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équilibre de dissociation ?



  1. #1
    Niavara

    équilibre de dissociation ?


    ------

    Si on considére la dissociation d'un acide dans l'eau :
    à l'équilibre l'acide le plus fort est H3O+ et tout les acides forts seront réduits à l'état de H3O+, l'équilibre se déplacera dans le sens de formation de l'acide le plus faible et de la base la plus faible :
    HA + H2O <===> A- + H3O+
    dans cette solution H3O+ se trouve être l'acide le plus fort !! ok jusque la c'est claire ..
    si on considére HA comme étant un acide faible l'équilibre se déplace dans le sens de formation de HA et H2O donc :
    HA + H2O <==== A- + H3O+
    et si on considére HA comme acide fort .. d'aprés notre cours l'équilibre de dissociation se déplacera dans le sens de formation de H3O+ et A- : HA + H2O ====> A- + H3O+ dans se cas la H3O+ n'est pas l'acie le plus fort !
    ou est donc l'erreur ??
    est il vraiment juste de dire que H3O+ est l'acide le plus fort dans l'eau ? dans ce cas la, en présence de H3O+ l'equilibre se dépalcera toujours dans le sens contraire à sa formation ? qui peut m'éclaircir ? mercii d'avance

    -----

  2. Publicité
  3. #2
    Nox

    Re : équilibre de dissociation ?

    Bonsoir,

    Je ne comprends pas tout à fait ce que tu entends par "l'équilibre se déplace" : est-ce que cela signifie qu'il est plus favorable aux produits indiqués ?

    Pour répondre à la question, l'introduction de tout acide plus fort que l'ion oxonium dans l'eau entraîne une réaction qui le consomme pour produire des ions oxonium. C'est pour cela qu'on ne voit pas d'acide plus fort en solution aqueuse (ceci est appelé "effet nivelant"). Si l'acide introduit est faible, il y a formation d'un équilibre entre l'acide faible, sa base conjuguée, l'eau et les ions oxonium, plus ou moins en faveur des produits (selon les pKa).

    Nox
    Nox, ancien contributeur des forums de maths et de chimie.

  4. #3
    mach3
    Modérateur

    Re : équilibre de dissociation ?

    En solution, l'espèce majoritaire est l'eau, c'est elle qui impose l'échelle d'acidité. Les équilibres acide-base, comme tous les autres équilibres sont régis par des constante thermodynamique. Dans le cas le plus général, la réaction entre un acide (fort ou faible on s'en fiche pour l'instant) et l'eau :



    est régie par une constante thermodynamique qui s'exprime :



    Si initialement, la quantité d'acide est très faible devant la quantité d'eau, par exemple 0,1mol/L ou moins, on voit bien que la concentration de l'eau variera de façon négligeable : même si la réaction est totale, la concentration en eau ne variera que de 55,6 à 55,5mol/L. Dans le cadre des solutions aqueuses diluées, la concentration de l'eau est donc considérée constante, on la passe de l'autre coté pour obtenir ce qu'on appelle la constante d'acidité, Ka :



    Considérons maintenant la dissociation de l'acide en fonction de sa constante (on va considérer qu'on est dans des conditions où pH<5 pour ne pas compliquer inutilement l'explication). Admettons que la concentration de l'acide soit 0,1M. Il va se dissocier plus ou moins, et nous noterons "a" la fraction dissociée. On aura les concentrations suivantes :
    0,1(1-a) pour AH
    0,1a pour A-
    et 0,1a pour H3O+

    Ce qui nous donne :



    Si le pKa est inférieur à 0, Ka est supérieur à 1, ce qui signifie que a² doit être au moins 10 fois plus grand que 1-a. a est donc proche de 1 : l'acide est totalement (ou presque) dissocié : c'est un acide fort. Quelque soit la force de cette acide fort (pKa de -3, -8, -16,...) il se comportera à peu près comme un acide de pKa~0, car ce sont les ions hydroniums qui jouent le rôle d'acide une fois la dissociation complète.

    Si le pKa est supérieur à 0, Ka est inférieur à 1, ce qui signifie que a² doit être au plus 10 fois plus grand que 1-a. a n'est pas proche de 1, il est même rapidement proche de zéro avec l'augmentation du pKa, l'acide se dissocie partiellement voire très peu : c'est un acide faible.

    m@ch3
    Never feed the troll after midnight!

  5. #4
    jeanne08

    Re : équilibre de dissociation ?

    Je complète un peu les réponses deja données .
    Lorsqu'on parle de force d'un acide il y a une petite ambiguité : parle t on de force intrinsèque ou de force dans le solvant eau (solvant le plus courant ! ) ?
    La force intrisèque d'un acide est la facilité avec laquelle il cède un H+ ... à une base . il n'y a aucune raison pour que HNO3 cède son proton de la même façon que HCl. pourtant , mis dans l'eau ces deux acides sont intégralement transformés en H3O+ et en anion spectateur. On ne les distingue pas dans l'eau.
    L'acide intrinsèquement le plus fort qui existe dans l'eau est H3O+, qui agit sur l'eau selon H3O+( acide) + H2O (base ) = H2O + H3O+ . Cette réaction a une constante de 1 et donc le pKa de H3O+ est 0 .
    Lorsqu'on met un acide faible AH dans l'eau on fait la réaction partielle AH + H2O = A- + H3O+ . Les valeurs des constantes Ka permettent alors de classer les acides faibles dans l'eau( meilleur est l'acide plus pKa est petit )

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    Niavara

    Re : équilibre de dissociation ?

    se que j'entend par là, c le sens de la réaction à l'équilibre. Elle peut avoir 2 sens
    AH + H2O <----- A- + H3O+ "appelons le sens 1"
    ou : AH + H2O ------> A- + H3O+ "sens 2"
    la fléche suivera toujours le sens de formation de l'acide faible et de la base faible.
    donc pour le sens 1 AH est l'acide le plus faible de la solution et H2O la base la plus faible
    la confusion se trouve dans le 2éme sens ou H3O+ est considéré comme l'acide le plus faible chose impossible car l'eau nivelle les acides au méme niveau que H3O+ ... c'est donc cette contradiction que je n'arrive pas a comprendre !

  8. #6
    Niavara

    Re : équilibre de dissociation ?

    merci aussi pour ta réponse Nox
    mach3 et jeanne08 merci bcp pour vos messages, j'avoue que ça ne répondai pas exactement à cette question mais plutot a bcp d'autres que je me posais lool mercii bcp

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  10. #7
    jeanne08

    Re : équilibre de dissociation ?

    J'avoue ne pas comprendre ta question ... donc réponse peut être encore à coté ...

    Lorsqu'une réaction directe ghauche -> droite est totale la réaction inverse est impossible . Si on met un acide fort dans l'eau la réaction AH + H2O -> A- + H3O+ est totale et l'inverse est impossible .
    Par contre lorsqu'on a une réaction acido/basique non totale , réaction directe et inverse sont toutes deux simultanéeset aboutissent à un équilibre et souvent il y a un sens qui marche mieux que l'autre . Exemple : on met un acide faible AH ( pKa = 5 ) dans de l'eau il se produit la réaction AH + H2O = A- + H3O+ qui marche très mal dans le sens gauche -> droite car la constante K = Ka est très petite ( donc à la fin on aura beaucoup de AH et peu de A- et H3O+). Mais si on mélange des ions A- et des ions H3O+ ( en excès par exemple) alors on fait la réaction H3O+ + A- = AH + H2O qui aboutit certes à un équilibre mais très déplacé vers la droite car la constante de la réaction effectivement réalisée K = 1/Ka est grande(et on a , à la fin , du rab de H3O+, des AH et très peu de A-)

  11. #8
    mach3
    Modérateur

    Re : équilibre de dissociation ?

    Je modérerais les propos de Jeanne, avec une vision plus générale que la séparation artificielle qui est faite entre réactions totale et partielle.
    Dans l'absolu il n'y a que des équilibres, les réactions totales ne sont que des équilibres dont les constantes sont très grande, ce qui permet de considérer uniquement la réaction gauche->droite, de négliger la gauche<-droite et de considérer que les réactifs limitant ont disparus totalement. En fait il en reste toujours epsilon, mais comme on n'arrive même pas à le mesurer, et que les calculs restent corrects au vu de la précision voulu, on considère qu'il n'y en a plus.
    A tout moment on a des réactifs qui se convertissent en produit et des produits qui se convertissent en réactifs, après c'est juste une histoire de fréquence, qui dépend des constantes et des concentrations.

    L'approximation "réaction totale" est un outil pratique pour le chimiste, mais il ne faut pas qu'il oublie ce qu'il y a derrière.

    m@ch3
    Never feed the troll after midnight!

  12. #9
    Niavara

    Re : équilibre de dissociation ?

    ah donc voilaa, on ne parle pas vraiment d'équilibre dans le cas d'un acide fort ..
    donc de dire que l'équilibre ce déplace toujours dans le sens de formation de l'acide faible et la base faible n'est pris en considération que dans le cas d'électrolytes faibles .. en somme je pense que la conclusion de notre cours est incompléte !
    Je vous remercie vraiment bcp pour vos réponses.
    ~ peace ^^
    Ni@vara
    Dernière modification par Niavara ; 07/01/2012 à 21h45.

  13. #10
    mellerosy

    Re : équilibre de dissociation ?

    salut tout le monde ,
    je rencontre un problème dans les protéines allostériques en biochimie , en fait je n'arrive pas a saisir exactement leur façon de fonctionner , est ce que quelqu'un pourrais m'aider svp et merci d'avance
    **Notre vie est une manifestation physique des pensées qui circulent dans notre têtes.* *

  14. #11
    mach3
    Modérateur

    Re : équilibre de dissociation ?

    salut tout le monde ,
    je rencontre un problème dans les protéines allostériques en biochimie
    c'est quoi le rapport avec le sujet? c'est quoi le rapport avec cette section du forum?

    A moins que tu ne veuilles aucune réponse à ta question, je te conseille d'aller dans la section du forum qui convient et d'ouvrir un nouveau sujet plutôt que de polluer un sujet déjà existant qui n'a rien à voir avec ta question.

    màch3
    Never feed the troll after midnight!

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