La Physique Comme méthode D'accès A Un Ailleurs

La reaction acido basique

Définition du pH : Le pH d’un solution aqueuse est lié à la concentration en ions oxonium exprimée en mol.L [H₃o⁺] = 10⁻ᴾᴴ ou pH = -log[H₃o⁺]

Le pH se mesure avec un pH-mètre

Autoprotolyse de l’eau : Toute solution aqueuse contient des ions H₃o⁺ ou HO⁻ formés par la réaction d’autoprotolyse de l’eau : H₂o + H₂o ↔ H₃o⁺ + HO⁻

Le produit ionique de l’eau, Ke, sans unité, est égale à : Ke = [H₃o⁺]* [HO⁻]

Il est identique à toutes solutions à température donnée

Réaction Acide/Base : Selon la théorie de Bronsted, un acide donne un ion hydrogène H⁺, une base accepte cet ion H⁺. Une espèce pouvant capter ou perdre un ion H⁺ est un ampholyte

La réaction acido-basique est caractérisée par le transfert d’un ion H⁺ d’un acide vers une base

AH +B ↔ A⁻ + BH⁺ La base B capte l’ion H⁺ et forme BH⁺/L’acide AH perd un ion H⁺ et forme A⁻

L’espèce HA et A⁻ sont conjugué : elles forment le couple acide /base HA/A⁻. De même espèce BH⁺ et B sont conjugué et forme le couple BH⁺B

Transformation total ou limité : Une transformation totale consomme entièrement le réactif limitant, son symbole est : →

S’il reste du réactif limitant à l’état finale la transformation est limitée, son symbole est ↔

Acide et base forts ou faibles : un acide fort AH se dissocie totalement dans l’eau en ions H₃o⁺ et A⁻ selon la réaction : HA + H₂o → A⁻ + H₃o⁺ Pour une solution d’acide fort de concentration C, [H₃o⁺]=C

Un acide faible se dissocie partiellement dans l’eau en ions A⁻ et H₃o⁺ selon la réaction :

HA + H₂o ↔ A⁻ + H₃o⁺ [H₃o⁺ ]<C

Une base forte libère un ion HO⁻. : B + H₂O → BH⁺ + HO⁻

Une base faible : B + H₂O ↔ BH⁺ + HO⁻

Calcul du pH : pH d’une solution d’acide fort : pH= -log c

pH d’une base forte : pH= -log (Ke/c)

Caractère exothermique de la réaction : La réaction acide fort/base forte = libération d’E sous forme de chaleur = EXOTHERMIQUE plus la concentration des réactifs est importante plus sont élévation le sera

L’équilibre acido-baique

L’équilibre chimique : Dans un système qui est le siège d’une réaction limitée, l’état d’équilibre est atteint lorsque les concentrations des espèces n’évoluent plus. Deux réactions inverses s’y produisent simultanément.

Constante d’acidité : Constante d’acidité : Ka = [H₃o⁺ ]*[A⁻]/[AH]

Ka n’a pas d’unité. Elle caractèrise le couple a une température donnée.

Le pKa d’un couple acide /base est lié à la constante Ka par pKa = -log Ka. Plus le pKa est grand , moins l’acide est dissocié dans l’eau

Diagramme de prédominance : Dans une solution aqueuse de pH donné, une espèce prédomine par rapport à une autre si sa concentration y est supérieure

Le diagramme de prédominence d’un couple acide/base représente les zones de pH dans laquelles les espéces prédomient. Les zones sont séparées par la valeur pH=pKa

AH A⁻

0.0 pKa 14.0 pH

Acide carboxyliques et amines : Un acide carboxylique est une molécule comportant un groupe carboxyle –COOH. Sa formule générale est R-COOH. C’est un acide faible dans l’eau, sa base conjuguée est un ion carboxylate R-COO⁻

Une amine est une molecule qui comporte un groupe amine -NH₂. Ce sont des bases faibles dans l’eau, notées R-NH₂

Les acides α-aminés : Un acide α-aminés comporte un groupe carboxyle et un groupe amine sur le même atome de caebone. Il existe sous trois formes, qui constituent 2 couples acide/base. Le diagramme de prédominence d’un acide α-aminés présente 3 zones :

R---CH----COOH R---CH----COO⁻ R---CH----COO⁻

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