Chimie générale/Acides et bases

Acides et bases

Considérons un acide imaginaire,HA, dans l´eau. Vu la théorie de Bronsted-Lewry, l´acide donnera un proton à l´eau pour former un hydronium et la base conjuguée. A^-. Il y aura un équilibre entre l´acide et l´eau d´une part et entre l´hydronium et sa base conjuguée de l´autre.

${\hbox{HA}}+{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}\Leftrightarrow {\hbox{H}}_{3}{\hbox{O}}^{+}+{\hbox{A}}^{-}$

Cet équilibre peut être utilisé pour calculer les concentrations des espèces en solution.

Constante d´acidité

Comme tout équilibre, la dissociation acide/base a une constante d´équilibre qui doit déterminer l´ étendue de la réaction (à quel point elle va du côté gauche ou du côté droit de l´équation).

${\hbox{K}}={\frac {[{\hbox{H}}_{3}{\hbox{O}}^{+}][{\hbox{A}}^{-}]}{[{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}][{\hbox{HA}}]}}$

Cet équilibre est utilisé pour calculer les concentrations d'acides faibles. Il y a donc très peu d´eau qui réagit. La concentration de l´eau durant la réaction est, pour cela, une constante, et peut être inclue dans la valeur de K. Cela donne lieu à une constante d´équilibre connue comme constant d´acidité. C´est simplement K multiplié par la concentration de l´eau

${\hbox{K}}_{a}={\hbox{K}}[{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}]={\frac {[{\hbox{H}}_{3}{\hbox{O}}^{+}][{\hbox{A}}^{-}]}{[{\hbox{HA}}]}}$

Le K_a d´un acide faible détermine sa force comme acide c´est à dire montre de quelle quantité l´équilibre est déplacé vers la droite. La valeur de K_a des acides faibles ont été déterminées expérimentalement.

La constante de basicité

Un équilibre semblable existe quand une base faible est dissoute dans l´eau. La base retirera un proton de l´eau pour former la base conjuguée.

${\hbox{B}}+{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}\Leftrightarrow {\hbox{OH}}^{-}+{\hbox{BH}}^{+}$

Cet équilibre possède sa constante particulière K_b, connue comme constante de basicité .Tout comme la constante d´acidité, c´est la constante d´équilibre multipliée par la concentration de l´eau.

${\hbox{K}}_{b}={\hbox{K}}[{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}]={\frac {[{\hbox{BH}}^{+}][{\hbox{OH}}^{-}]}{[{\hbox{B}}]}}$

wasssssssssssup

     Un équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. Parfois. une molécule d´eau agit comme un acide et cède un proton à une autre molécule d´eau (qui agit comme base). L´eau peut se autoioniser.

${\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}+{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}\Leftrightarrow {\hbox{H}}_{3}{\hbox{O}}^{+}+{\hbox{OH}}^{-}$

     Par le principe de Le Chatelier, nous pouvons prévoir que si la concentration en hydronium.      Un équilibre spécial existe entre les molécules d´eau. Parfois. une molécule d´eau agit comme une base et l´équilibre doit se déplacer vers la gauche et la concentration d´hydroxiles diminue.Les concentrations d´hydroniums et d´hydroxides varient en sens inverse l´un de l´autre

     L´expression d´équilibre s´appelle produit ionique et est désigné par le symbole K_{w</¦sub>. Sa valeur est de 1.0 × 10^{-14</¦sup> at 25°C.}}

${\hbox{K}}_{w}=[{\hbox{H}}_{3}{\hbox{O}}^{+}][{\hbox{OH}}^{-}]=1.0\times 10^{-14}$

     Cette expression peut être utilisée pour trouver le pH de l´eau pure. Souvenons-nous que le pH est le négatif de log₁₀ de la concentration de l´íon hydronium . Si nous posons que la concentration en ions hydronium est x, nous pouvons en déduire le pH, nous obtenons :

${\begin{matrix}x^{2}&=&1.0\times 10^{-14}\\x&=&{\sqrt {1.0\times 10^{-14}}}\\x&=&1.0\times 10^{-7}\\{\hbox{pH}}&=&-\log {1.0\times 10^{-7}}\\{\hbox{pH}}&=&7.0\end{matrix}}$

Résumé

     Les définitions des constantes de dissociation des acides et bases ; elles sont montrées ici:

${\hbox{K}}_{a}={\frac {[{\hbox{H}}_{3}{\hbox{O}}^{+}][{\hbox{A}}^{-}]}{[{\hbox{HA}}]}}$ ${\hbox{K}}_{b}={\frac {[{\hbox{BH}}^{+}][{\hbox{OH}}^{-}]}{[{\hbox{B}}]}}$
${\hbox{K}}_{a}\times {\hbox{K}}_{b}={\hbox{K}}_{w}$