[PDF] Les acides et les bases - University of Ottawa

ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE -BASE

ACIDE FAIBLE – BASE FAIBLE *** COUPLE ACIDE -BASE 1 Notion d’acide faible 1 1 Expérience : On dissous 0,1 mol d’acide éthanoïque CH 3COOH dans un volume V = 1 L d’eau On peut donc dire que [CH 3COOH ] = 10 –1 mol L –1 Si l’ionisation était totale : CH 3COOH + H 2O → H 3O + + CH 3COO – 1 mole 1 mole

C7 ACIDE FORT BASE FORTE - WordPresscom

Page 1 sur 4 C 7: ACIDE FAIBLE - BASE FAIBLE - COUPLE ACIDE BASE I Exemple d’acide faible : acide éthanoïque : 1 Ionisation de l’acide acétique : Considérons une solution d’acide éthanoïque de concentration C = 10-2 mol/L et de pH = 3,4

C2 - DOSAGE ACIDE FAIBLE - BASE FORTE

magnétique (ou baguette en verre), 2 solutions Tampon (4 et 7 par exemple) pour l’étalonnage • Une solution de base forte de concentration connue (NaOH à 0,2 mol L– 1 par exemple) • Une solution d’acide faible de concentration inconnue (ac acétique environ 5 mL de vinaigre d’alcool

Les acides et les bases - University of Ottawa

• dans un couple acide/base conjuguée, si un acide est fort, sa base conjuguée est très faible, et vice versa • l’ion H 3 O+ est l’acide le plus fort qui peut exister en solution aqueuse • un acide plus fort réagirait avec H 2 O ex ; HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O+(aq) + Cl-(aq)

FORCE DES ACIDES ET DES BASES - jbrelphysiquefreefr

acide-base consiste typiquement en un mélange d’acidefaible et de sa base conjuguée (sel) Exemple: dans le corps humain, le pH doit rester proche de 7,4 (7,35 < pH < 7,45) pour ne pas risquer une alcalose ou une acidose Plusieurs systèmes tampons existent donc pour réguler le pH (dans lesreins, les poumons,oulesang) SOLUTION TAMPON

L’équilibre acido-basique et

• Exemple: Lesquelles des solutions suivantes sont des systèmes tampons? (a) KF/HF, (b) KCl/HCl, (c) Na 2 CO 3 /NaHCO 3 • Solution: •(a) HF est un acide faible, et F-est sa base conjuguée, donc c’est un système tampon •(b) HCl est un acide fort, donc sa base conjuguée, Cl-, ne peut pas neutraliser un acide Ce n’est pas un

Formules de pH des solutions diluées - Proximus

Un acide faible est un acide qui n’est pas totalement dissocié et donc dont le pKa est positif Nous avons pris comme critère : a 100 ou log 2 a a C C pKa K t d Quand α est petit on peut facilement l’estimer par : a a K C D (3 1) Reprenons les équations qui régissent les équilibres Soit un acide faible On a les réactions : 23 23 3

Chimie analytique Réactions acido-basiques

o Acide faible + base forte o Acide faible + base conjuguée o Base faible + acide fort Idéal : pH = pKa Exemples : o Système tampon des protéines : intracellulaire et plasma o Système tapon acide carbonique/bicarbonates : extracellulaire et pH sanguin o Système tampon phosphate : intracellulaire et urine

C : CONSTANTE D’ACIDITÉ ­ CLASSIFICATION DES COUPLES ACIDE/BASE

Exemple : CH COOH 3+ H 1O⇌CH COO+H O4 "= [56 75883]([6 784] [56 Un indicateur coloré est constitué́ par un couple acide faible / base faible dont les

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Les acides et les bases

Les couples acide-base conjuguées

un acide de Bronsted donne un proton une base de Bronsted accepte un proton après que la base accepte un proton ex.; CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq) CH3COOH/ CH3COO-est un couple acide-base conjuguée et H3O+/ H2O est un autre couple acide-base conjuguée

Les couples acide-base conjuguées

Exemple: Quels sont les couples acide-base conjuguées dans les réactions suivantes? (a) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) (b) H3O+(aq) + OH-(aq)2 H2O(l)

Solution:

(a)NH4+/ NH3est un couple acide-base conjuguée

H2O/ OH-est un couple acide-base conjuguée

(b)H3O+/H2O est un couple acide-base conjuguée

H2O/ OH-est un couple acide-base conjuguée

Les propriétés acido-

-) ou accepter un proton (et devenir H3O+ -ioniser: 2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) o-ionisation est (utilisant H+ pour simplifier): les concentrations de H+et OH- dans une solution neutre, [H+] = [OH-] = 1.0 x 10-7M 14 OH

OHH101.0]][OH[Ha

aaK 2 une grandeur plus pratique pour la concentration de H+est le pHpH = -log[H+] dans une solution acide:pH < 7.00 dans une solution basique:pH > 7.00 dans une solution neutre: pH = 7.00 -log[OH-] la somme pH + pOH est toujours fixe: pH + pOH = 14.00

3dont la

Solution: pH = -log[H+] = -log(0.76) = 0.12

Calculez sa concentration en ions H+.

Solution:

M104.710][H

3.33]log[H ]log[H 3.33pH

43.33

Les acides forts et les bases fortes

un acide fort est un électrolyte fort ex.; HCl, HNO3, H2SO4 un acide faible est un électrolyte ex.; HF, CH3COOH, NH4+

Les acides forts et les bases fortes

une base forte est un électrolyte fort qui ex.; métal alcalin (ex.; NaOH) une base faible est un électrolyte faible qui ne ex.; NH3(aq) + H2O(l)

NH4+(aq) + OH-(aq)

Les acides forts et les bases fortes

dans un couple acide/base conjuguée, si un acide est fort, sa base conjuguée est très faible, et vice versa 3O+ un acide plus fort réagirait avec H2O ex.; HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) -est la base la plus forte qui peut exister en solution aqueuse une base plus forte réagirait avec H2O ex.; O2-(aq) + H2O(l) 2 OH-(aq)

Les acides et les bases fortes

2à

1.5 x 10-2M.

Solution: Pour chaque Ba(OH)2, on a deux OH-.

Si on a 1.5 x 10-2M de Ba(OH)2, on a

3.0 x 10-2M de OH-.

Le pOH est donc -log(3.0 x 10-2) = 1.52.

Le pH est donc 14.00 -1.52 = 12.48.

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

a aest plus grand chimique [HA] ]][A[HKa approximations suivantes la concentration de H+-7M) est négligeable approximation x vérifie si x si oui, on a la valeur de xet on peut calculer toutes les concentrations sinon, on doit résoudre pour x,sans faire la deuxième approximation Exemple: Calculez la concentration de H+, de A-, et de HA non-ionisés dans une solution de HA à 0.20 M. La valeur de Kapour HA est 2.7 x 10-4. Solution: [H+] = x, [A-] = x, et [HA] = 0.20 -x 0.20 vérifions notre approximation: notre approximation est acceptable, donc [H+] = 7.3 x 10-3M [A-] = 7.3 x 10-3M [HA] = 0.20 -7.3 x 10-3= 0.19 M 3 2 4 a107.3x 0.20 x102.7 [HA] ]][A[HK ? u?

3.7%100%0.20

107.33

uu lequel la valeur de Ka= 5.7 x 10-4? Solution: [H+] = x, [A-] = x, et [HA] = 0.122 -x 0.122 vérifions notre approximation:

0.122 M

3 2 4 a108.34x 0.122 x10 5.7 [HA] ]][A[HK ? u? %8.6100%0.122

1034.83

uu Solution: [H+] = x, [A-] = x, et [HA] = 0.122 -x donc, [H +] = 8.06 x 10-3M, et pH = -log(8.06 x 10-3) = 2.09 33
2 542
2 4 a

108.63ou 108.06 x 2a

4acb b- x

0106.954x105.7 x

x-0.122 x10 5.7 [HA] ]][A[HK u ?r uu u? pH égal à 3.44. Calculez la valeur de Kapour cet acide. Solution: Si pH = 3.44, [H+] = 10-3.44= 3.63 x 10-4M [A-] = [H+] = 3.63 x 10-4M [HA] = 0.060 -3.63 x 10-4= 0.0596 M 6 a 24
a

102.2K

0.0596

)10(3.63 [HA] ]][A[HK u par pour un acide qui donne un seul proton où [HA]oest la concentration initiale de

100%initiale [HA]

équilibrel' à ][Aionisationd' %

100%[HA]

][Hionisationd' % o de 25.0 mL. Le pH initial de cette solution acide est 1.17. Pour neutraliser cet a) Quelle est la masse molaire de HA? b) Quelle est la valeur de la constante de dissociation de HA?

Les diacides et les polyacides

un diacide ou un polyacide peut céder deux protons ou plus par molécule voir Tableau 14.4 (texte français) ou Tableau 16.4 (texte anglais) pour des exemples de diacides et de polyacides ][HCO ]][CO[HK (aq)CO(aq)H(aq)HCO ]CO[H ]][HCO[HK (aq)HCO (aq)H(aq)COHeg.; 3 2 3 a2 2 33
32
3 a1332 om om

Les diacides et les polyacides

Exemple: Calculez les concentrations de C2H2O4, de C2HO4-, de C2O42-, et de H+2H2O4 oxalique, Ka1= 6.5 x 10-2 et Ka2= 6.1 x 10-5.

Solution: On traite le premier équilibre.

Vérifions notre approximation:

2H2O4] 0.20 M.

0.114 x 0.20

x106.5 ]OH[C ]HO][C[HK

0.20x0.20]OH[C x,]HO[C x,][H

2 2 422
42
a1 42242
? u? %57%100200.0

114.0u

Les diacides et les polyacides

Solution:

donc[H+] = 0.086 M [C2HO4-] = 0.086 M [C2H2O4] = 0.11 M

0.184ou 0.0861 x 2a

4acb b-x

00.0130.065x x x-0.20

x106.5 ]OH[C ]HO][C[HK x0.20]OH[C x,]HO[C x,][H 2 2 2 2 422
42
a1 42242
?r ? u?

Les diacides et les polyacides

Solution: On doit aussi trouver [C2O42-

2HO4-] et [H+] pour la première

dissociation. vérifions notre approximation: notre approximation est acceptable, donc[C2H2O4] = 0.11 M [C2HO4-] = 0.086 M [C2O4-] = 6.1 x 10-5M [H+] = 0.086 M 55
42
2 42
a1 42
-2 42
2 4242

10 6.1 x )086.0(

))(086.0(106.1 ]HO[C ]O][C[HK x 0.086]HO[C x,0.086][H x,]O[C (aq)OC (aq)H(aq)HOC ? u? om x%07.0%100086.0

101.65

uu on traite les bases faibles de la même façon que les acides faibles ex.; NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) Kb 5 b 3 4 OHNH OHNH b

101.8K

](1)[NH ]][OH[NH aa aaK 23
4

3NH2) à 0.26 M.

Kb= 4.4 x 10-4pour le méthylamine.

CH3NH2(aq) + H2O(l) CH3NH3+(aq) + OH-(aq)

Solution: [CH3NH3+] = x, [OH-] = x, et [CH3NH2] = 0.26 -x 0.26 vérifions notre approximation: notre approximation est acceptable, donc pOH = -log(0.011) = 1.96, donc le pH = 14.0 -1.96 = 12.04

0.011x 0.26

x104.4 ]NH[CH ]][OHNH[CHK 2 4 23
33
a? u? %2.4100%0.26

011.0u

couples acide-base conjuguées pour un acide faible pour sa base conjuguée [HA] ]][A[HK (aq)A (aq)HHA(aq)a om][A ][HA][OHK (aq)OH HA(aq)O(l)H (aq)Ab2 omeaubaK]][OH[H][A ][HA][OH [HA] ]][A[HKK u couples acide-base conjuguées le fait que KaKb= Keau réactions est plus un acide devient fort, plus sa base conjuguée est faible, et vice versa a= 1.8 x 10-5. Quelle est la valeur de Kb

Solution:

a eau b b eau a 2 K

KK et K

KK (aq)OH (aq)HO(l)H om 10 5 14 a eau b105.6101.8 101.0
K KK u u

Les propriétés acido-basiques des sels

7.0 ex.; NaNO3est produit par la réaction entre NaOH et HNO3 lors de sa dissociation: on dit que ce sel est neutre (aq)NO (aq)Na(s)NaNO3 OH 3 2o

Les sels qui produisent des solutions basiques

le cation Na+

CH3COO-

la solution devient basique on dit que ce sel est un sel basique (aq)COOCH (aq)NaCOONa(s)CH3 OH 3

2o(aq)OH COOH(aq)CHO(l)H(aq)COOCH323

om

Les sels qui produisent des solutions acides

NH4+se dissocie partiellement

la solution devient acide on dit que ce sel est un sel acide (aq)Cl (aq)NHCl(s)NH4 OH 4

2o(aq)NH (aq)H(aq)NH34om

si Kb> Ka: solution basique si Kb< Ka: solution acide si KbKa: solution presque neutre dominera ex.; donc une solution de bicarbonate de sodium est basique 8 b3223 11 a 2 3323

102.4K (aq)COH (aq)OHO(l)H (aq)HCO

104.8K (aq)CO (aq)OHO(l)H(aq)HCO

om u om

0.122 M en NaOH. Quelle est la masse molaire de ce monoacide? Si le pH au point

bpour A-(aq)?

Les oxydes acides, basiques, et amphotères

exemples: (aq)Ca(OH)O(l)H CaO(s)

NaOH(aq) 2O(l)H O(s)Na

22
22
o o

Les oxydes acides, basiques, et amphotères

-métal réagit est donc acide) exemples: la première réaction explique pourquoi la pluie est naturellement acide (pH 5.5) et la deuxième réaction, pourquoi le phénomène des pluies (artificiellement) acides existe (aq)POH 4O(l)H 6 (g)OP (aq)HNO 2O(l)H (g)ON (aq)SOHO(l)H (g)SO (aq)COHO(l)H (g)CO

432104

3252
4223
3222
o o o o

Les oxydes acides, basiques, et amphotères

acide (aq)HMnO 2

O(l)H (l)OMn

4 272o
(aq)CrOH

O(l)H(s)CrO

42
23o
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