Constante d'acidité

») ; - d’écrire la constante d’équilibre relative à une réaction ; - d’utiliser les logarithmes en base 10. Objectifs : Au terme de ce module, vous serez capable: - d’identifier, dans une liste donnée, les acides et les bases selon Brønsted ; - de reconnaître et de compléter des couples acide-base ; - d’écrire et de compléter une réaction acide-base selon Brønsted ; - d’écrire l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau, ainsi que l’expression de la constante d’autoprotolyse, dont

distillée laissée à l’air libre diminue. 1. pH de l’eau pure à 25 ° C 1.1. Dans toute solution aqueuse se produit la réaction d’autoprotolyse de l’eau. Écrire l’équation de cette réaction. 1.2. Exprimer la constante d’équilibre Ke associée à l’équation précédente. Quel nom donne-t-on à cette constante Ke ? 1.3. À 25° des mesures de conductivité électrique mont rent que pour de l’eau pure : C, + [H3O ]éq, = [HO−]éq = 1,0 × 10−7 mol.L−1 . 1.3.1 Calculer la valeur de Ke à 25 ° . C 1.3.2 Calculer la valeur

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 les concentrations 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

est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.; Connaissant la valeur du pH d’une solution aqueuse, dire si elle est acide, basique ou neutre ; À partir de la concentration molaire des ions. H3O+ ou OH-, déduire la valeur du pH de la solution ; Associer la constante d’acidité KA à l’équation de la réaction d’un acide sur l’eau ; Déterminer la constante d’équilibre associée à l’équation d’une réaction acido-basique à l’aide des constantes d’acidité des couples

L-1) Ke : produit ionique de l'eau (sans unité) Le produit ionique dépend de la température. Si [H3O+] > [HO-] alors la solution est acide. Constante d'acidité : On appelle contente d'acidité, notée Ka, est la constante d'équilibre associé à l'équation de −. +. [ A ]×[ H 3 O ] réactiond'un acide (AH) avec l'eau. Ka= [ AH ] Ka : constante d'acidité de l'eau (sans unité) [ ] : concentration molaire (mol.L-1) Vu que AH + H2O ← A- + H3O+ (H2O n'intervient pas : solvant). a pka = - log Ka et Ka

ainsi l’assurance d’avoir la possibilité d’engranger 8 points (sur 20) à l’épreuve du Baccalauréat si un tel sujet tombe à l’écrit et si vous faites partie de ceux qui seront évalués sur ce thème lors de l’épreuve expérimentale. Note : toutes les constantes données dans ce livret le sont pour une température de transformation égale à 25◦ C. 2 Les prérequis fondamentaux. Les points qui suivent sont fondamentaux. Le lycéen doit s’en assurer la parfaite maîtrise. Ils sont pour certains évidents mais

de concentration 0.05 mol.L-1. Exercice 12 L’ion hypochorite ClO- possède un caractère basique au sens de Bronsted. La constante d’acidité de son couple acido-basique est Ka1= 3,2 10-8. Soit une solution S1 de concentration en ions hypochorites c= 6,7 10-2 mol.L-1. 1. Quelle est la formule de l’acide dont la base conjuguée est l’ion hypochlorite ?Définir la constante d’acidité Ka1. 2. Tracer l’allure du diagramme de prédominance relatif au couple. 3. Le pH de la solution S1 est égal à 10,9. Exprimer

acido-basiques en solution aqueuse 13 3.1 Autoprotolyse de l’eau 13 3.2 Echelle de pH 13 3.3 Constante d’acidité Ka 14 3.4 Domaines de prédominance de la forme acide et de la forme basique 14 3.5 Zone de virage d’un indicateur coloré acido-basique 14 3.6 Echelle des pKa 15 3.7 Forces des acides et des bases dans l’eau 15 3.8 Titrage pH-métrique 15 Constante d’équilibre associée à une réaction acide base 15 Suivi pH-métrique 16 Taux d’avancement

solution. Le pH d'une solution acide sera forcément... acide, en conséquence on aura forcément qui sera très inférieur à h. En conséquence, l'électroneutralité s'écrira: h = (AcO-). On en déduit automatiquement une autre écriture de la constante Ka de l'acide acétique. Ka s'écrivait sous la forme générale: Or, du fait de la simplification dans l'électroneutralité, Ka devient égale à: . A partir de là on reconnaît, encore une fois, une équation du second degré en h. Soit: h2

] f Ö [ H 3 O + ] f2 > Ke Ö pH < pKe 2 Solution acide Solution neutre Solution basique pH pKe = 7 à 25 °C 2 0 pKe 3.3 Constante d’acidité Ka La constante d'acidité Ka est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un acide avec l'eau : (acide + eau = base conjuguée + ion oxonium) AH + H2O = B- + H3O+ Constante d'équilibre associée : Ka = [B − ] f .[ H 3 O + ] f [ AH] f Remarques ƒ Le Ka dépend du couple acide / base considéré. Son intervalle