Chap. 7. Acides bases
Les espèces faibles peuvent être plus ou moins fortes, c’est-à-dire qu’elles peuvent
se dissocier plus ou moins fortement. La nature de la liaison H-A joue un rôle dans
cette aptitude à la dissociation. Plus la liaison est polaire, plus elle est facile à dissocier. donc plus la force de l'acide est élevée.
Si on écrit la constante d’équilibre de la réaction de l’acide faible avec l’eau, on a :
HA + H2O = H3O* + A
c
[HA]- h2o]
On préfère écrire la constante d’équilibre apparente, car [H2O] est une concentration
pouvant être considérée constante, puisque l’eau est le solvant.
On a donc :
KC[H,O] =
[h3o+][a-]
[HA]
= K
La constante K.d est appelée constante d’acidité. Dans l’écriture de la réaction, on
voit que les espèces A- et HA sont liées : plus l’acide HA se dissocie, plus la concentration en A- est grande.
Par ailleurs, la réaction étant inversible, A- peut capter un proton pour reformer HA.
On voit que l’espèce A- a les caractéristiques d’une base. Pour toutes ces raisons, on
dit que A~ et HA sont des espèces conjuguées. Le couple HA/A- forme un couple
acido-basique, de même que le couple BH+/B.
On peut alors écrire les demi équations acido-basiques des couples selon :
Acide = base + H+
La force d'un acide, ou de sa base conjuguée, est caractérisée par la constante d’acidité
du couple :
Ka=~----- i-^
a
[HA
Plus la valeur de K.d est grande, plus l’acide faible est fort, et plus sa base conjuguée est faible. Comme pour le produit ionique de l’eau, on définit la constante :
pKa = - log Ka
I lus le pKd est petit, plus 1 acide faible est fort, et plus sa base conjuguée est faible.
Comme les espèces fortes sont totalement dissociées en solution, on a, pour un
acide par exemple, [HA] est nulle (quasiment), et on ne peut donc pas définir de
constante d'acidité.
Les espèces faibles peuvent être plus ou moins fortes, c’est-à-dire qu’elles peuvent
se dissocier plus ou moins fortement. La nature de la liaison H-A joue un rôle dans
cette aptitude à la dissociation. Plus la liaison est polaire, plus elle est facile à dissocier. donc plus la force de l'acide est élevée.
Si on écrit la constante d’équilibre de la réaction de l’acide faible avec l’eau, on a :
HA + H2O = H3O* + A
c
[HA]- h2o]
On préfère écrire la constante d’équilibre apparente, car [H2O] est une concentration
pouvant être considérée constante, puisque l’eau est le solvant.
On a donc :
KC[H,O] =
[h3o+][a-]
[HA]
= K
La constante K.d est appelée constante d’acidité. Dans l’écriture de la réaction, on
voit que les espèces A- et HA sont liées : plus l’acide HA se dissocie, plus la concentration en A- est grande.
Par ailleurs, la réaction étant inversible, A- peut capter un proton pour reformer HA.
On voit que l’espèce A- a les caractéristiques d’une base. Pour toutes ces raisons, on
dit que A~ et HA sont des espèces conjuguées. Le couple HA/A- forme un couple
acido-basique, de même que le couple BH+/B.
On peut alors écrire les demi équations acido-basiques des couples selon :
Acide = base + H+
La force d'un acide, ou de sa base conjuguée, est caractérisée par la constante d’acidité
du couple :
Ka=~----- i-^
a
[HA
Plus la valeur de K.d est grande, plus l’acide faible est fort, et plus sa base conjuguée est faible. Comme pour le produit ionique de l’eau, on définit la constante :
pKa = - log Ka
I lus le pKd est petit, plus 1 acide faible est fort, et plus sa base conjuguée est faible.
Comme les espèces fortes sont totalement dissociées en solution, on a, pour un
acide par exemple, [HA] est nulle (quasiment), et on ne peut donc pas définir de
constante d'acidité.