'
ÊQW_Ë_—__—_—_——_——
Généralement on n’écrit pas la réaction inverse
Plus la constante est grande, plus l’acide (ou la
et on considère que la dissociation est pratiquement
base)
est dissocié, moins il est faible. On utilise géné—
complète.
_
_,
‘
ralement la quantité :
.
,
pk
:
—log k
_
Acide fort :
Base forte :
_
,
_
;
,
,,
,……
H A+H2 O
H3O+ + A”
B +H;,_O
BH+ +OH“
:
Plus
le pk est grand, plus l ac1de (ou la base) est
__
faible.
‘
_
Exemples
_
,,
,
.
:
4.
.
H Cl+H2 O
NH5 +H20
_
Exemples de pka tableau 1 5
—> H30+ +Cl" [
—> NH3
Tableau 14.5
0
Deuxième
acides et bases faibles.
_
A0ides
_
p k
”
D issociation
.
Ils sont faiblement dissociés. L’équilibre de disso—
"
'
'
_
,
_
_
,
.
.
HCl
_
*
c1at10n est nettement en faveur de la reaction inverse.
_
Mais il est bien évident que l’on ne doit pas négliger la
_
HB1‘
'
* ‘
'
réaction
directe puisque c’est la réaction d’ionisation.
HNO3
_
'
*
totale
Acide faible .Base faible .st04 are acidité)
*
HA+‘HZO<—_>H3O++A‘
B+HZO ü_BH++OH"
°
H30+
*
‘
Exemples
,
HSOZ
2
î
,
_
_
_
moyenne
…
:
_
‘
(=> H30+ +CN_
'
_
H2CO3 (lre acidité)
6,4
_
,
Notons ici
que le critère
« dissociation »_ concerne
HZS , (1re acidité)
7
_
des concentrations ordinaires (M de l’ordre de 10“’).
_
fa1ble
'
_
Les faibles Concentrations conduisent à une dissocia—
'
HCN
9>4
tion de plus en plus élevée.
HS_
_
13
_
Il existe des acides et bases de « force >> moyenne,
_
dont l’appartenance à l’un ou l’autre des deux groupes
'
*
(k,, très élevé, pk,, faible, non mesurable).
_
est difcile à déterminer. En fait, la dissociation, donc
'
,
la force, peut être appréciée dans tous les cas par appliRelation entre les constantes d’un acide et
.
cation de la loi de GULDBERG et WAAGE.
'
.
d’une base conjugués.
_
'
_
+
_
+'
_
'_
‘
_
Lorsqu’on a un couple HA—A_. dans l’eau, on
[A ][H3O ]
_-=
Ke
[BH ] [OH ]
=
K;
peut prévoir les deux équilibres de dissociation :
[HA] [HZO]
,
[B]
[HZO]
_
'
HA+HzO <—_> H30++A“ .; A*+HZO <—_> HA+OH“
L’eau, en très large excès, & une concentration
'
Les concentrations des ions vérient donc
les
qui ne Varie pratiquement pas au cours de la réaction.
deux relations î
'
'
On peut _d0nc inclure [H2.O] dans les constantes
+
,
_
-
—
,
,,
;
,
r
,
-_
_
HO
A
-
HA
OH_
_
_
d’action de masse.
On introduit de nouvelles consLÊ—lE—J = k,,
=
kb
tantes :
"
'
'
'
[HA]
[
]
_'
_
+
'
»
"
+
_
,
,_
ka _: constante d’acidité
k,, : constante de basicité
.
ka
,\,LŒ_][_OH_]:kb
,
deHA.
'
deA“.'
‘ ,
[
]
,
_
,
[ ]
_
»
'
Effectuant le produ1t des deux relations membre
_.
'
_
kg est appelé Constante
k,, est appelé constante
'
à
_il
résulte ’
_
"
‘
]
‘
'_
_
d’acidité de
_
de basicité de B.
,
_
…
'
k,,k,7
': [H30+] [OH—].
,_
,
,
-
ÊQW_Ë_—__—_—_——_——
Généralement on n’écrit pas la réaction inverse
Plus la constante est grande, plus l’acide (ou la
et on considère que la dissociation est pratiquement
base)
est dissocié, moins il est faible. On utilise géné—
complète.
_
_,
‘
ralement la quantité :
.
,
pk
:
—log k
_
Acide fort :
Base forte :
_
,
_
;
,
,,
,……
H A+H2 O
H3O+ + A”
B +H;,_O
BH+ +OH“
:
Plus
le pk est grand, plus l ac1de (ou la base) est
__
faible.
‘
_
Exemples
_
,,
,
.
:
4.
.
H Cl+H2 O
NH5 +H20
_
Exemples de pka tableau 1 5
—> H30+ +Cl" [
—> NH3
Tableau 14.5
0
Deuxième
acides et bases faibles.
_
A0ides
_
p k
”
D issociation
.
Ils sont faiblement dissociés. L’équilibre de disso—
"
'
'
_
,
_
_
,
.
.
HCl
_
*
c1at10n est nettement en faveur de la reaction inverse.
_
Mais il est bien évident que l’on ne doit pas négliger la
_
HB1‘
'
* ‘
'
réaction
directe puisque c’est la réaction d’ionisation.
HNO3
_
'
*
totale
Acide faible .Base faible .st04 are acidité)
*
HA+‘HZO<—_>H3O++A‘
B+HZO ü_BH++OH"
°
H30+
*
‘
Exemples
,
HSOZ
2
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,
_
_
_
moyenne
…
:
_
‘
(=> H30+ +CN_
'
_
H2CO3 (lre acidité)
6,4
_
,
Notons ici
que le critère
« dissociation »_ concerne
HZS , (1re acidité)
7
_
des concentrations ordinaires (M de l’ordre de 10“’).
_
fa1ble
'
_
Les faibles Concentrations conduisent à une dissocia—
'
HCN
9>4
tion de plus en plus élevée.
HS_
_
13
_
Il existe des acides et bases de « force >> moyenne,
_
dont l’appartenance à l’un ou l’autre des deux groupes
'
*
(k,, très élevé, pk,, faible, non mesurable).
_
est difcile à déterminer. En fait, la dissociation, donc
'
,
la force, peut être appréciée dans tous les cas par appliRelation entre les constantes d’un acide et
.
cation de la loi de GULDBERG et WAAGE.
'
.
d’une base conjugués.
_
'
_
+
_
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_
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‘
_
Lorsqu’on a un couple HA—A_. dans l’eau, on
[A ][H3O ]
_-=
Ke
[BH ] [OH ]
=
K;
peut prévoir les deux équilibres de dissociation :
[HA] [HZO]
,
[B]
[HZO]
_
'
HA+HzO <—_> H30++A“ .; A*+HZO <—_> HA+OH“
L’eau, en très large excès, & une concentration
'
Les concentrations des ions vérient donc
les
qui ne Varie pratiquement pas au cours de la réaction.
deux relations î
'
'
On peut _d0nc inclure [H2.O] dans les constantes
+
,
_
-
—
,
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d’action de masse.
On introduit de nouvelles consLÊ—lE—J = k,,
=
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tantes :
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k,, : constante de basicité
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