Les acides en solutions aqueuses et constantes de réaction

Résumé du document

Elle est plus dissociée, son pH est plus grand, le taux d'avancement t de la réaction est plus grand. Ainsi, plus un acide est plus fort, plus sa base conjuguée est faible et inversement (...)

Extraits

[...] Sens d'évolution d'un système Le système évolue spontanément vers l'état d'équilibre. La comparaison de Qr et de K permet de prévoir dans quel sens le système va évoluer. [...]

[...] Comparaison des constantes d'acidité KA : On cherche à exprimer la constante d'acidité en fonction du taux d'avancement final de la réaction de l'acide avec l'eau. tableau d'évolution de la réaction de l'acide avec l'eau : Equation chimique AH + H 2O = Etat du système Avanc. Quantité de matière en mol Etat initial 0 n(AH)0 excès At x n(AH) = n(AH)0 excès Etat final xéq n(AH)éq = n(AH)0 - xéq excès n(A-)éq=xéq H3O+ n(H3O+)0 = 0 n(H3O+) = n(H3O+)éq = xéq Si la réaction était totale , n(AH)éq = 0 n(AH)0 - xmax = 0 xmax = n(AH)0 taux d'avancement final : τ = xéq / xmax = xéq / n(AH)0 On note c la concentration initiale de l'acide = c). [...]

[...] Remarque : Il s'agit d'un diagramme de prédominance, et non pas de présence. Les deux formes sont présentes, mais l'une a une concentration plus élevée que l'autre. Cas des indicateurs colorés (cf TP sur BBT) Un indicateur coloré est un couple acide/base noté InH / In- , dont la forme acide InH et la forme basique In- confèrent des couleurs différentes aux solutions dans lesquels ils se trouvent. En solution aqueuse, le couple est quasi instantanément en équilibre : InH + H2O = In - + H3O + avec pH = pKindicateur + log [In-]éq / [InH]éq La couleur observée lorsqu'on met quelques gouttes d'indicateur coloré dans une solution dépend du pH de cette solution (on en met peu de façon à ne pas perturber le pH de la solution). [...]

[...] La transformation limitée Une transformation est limitée si le taux d'avancement final de la réaction est inférieur à Etat d'équilibre Une transformation limitée conduit à un état d'équilibre, où les concentrations des produits et des réactifs n'évoluent plus. C'est un état dynamique, qui ne se traduit pas par l'absence de réaction mais par la coexistence de deux réactions inverses se produisant à la même vitesse au niveau microscopique. Au niveau macroscopique aucune transformation n'est observée. Tout système chimique évolue spontanément vers l'état d'équilibre. Il faut écrire que le système atteint l'état d'équilibre, et non que la réaction est à l'équilibre ou la réaction est équilibrée. [...]

[...] Un acide est d'autant plus fort que sa constante d'acidité KA est plus grande ou que son pKA est plus petit. Il est plus dissocié, son pH est plus faible, le taux d'avancement τ de la réaction est plus grand. Comparaison des bases en solution aqueuse : Une base B1 est plus forte qu'une base B2 à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de la base B2 avec l'eau. [...]