 = Ka Ke/ Cb
pH= - log [H3O+] , il vient [H3O+] = (Ka Ke/ Cb) pH = - log (Ka Ke/ Cb) ½ = - ½ log ( Ka Ke/ Cb) = -½ log Ka -½ log Ke + ½ log Cb pH = ½ ( pKa + 14 + log Cb) avec Ke = 10-14Nous avons donc :
pH = ½ (14 + pKa + log Cb)Si pH a + 1)
Autre raisonnement pour le calcul du pH:
La base faible est très peu dissoci3O+ captés est très faible.Ainsi : [BH+] = (négligeable)
OH- : alors [BH+] = [OH-] (car la fraction hydrolysée de B est faible) La conservation de la matière : [B] + [BH+] = Cb [B] = Cb car [BH+] = (Cb est la concentration initiale de la solution de base)Comme pH = pKa + log [B] / [BH+]
pH = pKa + log Cb / [OH-] et comme Ke = [H3O+].[OH-] = 10-14, [OH-] = 10-14 / [H3O+] soit log [OH-] = pH -14,1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
6 pH = pKa + log (Cb / [OH-]) = pKa + log Cb - log [OH-] = pKa + log Cb - pH - 14A savoir :
pH = ½ (14 + pKa + log Cb) Bases fortes
La réaction A + H2O B + H3O+ est quantitative et le seul couple qui intervient est
H2O / OH- de pKa = 15,75.
pH = pKa + log [B] / [A] avec ce couple acido- pH = 15,75 + log [OH-]/ [H2O] pH = 15,75 -1,75 + log Cb avec log [H2O] = 1,75 et Cb : concentration initiale de base forteA savoir :
pH = 14 + log Cb Si la concentration totale de [OH-] est Cb, alors pOH = -log CbA savoir :
pH = 14 pOH = 14 + log CbRemarque ase la plus forte qui impose la
concentration en OH- et donc son pH.II-3/ LES SOLUTIONS " TAMPON »
variations imposées à la solution. Chaque fois qu'un acide faible est titré par une base, il se
forme une solution tampon. Les tampons sont utiles dans tous les type désire maintenir le pH à une valeur constante prédéterminée. base conjuguée.Le pH est donné par :
pH = pKa+ log [B] / [A] (1)Le pH d'une solution est déterminé par le pKa de l'acide présent ainsi que par le rapport des
concentrations de l'acide et de sa base conjuguée. Il est indépendant de la dilution. Le rapport
des concentrations est le seul à déterminer le pH. fonction du rapport [B] / [A].1ère année Médecine Module : Chimie Générale Equilibres acido-basiques
7 Le pH varie peu avec les fluctuations du rapport [B] / [A mélange tampon phosphate monosodique - phosphate disodique : H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ (pKa = 7,2) pH = 7,2 + log [HPO42- ] / [H2PO4-] = 7,2 + log (1- 0,1) / (1 + 0,1) = 7,1à 1. En r
1 mole.L-1ble et de sa
Pour réaliser une solution tampon de pH donné, il est conseillé de choisir un couple acido-basique de pK voisin du pH recherché.
II-4/ RECAPITULATIF DES CALCULS DU pH
Espèce chimique prédominante
Expression du pH
Acide fort
pH = - log CaAcide faible
pH = ½ pKa ½ log CaBase forte
pH = 14 + log CbBase faible
pH = ½ (14 + pKa + log Cb)Tableau 1
Avec Ca : concentration en acide et Cb : concentration en basequotesdbs_dbs30.pdfusesText_36[PDF] chimie de coordination exercices corrigés
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