Problème important pour le BAC

[invited2b7aa9c]

Bonjour tout-le-monde,

Je révise le BAC et j'ai un gros problème pour le chapitre des réactions acido/basique : je ne comprends rien ! Si vous pouviez m'aider à résoudre les problèmes que j'ai, je vous serais reconnaissant.

Déjà : Le diagramme de distribution et le diagramme de prédominance indique qu'une solution acide (respectivement basique) a une concentration faible en base (respectivement acide) alors que, pour qu'il se forme de l'H3O+, il faut selon moi qu'il y ait aussi formation de la base conjuguée, non?

Merci (je suis au bord de la crise de nerf).
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[Duke Alchemist]

Bonjour.

Je ne suis pas sûr de bien comprendre le problème avec les diagrammes de prédominance.

Considérons un couple acido-basique AH/A^- avec son pKa (ou son Ka avec Ka=10^-pKa).
On place le pKa sur un axe de pH.
Pour un pH inférieur à pKa, c'est l'espèce acide qui prédomine à savoir l'espèce AH. Cela ne veut pas dire qu'il n'y a que AH mais que celui-ci est en quantité plus importante que sa base conjuguée et, ce, d'autant plus que le pH est petit.

Pour un pH supérieur à pKa, c'est bien entendu la base A^- qui prédomine et, ce, d'autant plus que le pH est grand.
Il y a bien formation d'ions oxonium mais qui se produit en quantité bien moindre que dans le cas de l'acide prédominant.

Un milieu basique contient peu d'ions oxonium (par rapport aux ions hydroxyde) mais il en contient tout de même.

Duke.

[invited2b7aa9c]

Merci de me répondre car j'en peux plus, j'ai posté sur 3 forums personne répond.

Le problème c'est que pour moi, quand on a AH+H2O=A(-)+H3O(+), plus il y a formation de H3O(+) (donc plus la solution devient acide), plus il y a formation de A(-) et disparition de AH donc le A(-) augmente et la base augmente... Je retrouve pas ça avec mes livres.

En fait je suis COMPLETEMENT perdu.

[invited2b7aa9c]

Donc plus le pH est faible plus la concentration finale en acide AH devrait être faible (mais celle d'H3O+ grande).

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitebbe24c74]

Bonjour.

Je pense que tu ne prends pas le problème sous le bon angle.

Pour un acide de concentration c et de pKa donné, si tu le places dans l'eau, tu vas avoir un pH fixé.

Maintenant, si tu le places en milieu basique, donc en présence d'ion hydroxyde, les H+ formés lors de la dissociation vont réagir avec les OH- pour former de l'eau.

Tu vas donc déplacer l'équilibre vers la dissociation puisque la concentration en H+ réagira continuellement avec les OH-. Par conséquent, en milieu basique, tu auras à la fois peu de H+ et d'acide AH, mais en revanche, beaucoup de A-.

Est-ce plus clair?

[invited2b7aa9c]

Bah pour être franc pas trop! Mais effectivement je ne dois pas prendre le problème sous le bon angle...
J'ai vraiment de mal...Pour moi plus il se forme du H3O+ plus l'acide du couple disparait or sur mon livre ça semble être le contraire.

De plus tu rajoutes des solutions basiques (que je suis aussi censé apprendre), c'est encore pire ! lol, je sais pas d'où vient mon problème mais je comprends plus rien à rien aux réactions acide/base

[invitebbe24c74]

En fait, un acide est définit par une constante d'acidité Ka, et donc son pKa.

Si tu mets ton acide pur dans de l'eau, il va se dissocier selon le Ka. Le Ka est toujours vérifié.

Cependant, si tu mets cet acide dans une solution basique, les ions H+ réagiront avec OH- pour former de l'eau. La Ka ne sera plus vérifié et donc, pour satisfaire à nouveau ce Ka, l'acide va se dissocier un peu plus. Tu formeras des nouveaux H+ et des nouveaux A-, sauf que ces nouveaux H+ réagiront avec OH-, et ainsi de suite jusqu'à trouver un équilibre qui satisfera à la fois le Ka de l'acide, et la constante de l'espèce basique en solution qui fait que tu es en milieu basique.

Au final, oui tu auras formé beaucoup de H+ (et de A-), MAIS ils auront réagi avec OH- (et diminué le caractère basique de la solution)
Ainsi, en milieu basique, la forme prédominante de AH sera (A- + H+) MAIS avec H+ + OH- = H2O en milieu basique.

[Duke Alchemist]

Re-

Revenons tranquillement aux bases (sans mauvais jeu de mots).

Un acide est selon Brönsted une espèce capable de céder un proton H⁺.
Au couple AH/A^- est associée la demi-équation AH = A^- + H⁺.
Lorsque cet acide se dissocie dans l'eau (couple H₃O₊/H₂O), l'équation de la réaction s'écrit :

AH + H₂O = A^- + H₃O⁺

* Si l'acide est fort, càd s'il se dissocie totalement, il n'y aura plus de AH au profit d'autant de H₃O⁺ que de AH au départ et il y a autant de A^- qui se forme mais A^- ne modifie pas le pH car pH = -log[H₃O⁺] par définition.
Le "=" est remplacé par une flèche simple.

* Si l'acide est faible, il se dissocie partiellement.
Au couple est alors associé une constante d'acidité Ka propre à chaque couple acido-basique.

Ka = [A^-][H₃O⁺]/[AH]

La réaction produira une quantité de H₃O⁺ (et de A^-) inférieure à la quantité initiale de AH.
Le pH se déduit de l'expression du Ka :

pH = pKa + log[A^-]/[AH]

Le "=" est remplacé par une double flèche qui montre le caractère limité de la réaction de dissociation de l'acide dans l'eau.

Est-ce que tu comprends cette partie ou reste-t-il des points d'ombre ?

Duke.