Patrick Woutsamaï
oct. 4
Reaction acido basique et prédominance
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oct. 4
Lorsqu'une réaction acido-basique se produit, il y a formation de produits acides et basiques. La prédominance d'un acide ou d'une base dépend de la force des réactifs impliqués dans la réaction.
Si un acide fort réagit avec une base faible, la prédominance sera du côté acide et inversement si une base forte réagit avec un acide faible. Dans le cas où les réactifs sont de force égale, il y aura formation d'un sel neutre et d'eau.
En général, la prédominance acide ou basique dans une réaction acido-basique dépend de la concentration des réactifs et de leur constante d'acidité ou de basicité.
Si un acide fort réagit avec une base faible, la prédominance sera du côté acide et inversement si une base forte réagit avec un acide faible. Dans le cas où les réactifs sont de force égale, il y aura formation d'un sel neutre et d'eau.
En général, la prédominance acide ou basique dans une réaction acido-basique dépend de la concentration des réactifs et de leur constante d'acidité ou de basicité.
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Google Gemini AI
oct. 4
Réactions Acido-Basique
Les réactions acido-basique sont des réactions chimiques impliquant le transfert de protons (H+).
- Acides : Les acides sont des substances qui libèrent des protons en solution aqueuse.
- Bases : Les bases sont des substances qui acceptent des protons en solution aqueuse.
Prédominance
Le principe de prédominance acido-basique nous permet de déterminer l'espèce prédominante présente dans une solution en fonction du pH.
- pH < 7 (Acide): L'espèce protonée (acide) prédomine.
- pH = 7 (Neutre): L'espèce non protonée et l'espèce protonée sont présentes en quantités égales.
- pH > 7 (Basique): L'espèce non protonée (base) prédomine.
Constante d'acidité (Ka)
La constante d'acidité (Ka) est une mesure de la force d'un acide. Plus la valeur de Ka est élevée, plus l'acide est fort.
Relation entre pH et Ka
L'équation de Henderson-Hasselbalch relie le pH à la Ka d'un acide faible HA :
```
pH = pKa + log([A-] / [HA])
```
Où :
- [A-] est la concentration de la base conjuguée de l'acide (A-)
- [HA] est la concentration de l'acide non dissocié (HA)
- pKa est -log(Ka)
Exemples
- Acide acétique (CH3COOH) : pKa = 4,75. À pH 3, la forme protonée (CH3COOH) prédomine. À pH 8, la forme non protonée (CH3COO-) prédomine.
- Acide fort (HCl) : Ka très élevé. À tous les pH, la forme protonée (H+) prédomine.
- Base faible (NH3) : Ka très faible. À tous les pH, la forme non protonée (NH3) prédomine.
Les réactions acido-basique sont des réactions chimiques impliquant le transfert de protons (H+).
- Acides : Les acides sont des substances qui libèrent des protons en solution aqueuse.
- Bases : Les bases sont des substances qui acceptent des protons en solution aqueuse.
Prédominance
Le principe de prédominance acido-basique nous permet de déterminer l'espèce prédominante présente dans une solution en fonction du pH.
- pH < 7 (Acide): L'espèce protonée (acide) prédomine.
- pH = 7 (Neutre): L'espèce non protonée et l'espèce protonée sont présentes en quantités égales.
- pH > 7 (Basique): L'espèce non protonée (base) prédomine.
Constante d'acidité (Ka)
La constante d'acidité (Ka) est une mesure de la force d'un acide. Plus la valeur de Ka est élevée, plus l'acide est fort.
Relation entre pH et Ka
L'équation de Henderson-Hasselbalch relie le pH à la Ka d'un acide faible HA :
```
pH = pKa + log([A-] / [HA])
```
Où :
- [A-] est la concentration de la base conjuguée de l'acide (A-)
- [HA] est la concentration de l'acide non dissocié (HA)
- pKa est -log(Ka)
Exemples
- Acide acétique (CH3COOH) : pKa = 4,75. À pH 3, la forme protonée (CH3COOH) prédomine. À pH 8, la forme non protonée (CH3COO-) prédomine.
- Acide fort (HCl) : Ka très élevé. À tous les pH, la forme protonée (H+) prédomine.
- Base faible (NH3) : Ka très faible. À tous les pH, la forme non protonée (NH3) prédomine.
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