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Constante dépendante de la température?



  1. #1
    Jeanethomas

    Constante dépendante de la température?

    Bonsoir, je suis actuellement en paces (première année commune d'études en santé), et je n'arrive pas à comprendre quelque chose en biophysique. En parlant de la dissociation équilibrée d'un électrolyte on nous présente une constante K, qui selon le cours dépend du degré de dissociation et de la concentration Ci. Jusque la je comprends, mais en faisant des annales, on nous demande si la constante k est dépendante de la température. Mon reflex a tout de suite été non, car c'est une constante, mais la réponse est oui. Alors peut être, mais ça me paraît tordu, et encore moins qu'elle dépende de la température...
    Voici une photo de mon cours pour vous aider.
    biophy jpeg.jpg
    Wikipedia nous parle aussi d'une constante (de vitesse ici) qui serait dépendante de la température https://fr.wikipedia.org/wiki/Constante_de_vitesse

    la question a été en quelque sorte posée ici, mais je ne comprend pas du tout, et surtout comment le savoir avec le cours que j'ai...
    http://forums.futura-sciences.com/ch...mperature.html
    Si vous en savez sur le sujet, je vous en serait très reconnaissante!
    Merci et bonne soirée d'avance

    -----

    Dernière modification par Jeanethomas ; 17/10/2016 à 19h18.

  2. #2
    albanxiii

    Re : Constante dépendante de la température?

    Bonjour et bienvenu sur le forum,

    Comme c'est une question de chimie, je déplace en chimie.


    Pour ma part, on vous a donné une très mauvaise définition de la constante K. C'est une constante d'équilibre, qui s'exprime en fonction des concentrations des différentes espèces, à l'équilibre !! Dans ce sens c'est fourbe de dire qu'elle dépend des concentrations, sans préciser "à l'équilibre". Et quand on étudie plus précisément la thermodynamique des solutions, on montre que cette constante ne dépend en effet que de la température.

    Mais je laisse mes amis chimiste vous l'expliquer mieux que moi.
    Not only is it not right, it's not even wrong!

  3. #3
    Jeanethomas

    Re : Constante dépendante de la température?

    Merci de votre réponse! je l'ai mit en physique parce que notre matière est appelée "biophysique" mais apparement ce n'est pas tellement ça! bienvenu en médecine, avec des cours complètement incohérents, en tout cas dans ma fac...

  4. #4
    moco

    Re : Constante dépendante de la température?

    Il y a deux sortes de constantes désignées par la lettre K ou k. La constante d'équilibre est désignée par K majuscule, et jamais par k minuscule. Cette constante est un rapport de concentrations à l'équilibre. Et cette constante ne varie que quand la température varie.
    Maintenant, il existe une constante de vitesse k, qu'on désigne par la lettre k minuscule, et jamais par K majuscule, pour éviter les confusions. Elle n'a rien à voir avec la constante d'équilibre. Elle exprime le nombre de moles, ou la fraction du nombre dé moles de réactif qui est consommé par seconde dans une réaction relativement lente. Cette constante de vitesse varie avec la température, et seulement avec la température.

    Pour revenir au cas de la dissociation des acides faibles, peut-être que tu comprendrais mieux si je te montrais quelques valeurs numériques, et si je fais des phrases. Avec des formules, ce n'est pas suffisant. Il faut comprendre avec des mots.

    Allons-y ! Dans ces considérations, on considère presque toujours que l'acide faible est l'acide acétique. C'est normal. C'est l'acide faible le plus important, car on le trouve dans le vinaigre.

    On va le comparer aux acides forts habituels comme HCl.
    Un acide fort comme HCl a un pH qui vaut 0 si l'acide est 1 M, 1 si l'acide est 0.1 M, 2 s'il est 0.01 M, 3 s'il est 0.001 M, etc. A chaque dilution d'un facteur 10, le pH augmente de 1. C'est logique, tu me diras, puisque le pH est moins le log de [H3O+], et que HCl est totalement dissocié, ce qu'on peut aussi qualifier en disant que le coefficient de dissociation de HCl est de 100%.

    Un acide faible comme l'acide acétique a un pH mesuré qui vaut 2.38 si la concentration de l'acide est de 1 M. A priori, c'est bizarre. Si on le compare à HCl, on dirait que cet acide 1 M est en réalité compris entre 0.01 et 0.001 M. J'espère que tu me suis, car ce passage est important. Donc dans une solution d'acide acétique 1 M, il n'y a que très peu de ions H3O+. Il y a moins de 1% des molécules d'acide qui forment des ions H3O+. En effet, avec exactement 1% de molécules dissociées, le pH serait 2. Or le pH est plus grand que 2. Avec un pH de 2.38, on tire que la concentration des ions H3O+ est de 10-2.38 = 0.0042 M. Donc le pourcentage de molécules dissociées en H3O+ n'est que de 0.42%. C'est le paramètre alpha. Alpha vaut 0.42% pour l'acide acétique 1 M. C'est un premier résultat.

    Allons plus loin. Si on mesure le pH d'une solution d'acide acétique 0.1 M, on obtient un pH de 2.88. Donc tout se passe comme si c'était un acide fort de concentration 10-2.88 = 0.00132 M. Donc la concentration des ins H3O+ est de 0.00132 M dans l'acide acétique 0.1 M. Le pourcentage de molécule dissociées est de 0.00132/0.1 = 1.32%. Le paramètre alpha est 1.32% dans l'acide acétique 0.1 M. Il a augmenté par la dilution. C'est un point important

    Si on passe au cas de l'acide acétique 0.01 M, on mesure un pH de 3.38. Donc tout se passe comme si c'était un acide fort de concentration 10-3.38 = 0.00042 M = 4.2 10-4 M. Le pourcentage des molécules dissociées est de 0.00042/0.01 = 4.2 %. Le paramètre alpha, qui est le coefficient de dissociation vaut 4.2% dans la'cide acétique 0.01 M. Ce paramètre a encore augmenté par dilution.

    Le coefficient de dissociation alpha devient égal à 12.5% si la concentration est 0.001 M (= 10-3 M), passe à 34% si la concentration est de 10-4 M, puis à 71% si la concentration est de 10-5 M. Il augmente sans cesse par dilution. C'est pour cela qu'on dit qu'un acide faible devient de en plus fort par dilution. Alpha se rapproche de la valeur 100% caractéristique des acides forts.

    Tu m'as suivi ?

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