Dissociation des acides et bases
Tutoriel 2
Dissociation des acides et bases et les constantes d'acidité et de basicité
Dissociation d'un acide fort $HB$
$HB+H_2O$ $\rightarrow$ $H_3O^++B^-$
Dissociation d'une base forte $B$
$B+H_2O$ $\rightarrow$ $OH^-+HB$
(Les charges peuvent différer!)
Dissociation d'un acide faible $HB$
$HB+H_2O$ $\leftrightarrows$ $H_3O^++B^-$
(Les charges peuvent différer!)
Constante d'acidité
($\neq$ constante de cet Ă©quilibre):
$K_a=\frac{[H_3O^+][B^-]}{[HB]}$
Dissociation d'une base faible $B$
$B+H_2O$ $\leftrightarrows$ $OH^-+HB^+$
(Les charges peuvent différer!)
Constante de basicité
($\neq$ constante de cet Ă©quilibre):
$K_b=\frac{[OH^-][HB]}{[B]}$
Relations
$pK_a=-logK_a$
$K_a=10^{-pK_a}$
$pK_b=-logK_b$
$K_b=10^{-pK_b}$
$K_a\cdot K_b$ $=$ $10^{-14}$
$pK_a+pK_b$ $=$ $14$
Pour un acide faible donné, trouver une relation simple qui permet de savoir dans quelles conditions, il a autant de moles d'acide que de base correspondante!
Pour les rĂ©ponses, utilisez (Ă©ventuellement plusieurs fois) les flèches ↑ et ↓ en haut!
Terminez s.v.pl. cette question avant de passer Ă la suivante!
Partir de la définition de $K_a$.
$K_a$ $=$ $\frac{[B^-][H_3O^+]}{[HB]}$
Isolez dans $K_a$ le rapport des nombres de moles des espèces acido-basiques !
$\frac{\frac{n_{B^-}}{V}}{\frac{n_{HB}}{V}}=\frac{K_a}{[H_3O^+]}$
Qu'advient-il si $n_{B^-}=n_{HB}$ ?
$\frac{K_a}{[H_3O^+]}=1$
$K_a$ $=$ $[H_3O^+]$
$pK_a$ $=$ $pH$
