pH et équilibres acido-basiques en solution aqueuse
Université de Liège. Section de Chimie. pH et EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES. EN SOLUTION AQUEUSE. Année académique 2002-2003. G. KROONEN. R. CAHAY. V. COLLIGNON.
Chimie - Chapitre 7 : Equilibre acido-basique en solution aqueuse
Définition : pH = ? log a(H3O+). pH = ? log [H3O+] pour des solutions suffisamment diluées. Relation d'Henderson : pH = pKa + log. [ ]. [ ].
Fiche de synthèse n°2 : réactions acido-basiques en solution aqueuse
Si pH = pKa [A?]f = [AH]f : les espèces acide et basique ont la même concentration en solution. -. Si pH <pKa
LES ÉQUILIBRES ACIDO-BASIQUES
Une réaction acido-basique implique deux couples acide-base conjugués qui Une solution basique si sa concentration en ions [H3O+]<10-7 mol/l ? pH >7.
Fiche 2 : équilibres acidobasiques
aqueuse dont pH < 7 est dite acide ; une solution aqueuse dont pH > 7 est dite basique. Fig. 1.1. • Autoprotolyse de l'eau : dans toute solution aqueuse
Réactions acido-basiques AQ1 Réactions acide-base en solution
2 Application aux équilibres acido-basiques 4 pH des solutions aqueuses ... ÉQUILIBRES CHIMIQUES Réactions acide-base en solution aqueuse.
TP17 La chimie des équilibres acido-basiques
La chimie des équilibres acido-basiques. OBJECTIFS : ° Mesurer le pH d'une solution aqueuse. ° Mettre en évidence la notion d'équilibre chimique.
DES ÉQUILIBRES ACIDO-BASIQUES EN MILIEU BIOLOGIQUE
La figure représente deux simulations de courbes de titrage pH-métrique de deux solutions aqueuses acides différentes par une solution aqueuse d'hydroxyde de
pH des solutions aqueuses : critères de prépondérance
solutions aqueuses acido-basiques tenant compte de l'effet de concen- en déséquilibre et la notion de réaction prépondérante à l'équilibre.
EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES
EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES. II/ pH ET ACIDITE DES SOLUTIONS. ? Une solution aqueuse est dite « neutre » si elle contient autant d'ions hydronium H3O.
Chimie - Chapitre 7 : Equilibre acido-basique en solution aqueuse DEFINITIONS :
Un acide est une espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs protons (H+). Une base est une espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs protons (H+).Couple acido-basique :
Un couple acido-basique AH/A- est formé par 1 acide AH et sa base conjuguée A-, espèce obtenue après perte du proton. AH = A- + H +Exemples :
Couple NH4+ / NH3 NH4+ (acide) = NH3 (base) + H+ Couple CH3COOH / CH3COO- CH3COOH (acide) = CH3COO- (base) + H+Espèce amphotère :
Exemple
Couple H2O/ OH- H2O = OH- + H+
Couple H3O +/ H2O H3O + = H2O + H+ ici la base
Réaction acido-basique :
Une réaction acido-basique correspond à un échange de proton entre un acide et une base. Elle met en jeu 2 couples.Exemple : NH4+ + CH3COO- = NH3 + CH3COOH
FORCE DES ACIDES ET DES BASES :
Acides forts et bases fortes :
Un acide fort (resp. une base), est un acide (resp. une base) qui réagit totalement avec l'eau.Exemples :
Acide fort + H2O ĺ H3O + + Cl- Base forte 3CH2O- + H2O ĺ HO - + CH3CH2OH Les espèces conjuguées sont dites indifférentes. D comparer les acides forts entre eux ou les bases fortes entre elles. On parleAcides et bases faibles :
Les acides et bases faibles ne réagissent que part. Soit un couple acido-basique AH/A- , on peut mesurer la force par la constante d'équilibre Ka de la réaction , appelée OHAOHAH32 @eq eqeq aAH OHAK 3 pKa = -log Ka ou Ka = 10-pKa est grande et donc que son pKa est petit. est petite et donc que son pKa est grand.Echelle de pKa :
REACTION ACIDO-BASIQUE :
Constante : Soit la réaction Acide 1 + Base 2 = Base 1 + Acide 2, la constan est : >@>@2 10 12 21a a eqéq eqéq K K acidebase acidebaseK
K° = 10pKa(couple de la base)-
Méthode de la " Règle » du gamma :
Exemple : NH3 + H3O+ = NH4+ + H2O
a (bases à gauche, acides à droite) : - Placer les couples mis en jeu.Attention
à H3O+ (ex : acide chlorhydrique) et une base forteà OH- (ex : soude)
- Entourer les espèces qui réagissent. - : Si un gamma direct peut relier les réactifs et les produits alors K° > 1(on met +). Sinon :K° < 1(on met -). Calculer K° = 10 ± pKa
Exemple : K° = 10+9.2
D s dans le mélange. : 2 H2O = H3O+ + OHCet équilibre e, appelé
: Ke = [H3O+][ OH-] = 10-14 à 25°CDéfinition : log a(H3O+)
pH = log [H3O+] pour des solutions suffisamment diluées. : pH = pKa + log @AH ADiagrammes de prédominance :
Diagrammes de distribution :
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