———\Lessoltonso…
î-Ëut
a1n31 caractériser
quantitativement l’état d’équi—
Appliquant ensuite la loi d’action de masse:
1
re.
Exemples d’électrolytes faibles a concentration
——[C+] [A_]
=
K
_
1/10 mole-litre"1 : tableau 14.1.
[CA]
,
Tableau “…
'
il apparaît la constante de dissociationde l’électrolyte.
Nous avons la relation
Electrolyte
a
2
2
-
'
_
_…_
=
K
c(l — a)
HF+H20 <—_> H30++F‘
0,08
.
s01t_
HCOOH+H20 .—_> H3O+ +HCOO“
0,04
'
Œ2
K
CH3COOH+HZO
H3o++cn3coo— 0,04
1_—06
_
C
+
—
'
H2C03+H20 <——’ H30 +HC03
0,002
-
Exemples de constantes de dissociation d’élecNH3 +HZO
NHî +OH”
0 04
trolytes faibles : tableau 14.2.
-
À l’inverse de celles des électrolytes faibles, les
.
constantes des électrolytes forts sont des nombres très
élevés.
On remarquera l’ordre de grandeur de a.
Dans le cas des électrolytes forts, et est voisin de l.
_
_
.
-
'
Le coefcient de dissociation est relié simplement
b)
Inuence de la concentratzon
àla constante d’action de masse. Considérons, en effet,
@, La relation entre la fraction ionisée a et
la
un électrolyte CA qui s’ionise en C+ et A”. On peut
constante d’action de masse K fait intervenir la concen—
écrire :
tration c :
-
+
A—
'
«2_5
_
.
Concentratmns 1n1t1ales :
c
0
0
1__Œ
c
'
—
—
Concentrations à l’équilibre : c(l —a)
ca
ca
_
_
,
'
'
Dans l’1ntervalle (O, 1) de demt1on de a, la
En écrivant les concentrations à l’équilibre en
quantité
,
fonction de a, on a appliqué la dénition du Coefcient
Œ2
,
de dissociation : la concentration ionisée est 0: fois la
-'
1——
,
’
concentration initiale.
'
—a
.
-
_
Tableau 14.2 : Quelques valeurs de constantes de dissociation
'
Électrolyt€
_
K
.
,
.
H2C03
+
H20
.—_>
H3O++HÇO3“
—
4
>< 10“7
neo;
+
H20
H30++00;“
6
>< 10““
H3PO4'
’
+
H20
'
H30+ +HzPOZ
"
"
7a5>—<10'3
’
HCN
+
H20
#
H30++CN_
,
5
Ï
.
NH3
+'
<—_>
”NHË{+OH_
'
_
.
.
2
X10_5
-
.
CO(NH2)2
+
“H20
CO(NHZ)2H+ +0H_»
1»5 X 10
î-Ëut
a1n31 caractériser
quantitativement l’état d’équi—
Appliquant ensuite la loi d’action de masse:
1
re.
Exemples d’électrolytes faibles a concentration
——[C+] [A_]
=
K
_
1/10 mole-litre"1 : tableau 14.1.
[CA]
,
Tableau “…
'
il apparaît la constante de dissociationde l’électrolyte.
Nous avons la relation
Electrolyte
a
2
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-
'
_
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=
K
c(l — a)
HF+H20 <—_> H30++F‘
0,08
.
s01t_
HCOOH+H20 .—_> H3O+ +HCOO“
0,04
'
Œ2
K
CH3COOH+HZO
H3o++cn3coo— 0,04
1_—06
_
C
+
—
'
H2C03+H20 <——’ H30 +HC03
0,002
-
Exemples de constantes de dissociation d’élecNH3 +HZO
NHî +OH”
0 04
trolytes faibles : tableau 14.2.
-
À l’inverse de celles des électrolytes faibles, les
.
constantes des électrolytes forts sont des nombres très
élevés.
On remarquera l’ordre de grandeur de a.
Dans le cas des électrolytes forts, et est voisin de l.
_
_
.
-
'
Le coefcient de dissociation est relié simplement
b)
Inuence de la concentratzon
àla constante d’action de masse. Considérons, en effet,
@, La relation entre la fraction ionisée a et
la
un électrolyte CA qui s’ionise en C+ et A”. On peut
constante d’action de masse K fait intervenir la concen—
écrire :
tration c :
-
+
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_
.
Concentratmns 1n1t1ales :
c
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Concentrations à l’équilibre : c(l —a)
ca
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_
_
,
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Dans l’1ntervalle (O, 1) de demt1on de a, la
En écrivant les concentrations à l’équilibre en
quantité
,
fonction de a, on a appliqué la dénition du Coefcient
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,
de dissociation : la concentration ionisée est 0: fois la
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,
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.
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_
Tableau 14.2 : Quelques valeurs de constantes de dissociation
'
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