Sujet philo

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  • Publié le : 30 décembre 2010
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Fiche réalisée par P.Bourton Pour en savoir plus http://montblancsciences.free.fr

Chap 08 - Transformations associées à des réactions acidobasiques en solution aqueuse

I) Autoprotolyse de l'eau :
1) pH de l'eau pure.
pH de l'eau pure à 25°C : 7,0 (valeur prise comme référence pour définir un milieu neutre ) Dans l'eau pure à 25°C , [H3O+] = 10-pH ⇒ [H3O+] = 1,0.10-7 mol.L-1 L'eau pure necontient donc pas que des molécules d'eau, mais aussi un peu d'ions oxonium. Cela s'explique par une réaction entre 2 molécules d'eau :

2) Autoprotolyse de l'eau :
L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau suivant le bilan : H2O + H2O = H3O+ + HOCette réaction est très peu avancée ([H3O+] est très faible). On remarquera que: [H3O+]=[HO-]. Dans l'eau pure, il y a doncautant d'ions hydroxyde que d'ions oxonium à 10-7 mol.L-1. 1L d'eau pure pèse 1000 g; il y a donc presque 55,5 mol (1000 / 18) de molécules d'eau par Litre.

3) Produit ionique de l'eau :
Définition : Le produit ionique de l'eau est la constante d'équilibre associée à l'équation d'autoprotolyse de l'eau. Cette constante est notée Ke. Ke = [H3O+].[HO-] Ke s'exprime sans unité et lesconcentrations sont exprimées en mol.L-1. La constante d'équilibre est indépendante de l'état initial (de la concentration initiale) et ne dépend que de la température. Pour toute solution aqueuse à 25°C, Ke=1,0.10-14. (Ke croît lorsque la température augmente). On note pKe = - log Ke ⇒ pKe = 14 à 25°C

On prend le logarithme de la relation Ke = [H3O+].[HO-] . ⇒ log Ke = log[H3O+] + log[HO-] ⇒ pKe = pH –log[HO-] ⇒ pH = pKe + log[HO-] = 14 + log[HO-] ⇒ [ HO- ] = 10(pH-14)

Echelle de pH : Le pH des solutions aqueuses usuelles s'étend de 0 à 14. La nature acide, basique ou neutre d'une solution dépend de son pH. Les différentes situations possibles sont résumées sur l'échelle de pH donnée ci-dessous.

milieu

eau de mer 8,0

sang

salive

lait

eau Perrier 6,0

urine

bière

jusde tomate 4,2

jus d'orange 3,5

vin

jus de citron 2,2

suc gastrique 2,0

pH

7,35

7,0

6,8

6,0

4,5

3,5

II) Constante d'acidité KA et pKA :
1) Définition :
La constante d'acidité KA est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un acide avec l'eau. équation : AH(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) constante d'acidité : KA = [A-]éq.[H3O+]éq /[AH]éq pKA est défini par la relation : pKA = - log KA ou KA = 10-pKA

2) Exemples : (valeurs à 25°C)
* Couple acide éthanoïque / ion éthanoate : équation de la réaction avec l'eau : CH3—COOH + H2O = CH3—COO- + H3O+ KA = [CH3-COO- ]éq [H3O+]éq / [CH3-COOH]éq * Couple ion ammonium / ammoniac : équation de la réaction avec l'eau : NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ KA = [NH3]éq.[H3O+]éq / [NH4+]éq * Couples del'eau. : L'eau fait partie de deux couples acido-basiques : H2O / HO- et H3O+ / H2O - 1er couple : H2O / HO- l'eau est l'acide du couple KA = 6,30.10-10 et pKA = 9,20 KA = 1,58.10-5 et pKA = 4,80

équation de la réaction avec l'eau : H2O + H2O = H3O+ + HO- autoprotolyse de l'eau KA1 = [H3O+].[HO-] KA1 = Ke = 1,0.10-14 et pKA1 = pKe = 14

- 2ème couple : H3O+ / H2O l'eau est la base du couple.équation de la réaction avec l'eau : H2O + H3O+= H3O+ + H2O transfert d'un proton H+ KA2 = [H3O+] / [H3O+] KA2 = 1 et pKA2 = 0

L'eau se comporte comme une base et comme un acide, c'est un ampholyte (ou amphotère).

III ) Comparaison du comportement des acides en solution aqueuse :
1) Forces relatives de deux acides :
Un acide A1H est plus fort qu'un acide A2H, si à concentrations égales, letaux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de l'acide A2H avec l'eau. Soit τ1 > τ2.

2) Comparaison des pH des solutions de deux acides de forces différentes :
Pour des solutions de mêmes concentrations, l'acide le plus fort est celui dont le taux d'avancement final est le plus élevé. Donc c'est celui pour lequel [H3O+] est la plus élevée. [H3O+] et...
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