[PDF] LES REACTIONS ACIDE-BASE 1 Le pH





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COURS DE CHIMIE GENERALE Semestre 1 SVI

2.5. Cas d'un mélange d'un acide fort et d'un acide faible. Ce modèle est basé sur l'existence du noyau dans lequel est pratiquement concentrée toute la.



Fiche de synthèse n°2 : réactions acido-basiques en solution aqueuse

Exemple : Pour un acide faible de pKa = 5 et C0 = 10-3 mol.L-1 on a ? = 0



§ 7 (suite) Titrages acide-base

Considérons le titrage d'une solution d'un acide faible tel que l'acide acétique par exemple



Filière Sciences de la Matière Chimie Cours Chimie des Solutions

Cas d'un mélange d'un acide fort et d'un acide faible. 2.6. Cas d'un mélange de deux acides constante de basicité Kb. Par exemple pour le couple AH/A- :.



Fiche de révisions sur les acides et les bases

Exemples de réactions de dissolution de bases et d'acides faibles : • L'acide éthanoïque )HOOCHC(. 3 est un acide faible :.



Chapitre 1 Acides et bases

1.1.1 Définition du pH et exemples. Le pH (“potentiel hydrogène”) d'une solution L'acide conjugué d'une base faible est un acide faible. Exemples :.



Dosage acide faible – base forte

Dosage acide faible – base forte. Les relations établies classiquement le sont pour : ? un acide suffisamment faible et pas trop dilué.





Coefficient de partage

tel qu'un acide faible ou une base faible entre l'eau et un solvant non miscible La représentation graphique (exemple avec P = 1 et pKa = 5) montre que.



VI..Etude sommaire des mélanges

l'acide faible possède une constante d'acidité et une concentration assez Exemples: (voir tableau des couples acide faible - base faible en annexe).



Chapitre II : Les acides et les bases CHIMIE II

Exemple des acides forts : HCl HI HBr HClO 4 HNO 3 H 2 SO 4 HCl +H 2 O Cl-+ H 3 O + b-Acide faible : HA est un acide faible HA+H 2 O A - + H 3 O + La constante d’équilibre de cette réaction s’écrit : Kc = = K a K a: la constant d’acidité d’un couple acide / base [A-] [H3O+] [HA]



LES REACTIONS ACIDE-BASE 1 Le pH

Exemples : - L’acide chlorhydrique est un acide fort : HCl + H 2 O Cl-+ H 3 O+ - La soude est une base forte : NaOH + H 2 O Na+ + OH-4 2 Acides faibles et bases faibles Les acides faibles ou les bases faibles sont des acides ou des bases pour lesquels la réaction avec l’eau n’est pas totale AH + H 2 O = A-+ H 3 O+ A-+ H 2



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I 1- Dosage acide faible - base forte par pH-mètrie 1 Généralités : Un acide est une espèce capable de céder un proton H+: acide = base + H+ Une base est une espèce capable de capter un proton H+: base + H+ = acide Constante d’acidité KA Soit la réaction acide-base: HA + H2O ? H3O + + A? = [ ][ ] []

  • Acides Forts

    Les acides fortsse dissocient complètement en leurs ionsdans l'eau, produisant un ou plusieurs protons ( cationshydrogène ) par molécule. Il n'y a que 7 acides forts communs. 1. HCl - acide chlorhydrique 2. HNO 3- acide nitrique 3. H 2SO 4- acide sulfurique ( HSO 4 -est un acide faible) 4. HBr - acide bromhydrique 5. HI - acide iodhydrique 6. HClO ...

  • Acides faibles

    Les acides faiblesne se dissocient pas complètement en leurs ions dans l'eau. Par exemple, HF se dissocie en ions H +et F -dans l'eau, mais une partie de HF reste en solution, ce n'est donc pas un acide fort. Il existe beaucoup plus d'acides faibles que d'acides forts. La plupart des acides organiquessont des acides faibles. Voici une liste partiel...

  • Distinguer Les Acides Forts et faibles

    Vous pouvez utiliser la constante d'équilibre acide K aou pK apour déterminer si un acide est fort ou faible. Les acides forts ont des valeurs élevées de K aou de petites valeurs de pK a, les acides faibles ont de très petites valeurs de K aou de grandes valeurs de pK a.

Quels sont les différents types d’acides faibles ?

Si on dissout n moles d’un acide faible dans l’eau, on aura production de moles d’ , avec . Exemples d’acides faibles : les acides carboxyliques (fonction ), l’acide fluorhydrique HF . 2. Base forte - base faible Toujours selon Brønsted, une base est une espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs protons .

Quelle est la différence entre une base faible et un acide fort ?

Pour une base faible A–, sa réaction avec l’eau est limitée : . Si on dissout n moles d’une base faible dans l’eau, il y aura production de moles d’, avec . Exemple de bases faibles : les ions carboxylates (fonction ), c'est-à-dire les bases conjuguées des acides carboxyliques. • Un acide fort est un acide réagissant totalement avec l’eau.

Comment reconnaître les acides forts et faibles ?

Les acides forts et faibles sont importants à connaître à la fois pour les cours de chimie et pour une utilisation en laboratoire. Il y a très peu d'acides forts, donc l'un des moyens les plus simples de distinguer les acides forts des acides faibles est de mémoriser la courte liste des acides forts.

Quels sont les types de réactions de dissolution de bases et d’acides faibles ?

Exemples de réactions de dissolution de bases et d’acides faibles: • L’acide éthanoïque (CH3 COOH) est un acide faible : CH3 COOH(liq) H 2 O H3 O aq CH3 COOaq ??? + ? + ???+ • L’ammoniac est une base faible : NH3(g) H 2 O NH 4 (aq) OH (aq) ??? + ? + ???+ Remarques importantes: ¾ Puisque NH3est une base faible, l’ion + NH4est un acide faible !

LES REACTIONS ACIDE-BASE

1. Le pH

1.1 Définition

Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur qui donne une information sur la concentration en ions oxonium [H3O+@B F·HVP XQH JUMQGHXU VMQV XQLPpB Le pH est lié à la concentration en ions oxonium [H3O+] par la relation :

S+ íORJL+3O+] ou [H3O+] = 10ípH

1.2 La mesure du pH

IH S+ G·XQH VROXPLRQ VH PHVXUH j O·MLGH

- G·XQ S+-mètre pour une mesure précise - de papier pH pour une estimation grossière

1B3 I·pŃOHOOH GH S+

IH S+ G·XQH VROXPLRQ HVP ŃRPSULV HQPUH 0 et 14. - Si pH < 7, la solution est acide. - Si pH = 7, la solution est neutre. - Si pH > 7, la solution est basique.

1.4 Le pH-mètre

Le pH-mètre mesure une différence de potentiel entre deux électrodes pour en déduire la valeur du pH.

Les électrodes sont :

- une électrode indicatrice dont le potentiel va varier avec le pH de la solution - une électrode de référence dont le potentiel est indépendant du milieu dans lequel elle plonge. Dans certains cas, ces deux électrodes sont associées en une seule que l'on appelle alors électrode combinée.

1.4.1 L·électrode indicatrice

L'électrode indicatrice (ou électrode de mesure) est une électrode de verre ; son potentiel Ei varie linéairement avec le pH de la solution :

Ei = + upH

où et sont des constantes qui ne dépendent que de la nature de l'électrode et de la température. La relation ci-dessus n'est valide que dans un intervalle de pH variant entre 0 et

12. Cela explique pourquoi les valeurs des pH des solutions très basiques lues en utilisant une

électrode de ce type sont incorrectes. Une mesure correcte doit alors se faire en changeant le type d'électrode de verre. Comme son nom l'indique, elle est constituée par un tube de verre se terminant par une " boule " remplie de liquide.

1.4.2 L·électrode de référence

L'électrode de référence est une électrode au calomel. Son potentiel Eref ne dépend que de la concentration en chlorure de potassium de la solution de remplissage :

Eref = = constante

1.4.3 L·électrode combinée

L'électrode combinée est une électrode " double ", c'est à dire qu'elle réunit en un seul objet l'ensemble de l'électrode indicatrice en verre et de l'électrode de référence.

En général, l'électrode de référence est une électrode constituée d'un fil

d'argent plongeant dans une solution saturée de chlorure d'argent et de chlorure de potassium. L'électrode combinée est munie de deux fiches correspondant à la connexion des deux électrodes au pH-mètre.

2. Acides et bases

2.1 Définitions

un ou plusieurs proton H+. On peut donc écrire : AH = Aí + H+ Un monoacide pourra céder un proton H+. Un polyacide pourra céder plusieurs protons H+.

Exemples :

- I·MŃLGH pPOMQRwTXH CH3COOH est un monoacide car il peut céder un proton H+. - I·MŃLGH VXOIXULTXH H2SO4 est un polyacide car il peut céder deux protons H+. un ou plusieurs proton H+. On peut donc écrire : Aí + H+ = AH Une monobase pourra capter un proton H+. Une polybase pourra capter plusieurs protons H+.

Exemples :

- I·MPPRQLMTXH NH3 est une monobase car elle peut capter un proton H+. - I·LRQ ŃMUNRQMPH CO32í est une polybase car elle peut capter deux protons H+.

2.2 Couples acide/base

Les deux espèces chimiques AH et Aí sont dites conjuguées et forment un couple acide/base noté : AH/Aí A ce couple acide/base est associé une demi-équation acido-basique notée : AH = Aí + H+

Exemple : Les deux espèces chimiques, acide éthanoïque (CH3COOH) et ion éthanoate

(CH3COOí), forment un couple acide/base (CH3COOH/CH3COOí). La demi-équation acido-basique associée est : CH3COOH = CH3COOí + H+

2.3 FRXSOHV MŃLGHCNMVH GH O·HMX

I·HMX SMUPLŃLSH j GHX[ ŃRXSOHV MŃLGHCNMVH GMQV OHVTXHOV HOOH ÓRXH VRLP OH U{OH

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