Démonstration de systèmes A/B de référence

**adaginger** · 16/08/2013, 22h08

Bonsoir (ou bonjour)

Voilà j'ai un petit souci avec ces démonstrations, je ne les comprends pas. Cependant je pense qu'elle sont basée sur le même développement

1) Système acide-base de référence: H3O⁺ <=> H₂O + H⁺

Convention*: Pour les acides faibles*: K_BH+ = K_a

Dissociation d’un acide faible BH⁺ dans H₂O:
BH⁺ + H₂O <=> H₃O⁺ + B
K = [H₃O⁺].[B]/[BH⁺].[H₂O]

Théorie de la dissociation ionique H[H₂O] = Ka

K = [H3O+].[B]/[BH+].[H2O] = Ka /[H2O] = KBH+/KH3O+
Par convention : K_H3O⁺ = [H₂O] = 55,5 = 10^1,74
pK_H3O+ = -1,74

Voilà j'ai mis en bleu les passage qui me laisse perplexe

Je ne comprend pas pourquoi on parle d'acide faible alors qu'il y a des H₃O+
Et puis la théorie de dissociation, je suis perdu
Quelqu'un pourrai-t-il m'expliquer cela ?

Merci d'avance

PS : Pour la 2e réaction je vais voir si je peux la comprendre avec les explications ci-dessus.
L'autre système est H2O <=> OH- + H+

**RuBisCO** · 16/08/2013, 22h23

Bonjour,

Je ne connais pas du tout les notations H[H₂O] et K_BH+. As-tu regardé les questions récurrentes en chimie et est-ce que cela t'éclaire ?

**Kemiste** · 16/08/2013, 22h31

Bonsoir,
Je ne connais pas non plus ces notations... Mais pour répondre à ta question :

Je ne comprend pas pourquoi on parle d'acide faible alors qu'il y a des H3O+

Quand tu mets un acide faible dans l'eau, il ne se dissocie pas complètement et tu as un équilibre selon l'équation que tu donnes :

BH+ + H2O <=> H3O+ + B

Tu as donc en solution l'acide faible, la base conjuguée ainsi que des ions H₃O⁺

**adaginger** · 17/08/2013, 18h48

Ah merci pour le H3O+

Pour les notations pKBH+ c'est pKa d'un acide faible

Et puis j'ai peut etre mal pris note pour la dissociation mais je ne comprend pas ce que ça vient faire là

A voir en vidéo sur Futura · Aujourd'hui

**adaginger** · 18/08/2013, 21h06

J'ai apporté une correction à ce que j'avais écrit (en rouge) mais je ne comprend toujours pas pourquoi

**adaginger** · 18/08/2013, 21h09

Théorie de la dissociation ionique H[H₂O] = Ka[H2O]

C'est bien [H2O] tout court et non H[H2O]

**adaginger** · 19/08/2013, 20h59

personne ?

**RuBisCO** · 19/08/2013, 21h12

Disons que vos constantes sont bizarres, on utilise les activités chimiques pour les définir. Comme l'eau est le solvant, l'activité est de 1 et on utilise pas la concentration en eau.
Il y a également un problème avec la notion de dissociation si j'ai bien compris vos questions ?

**adaginger** · 19/08/2013, 21h28

Oui, je ne comprends pas d'où le Ka vient, j'ai regardé dans mon cours, dans le chapitre de la dissociation ionique mais rien n'est similaire.
J'ai aussi vérifié avec une autre copie, les notations sont bonnes, disons que ce sont des notations uniques d'un prof de chimie particulier.

**RuBisCO** · 19/08/2013, 22h39

Un rapide résumé de chimie :

..... Prenons une réactions chimique classique :

$\text{[math]}$

On peut la réécrire sous la forme :

$\text{[math]}$

On appelle $\text{[math]}$ un coefficient stœchiométrique algébrique, il est positif dans le cas d'un produit et négatif dans le cas d'un réactif.

..... On définit le quotient réactionnel de la réaction précédente comme étant le produit :

$\text{[math]}$

et la constante d'équilibre de la réaction par le quotient réactionnel à l'équilibre :

$\text{[math]}$

..... On définit les activités chimiques selon la nature du composé :

- pour un solvant :

$\text{[math]}$

- pour un soluté :

$\text{[math]}$

avec $\text{[math]}$ la concentration molaire de l'espèce $\text{[math]}$ et $\text{[math]}$ la concentration de référence (concentration standard) qui est de 1 mol.L^-1.

..... Donc, dans le cadre des constantes de pH, on étudie la réaction :

HA_(aq) + H₂O_(ℓ) $\text{[math]}$ A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

Ici, le solvant est l'eau H₂O_(ℓ) et les solutés sont HA_(aq), A^-_(aq) et H₃O⁺_(aq), la constante d'acidité est définie par :

$\text{[math]}$

On abrège souvent de la façon suivante :

$\text{[math]}$

**adaginger** · 20/08/2013, 19h00

et donc, pour mon Ka/[H2O] c'est votre Ka / l'eau utilisée comme solvant ?

Et donc, dans mon cas c'est BH au lieu de HA si k'ai bine compris

**adaginger** · 20/08/2013, 20h31

J'ai peut etre résolu mon problème, pouvez-vous me dire si mon raisonement est correcte ou non

Je fais mon K par rapport à ma réaction. ce que je résume par le K de l'acide à gauche sur l'acide à droite.

j'ai donc : K = KBH+ / kH3O+ = donc à mon fameux Ka/Kh3O+ et [H3O+] = [H2O] (j'ai lu ça à plusieurs reprise dans mon cours)

J'ai donc au final Ka/[H2O] (ce que je cherche)

**RuBisCO** · 21/08/2013, 01h26

C'est surtout la notation de la concentration d'eau qui me choque un peu, mais j'ai vu quelques auteurs l'utiliser, après tout pourquoi pas.

Par contre, le [H₂O]=[H₃O⁺] me semble plus étrange : avez-vous défini la constante K_ed'autoprotolyse de l'eau ?

**adaginger** · 21/08/2013, 09h56

Oops pardon je vouais écrire K_H3O⁺ = [H₂O]

**adaginger** · 21/08/2013, 09h58

Oops pardon je vouais écrire K_H3O⁺ = [H₂O] = 55.5 M = 10^1.74

pK_H3O⁺ = -1.74

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