Démonstration de systèmes A/B de référence
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Démonstration de systèmes A/B de référence



  1. #1
    invite22e8f75b

    Question Démonstration de systèmes A/B de référence


    ------

    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*: KBH+ = Ka

    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 : KH3O+ = [H2O] = 55,5 = 101,74
    pKH3O+ = -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+

    -----

  2. #2
    invite3cc91bf8

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    Bonjour,

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

  3. #3
    Kemiste
    Responsable technique

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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+

  4. #4
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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

  5. A voir en vidéo sur Futura
  6. #5
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

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

  7. #6
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

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

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

  8. #7
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    personne ?

  9. #8
    invite3cc91bf8

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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 ?

  10. #9
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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.

  11. #10
    invite3cc91bf8

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    Un rapide résumé de chimie :

    ..... Prenons une réactions chimique classique :


    On peut la réécrire sous la forme :


    On appelle 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 :


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


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

    - pour un solvant :

    - pour un soluté :
    avec la concentration molaire de l'espèce et 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) 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 :


    On abrège souvent de la façon suivante :


  12. #11
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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

  13. #12
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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)

  14. #13
    invite3cc91bf8

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    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 Ked'autoprotolyse de l'eau ?

  15. #14
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    Oops pardon je vouais écrire KH3O+ = [H2O]

  16. #15
    invite22e8f75b

    Re : Démonstration de systèmes A/B de référence

    Oops pardon je vouais écrire KH3O+ = [H2O] = 55.5 M = 101.74

    pKH3O+ = -1.74

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