Bonjour,
Dans l'un de mes cours de chimie, je peux lire ceci :
Mais il n'est expliqué nul part ce que signifie "à l'équilibre".
Qu'est-ce que ça signifie ?
Si il existe des concentration "à l'équilibre", alors c'est quoi une concentration qui n'est pas "à l'équilibre" ? Et que se passe-t-il si on met dans l'équation une concentration qui n'est pas "à l'équilibre" ? Quel est l'intérêt ?
Merci d'avance
L'équilibre a lieu quand plus rien ne bouge ( ici aucune concentration ne bouge) dans le temps
Si dans 1L d'eau on met 1 mol d'acide faible AH ( pKa donné) et 0,4 mol de OH- il va y avoir une réaction ( rapide certes) : AH + OH- -> A-+H2O et , après réaction , quand plus rien ne bougera, on aura 0,4 mol de A- formé et il restera 0,6 mol de AH et là, alors, la constante d'équilibre Ka sera alors vérifiée par ces concentrations.
Bonjour,
Merci de votre réponse. J'ai plein de petite interrogation :
1) Si je prend par exemple la réaction suivante : NH3OH+ + H2O → NH2OH + H3O+
Dans le langage courant, ça veut dire que j'ai mis un acide dans de l'eau, et qu'il c'est formé une base et des ions oxonium. C'est bien ça ? Arrêtez-moi si je je dis une bêtise.
Maintenant, admettons je bois cette eau pour la goûter. C'est quoi qui va me procurer la sensation d’acidité ? C'est la présence dans la solution des ion oxonium ? Ce sont les ion oxonium au contact de ma langue qui donne le goût acide ?
Si oui, alors dans ce cas là ce n'est pas exactement l'acide en lui-même qui provoque le goût acide. On devrait pas parler d'acidité mais d'oxoniumité => "Waw, ce jus d'orange est vachement oxonium". Donc en fait, ce qu'on appelle l'acide en chimie, ce n'est pas tout à fait la même chose que ce qu'on appelle l'acide en cuisine. On pourrait dire que c'est ce qu'on appelle acide en chimie qui provoque ce qu'on appelle acide en cuisine.
??
2) Ce qu'on appelle un acide fort et une base forte, ce sont des acides et des bases qui ont la faculté de ce dissoudre à 100% dans l'eau ?
Si ce n'est pas ça, alors c'est quoi exactement un acide fort et une base forte ? À partir de quel ph considère-t-on un acide et une base comme forte ?
3) Je ne comprend pas la réaction dont vous parlez (AH + OH- -> A-+H2O), elle ne ressemble à rien de ce que j'avais vue jusqu'à maintenant. À la simple vue de cette réaction, je ne comprend STRICTEMENT plus rien à la réaction acide/base, mais alors plus rien...
Voilà ce que j'avais cru jusqu'à maintenant :
Soit : acide + eau → base + H3O+
Ou : base + eau → acide + OH-
Autrement dis :
- L'acide, c'est un élément qui, mit au contacte de l'eau, produit des ions oxonium.
- La base, c'est un élément qui, mit au contacte de l'eau, produit des ions hydroxyde.
3) a) Comment on fait pour calculer le ph d'une base ? Puisque le ph se calcul à partir de la concentration en ion oxonium et que la base produit des ions hydroxyde ?? C'est un pure mystère.
3) b) Du coup moi quand je regarde votre réaction : AH + OH- -> A-+H2O. Je lis la chose suivante : à gauche un acide est mit au contacte d'un ion hydroxyde, autrement dis d'un résidu de réaction basique, ce qui donne à droite une base et de l'eau.
Je comprend pas, si il y a un acide à gauche, pourquoi il n'y pas de ions oxonium à droite ?
4) Quand on met un acide ou une base dans de l'eau, qu'il soit fort ou faible, c'est toujours l'acide ou la base qui est le réactif limitant ? Obligatoirement puisque l'eau est en excès ? Je demande pour être sûr.
Imaginons : on ne dispose que d'un tableau d'avancement. Il est totalement impossible de deviner si une réaction acido-basique est total (fort) ou partiel (faible) sans connaître le ph ?
/!\ Merci de répondre à chacune de mes interrogations, point par point, en reprenant la numérotation des questions svp, pour que je puisse comprendre de quoi vous parlez. Car souvent, quand on pose plusieurs questions, les gens répondent à une seul et s'en vont avec le sentiment d'avoir résolue le problème.
Si quelqu'un pouvait m'aider à répondre à toutes ces question, cela me permettrais de faire un bon considérable dans la compréhension du cours. En revanche si c'est pour répondre à une seul question, c'est inutile, autant me laisser là.
Merci d'avance pour votre aide
Merci de respecter les intervenants qui prenne le temps de te répondre. Tout le monde ici est bénévole. Rien ne nous oblige à répondre à toutes tes interrogations. Ce type de remarque n'incite pas forcement les gens à te répondre...Envoyé par icare533
1)
le gout acide est lié à la concentration en ions hydronium H3O+ (je ne savais pas que l'appellation oxonium revenait à la mode), un composé acide ayant pour propriété d'en générer au contact de l'eau, une solution de cet acide contient donc des ions hydronium est à donc un gout acide.
2)
Un acide et une base forte ont la propriété de se dissocier totalement dans l'eau, rien à voir avec le fait de se dissoudre. En général, la dissociation d'un acide dans l'eau est un équilibre :
AH + H2O <--> A- + H3O+
Si la constante d'acidité est supérieure à 1 (pKa<0), l'équilibre est tellement déplacé vers la droite qu'on peut considérer qu'il ne reste plus du tout d'acide sous la forme AH. On considère alors qu'il est fort, et dans ce cas de figure, la concentration en ion hydronium à l'équilibre est la concentration en AH introduit, pourvu que la concentration soit suffisante (plus élevée que 10-5 mol/L).
Idem pour les bases,
B + H2O <--> BH+ + OH-
sauf que là, la constante d'acidité doit être inférieure à 10-14 (pKa>14) pour que la concentration en B deviennent négligeable et qu'on considère la base comme forte. Si la concentration est suffisante, alors la concentration en ion hydroxyde à l'équilibre est la concentration en B introduite.
Attention, les limites de 0 et 14 ne sont pas absolument strictes (vous pouvez les considérer comme telle à votre niveau) : aux très faibles concentrations (10-20 mol/L par exemple) un acide de pKa 4 (donc "faible") se comporte comme un acide fort, on peut le considérer comme totalement dissocié (mais attention, on n'a pas du tout l'égalité entre la concentration en acide introduit et la concentration en hydronium à l'équilibre), à l'inverses aux très fortes concentrations (plusieurs moles par litres) certains acides forts ne se dissocient pas totalement.
3)
Suivant la définition de Broensted, un acide est une espèce capable de céder un proton et une base une espèce capable d'accepter un proton :
AH <--> A- + H+
B + H+ <--> BH+
Un acide se transforme ainsi en sa base conjuguée et vice-versa.
Evidemment un proton tout seul, ce n'est pas courant en chimie : quand un acide cède un proton, il y a généralement une base en face pour le récupérer. Idem, une base n'attrape généralement un proton que si un acide le lui a cédé. En solution aqueuse, l'eau, étant le composé majoritaire, joue le rôle de puits/source de protons car elle est à la fois un acide et une base, elle peut céder ou accepter un proton. L'eau réagit d'ailleurs sur elle-même suivant la réaction d'autoprotolyse :
2H2O <--> H3O+ + OH- (1)
La constante de cette réaction (le produit ionique de l'eau) est tel qu'à l'équilibre (à 25°C), le produit de la concentration des hydronium par la concentration des hydroxydes est toujours de 10-14 (mol²/L² si on veut être rigoureux, mais les chimistes omettent souvent l'unité, pour de bonnes ou de mauvaises raisons et pas toujours à bon escient, mais c'est une autre histoire...)
Dans l'eau donc, l'équilibre entre un acide et sa base conjuguée fait intervenir l'eau, et on peut l'écrire de deux manières :
AH + H2O <--> A- + H3O+ (2)
ou
AH + HO- <--> A- + H2O (3)
il est important de remarquer que (3) est simplement (2) - (1)
Du coup, un acide pouvant céder un proton, sa réaction avec l'eau crée des ions hydronium et à la fois consomme des ions hydroxydes, dans des proportions diverses suivant la situation, exemples :
- un acide fort dans l'eau à une concentration de 10-3mol/L : l'acide crée 10-3 mol/L d'ion hydronium (par rapport auxquels les 10-7 mol/L déjà présent dans l'eau avant sont négligeables) et détruit à peu près 10-7 mol/L d'ion hydroxydes qui étaient présents dans l'eau avant (il en restera 10-11 à l'équilibre), ce qui peut être négligé ici.
- un acide fort dans l'eau à une concentration de 10-8mol/L : l'acide va créer à peu près 0,5.10-8 mol/L d'ions hydronium et détruire à peu près 0,5.10-8 mol/L d'ions hydroxyde, ce qui donne au final 1,05.10-7mol/L d'hydronium et 0,95.10-7mol/L d'hydroxydes (on peut vérifier que le produit des deux est à peu près de 10-14).
En fait, quand la concentration est assez grande (>10-5), on peut considérer uniquement (2) et oublier (1) et (3) : l'acide fabrique des hydronium et on néglige le fait qu'il détruise des hydroxydes.
De même pour une base, introduite dans l'eau, elle produit des hydroxydes et détruit des hydroniums, et, à concentration suffisante, on peut considérer qu'elle ne fait que produire des hydroxydes.
Pour le calcul du pH, la démarche est relativement complexe, aussi se simplifie-t-elle dans les cas particuliers qu'on enseigne aux potaches.
Pour une solution d'un monoacide de concentration CA, les relations suivantes doivent être respectées dans la solution :
constante d'acidité :
produit ionique de l'eau :
conservation de la matière :
conservation des charges :
Pour une monobase de concentration CB, les relations seront les suivantes :
constante d'acidité :
produit ionique de l'eau :
conservation de la matière :
conservation des charges :
La difficulté est donc d'en retirer une relation du genreou
Si l'acide est fort (Ka>1) et que la concentration n'est ni trop grande, ni trop faible (entre 10-1 et 10-6 mol/L typiquement), on peut montrer que l'on a
Si la base est forte (Ka<10-14) et que la concentration n'est ni trop grande, ni trop faible (entre 10-1 et 10-6 mol/L typiquement), on peut montrer que l'on a
4)
oui, l'acide ou la base sont des réactifs limitant dans leur réaction avec l'eau, dans la mesure où leurs concentrations ne sont pas trop importantes. Pour rappel, la concentration de l'eau est de 55mol/L en solution diluée. Attention par ailleurs à ce que leurs concentrations ne soient pas trop faibles non plus, sans quoi la réaction entre l'acide (ou la base) et l'eau (2) ne sera pas la seule à considérer, la réaction d'autoprotolyse de l'eau (1) et la réaction de l'acide avec les hydroxydes de l'eau (la base avec les hydroniums) (3) ne pourront pas être négligées.
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Bonjour.
Les chimistes n'omettent pas l'unité, ils n'en mettent pas car il n'y en a tout simplement pas. En toute rigueur, la constante d'équilibre ne se calcule pas avec les concentrations mais avec les activités qui n'ont pas d'unités. En solution aqueuse diluée on assimile l'activité à la concentration divisée par une concentration de référence C0, prise à 1 mol/L.
Le produit ionique de l'eau est donc Ke = aH3O+*aHO- = C(H3O+)/C0*C(HO-)/C0. En général les gens oublient cette division par C0.
Si les constantes d'équilibre avaient une unité, elles n'auraient pas toutes la même et leurs comparaisons n'auraient plus de sens.
Dernière modification par Kemiste ; 10/05/2016 à 16h06.
Je ne voulais justement pas entrer dans ce détail là. Ce que j'ai écrit est le produit de 2 concentrations, pas le produit ionique en tant que tel, à ce titre, il s'agit bien de mol²/L², contrairement au produit ionique qui fait intervenir des activités sans dimension (et pas que celles de l'hydronium et de l'hydroxyde, celle de l'eau compte aussi). Le chimiste de base (ce qui inclu certains de mes anciens profs) n'utilise que rarement les unités à bon escient, exprimant aisément des constantes thermo en mol^n/L^n et inversement, ne mettant pas d'unité pour le produit de 2 concentrations (ce qui n'est pas une constante thermo en toute rigueur).
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Waw, merci mach3 pour ta réponse
Je crois qu'il va me falloir un moment pour étudier et surtout pour comprendre ta réponse ^^
Je vais m'en servir comme d'un petit cours, merci
Dernière modification par icare533 ; 10/05/2016 à 18h12.
Enfait si ça bouge mais ça se stabilise macroscopiquement d'où l'adjectif dynamique pour définir l'équilibre mais je sais que vous le savez
