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Catégories :Categories: Cours et Formulaires TI-82+/83+/84, Cours et Formulaires TI-76/82Stats/83, Cours et Formulaires TI-82
Auteur Author: The K
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Visibilité Visibility: Archive publique
Shortlink : http://ti-pla.net/a6861
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Compatible TI-73/76/82/83/84.
Nécessite l'intallation d'un kernel/shell compatible et du programme TxtView approprié.
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Réactions acido-basiques
I. Le pH (potentiel hydrogène)
Def : Le caractère acide plus ou moins marqué d'une solution est du à la concentration plus ou moins grande en ions oxonium
Def : le pH d'une solution aqueuse est la grandeur sans unité défini par la relation : pH = -log [H3O+].
[H3O+] est ici le nombre réel, sans dimension, égal à la concentration en ions oxonium exprimée en mol.L-1
Def : pH = -log[H3O+] reste valable tant que la concentration en ions oxonium soit inférieure ou égale à 0,1mol.L-1
Def : Si le pH est connu, on calcule la concentration en ions oxonium par la relation [H3O+] = 10exp-pH mol.L-1
Def : pH de 0 à 7 acide ; égal à 7 neutre ; supérieur à 7 basique
Rq : le pH augmente quand la concentration d'ions oxonium dimune
Def : le pH se mesure de manière peu précise avec un indicateur coloré (papier pH) à 1 unité près. Ou avec un pHmètre courant, à 0,1 unités près (correctement étalonné).
II.Théorie de Brönsted de l'acidité
1.Définitions
Def : au sens de Brönsted, un acide est une entité chimique (ionique ou moléculaire) capable de céder un ou plusieurs protons H+.
Une base est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs protons.
Ex : AH => A- + H+
Def : les 2 entités AH et A- sont dès lors dites conjuguées : elles constituent un coup acide/base noté AH/A-
Def : la demi-équation acido-basique formalise le passage de l'acide à sa base conjuguée et réciproquement : AH <=> A-+H+
2.Réactions acido-basiques
Def : une réaction acido-basique est un transfert de protons entre l'acide AH d'un premier couple et la base B d'un second couple.
On obtient l'équation de la réaction en combinant les deux couples (équation acido-basique).
Ex : AH<=> A-+H+
BH+ <=> B+H+
AH+B<=> A-+BH+
Rq : on doit vérifier les lois de conservation des charges et des éléments chimiques
3.Réaction totale ou limitée. Notion d'équilibre chimique
Def : une réaction est dite totale si le réactif limitant est entièrement consommé à l'Ef, c-a-d si l'avancement final Xf est égal l'avancement maximal Xmax. Dans ce cas, l'équation s'écrit avec une flèche simple.
Def : Une réaction est dite limitée si le réactif limitant est encore présent à l'Ef, c-a-d si l'avancement final Xf est inférieur à l'avancement maximal Xmax. L'équation d'une réaction limitée est écrite avec une double flèche.
Def : une réaction limitée conduit à un état d'équilibre chimique du système dans lequel tous les produits et réactifs sont simultanément présents.
4.Produit ionique de l'eau et couples de l'eau
Rq : A 25Degrés, le pH de l'eau pure vaut 7,0 . L'eau pure contient donc des ions [H3O+] à la concentration 10exp-7 mol.L-1
Def : Dans toute solution aqueuse se produit la réaction d'autoprotolyse de l'eau d 'équation : 2H2O<=>H3O++HO-
Cette réaction montre que les ions [H3O+] et [HO-] sont toujours simultanément présents.
Le produit des valeurs des concentrations des ions [H3O+] et [HO-] est une constante, notée Ke, et appellée produit ionique de l'eau.
Ke = [H3O+]x[HO-]
Ke ne dépend que de la température : Ke = 1,0.10exp-14 à 25degrés
Rq : la réaction d'autoprotolyse de l'eau est un exemple de réaction acido-basique limitée. Elle met en jeu les deux couples :
H3O+/H2O et H2O/HO-
{H3O+<=>H2O+H+
{H2O<=>HO-+H+
Rq : on note pKe la constante pKe = -log(Ke) = 14 à 25degrés
III.Acide forts et bases fortes
1.Définitions
Def : un acide AH est fort si sa réaction avec l'eau est totale. L'équation de cette réaction s'écrit donc avec une flèche simple.
AH+H2O => A-+H3O+
Def : une base B est forte si sa réaction avec l'eau est totale. L'équation de cette réaction s'écrit donc avec une flèche simple.
B+H2O => BH++HO-
2.pH des solutions d'acide fort et de base forte
Soit n la quantité de matière initiale d'acide fort AH. On appelle concentration apportée en acide le rapport c=(n/v)
Dans l'état final, n(H3O+)f = Xmax
or la transformation est totale, donc cv-Xmax=0 et cv=Xmax
n(H3O+)f=cv
[H3O+]f = (n(H3O+)f / v) = c
pH = -log c
Le pH d'une solution d'acide fort d'une concentration apportée c est : pH = -log c.
Soit n la quantité de matière initiale de base forte B. On appelle la concentration apportée c= (n / v).
D'après le tableau d'avancement :
n(HO-)f = Xmax
cv-Xmax = 0
Xmax = cv
n(HO-)f = cv
[HO-]f = c
Or, [H3O+]f = Ke / [HO-]f = Ke / c
pH = -log [H3O+]f
pH = -log Ke / c
pH = -log Ke + log c
pH = 14+log c
Le pH d'une solution de base forte de concentration apportée c est :
pH = 14+log c
Pro : log(a x b) = log a + log b
log(a / b) = log a – log b
3.Réactions entre un acide fort et une base forte
AH+H2O => A-+H3O+
B+H2O => BH++HO-
Rq : dans le cas d'un mélange des espèces Ah et B dans l'eau, les seules espèces acido-basiques à prendre en compte sont les ions [H3O+]f et [HO-]f
Rq : la réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique. Elle libère de l'énergie. La température du milieu de mélange réactionnel augmente d'autant plus que la quantité de matière du réactif limitant est grande (pour un volume de mélange donné).
>>
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Nécessite l'intallation d'un kernel/shell compatible et du programme TxtView approprié.
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Réactions acido-basiques
I. Le pH (potentiel hydrogène)
Def : Le caractère acide plus ou moins marqué d'une solution est du à la concentration plus ou moins grande en ions oxonium
Def : le pH d'une solution aqueuse est la grandeur sans unité défini par la relation : pH = -log [H3O+].
[H3O+] est ici le nombre réel, sans dimension, égal à la concentration en ions oxonium exprimée en mol.L-1
Def : pH = -log[H3O+] reste valable tant que la concentration en ions oxonium soit inférieure ou égale à 0,1mol.L-1
Def : Si le pH est connu, on calcule la concentration en ions oxonium par la relation [H3O+] = 10exp-pH mol.L-1
Def : pH de 0 à 7 acide ; égal à 7 neutre ; supérieur à 7 basique
Rq : le pH augmente quand la concentration d'ions oxonium dimune
Def : le pH se mesure de manière peu précise avec un indicateur coloré (papier pH) à 1 unité près. Ou avec un pHmètre courant, à 0,1 unités près (correctement étalonné).
II.Théorie de Brönsted de l'acidité
1.Définitions
Def : au sens de Brönsted, un acide est une entité chimique (ionique ou moléculaire) capable de céder un ou plusieurs protons H+.
Une base est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs protons.
Ex : AH => A- + H+
Def : les 2 entités AH et A- sont dès lors dites conjuguées : elles constituent un coup acide/base noté AH/A-
Def : la demi-équation acido-basique formalise le passage de l'acide à sa base conjuguée et réciproquement : AH <=> A-+H+
2.Réactions acido-basiques
Def : une réaction acido-basique est un transfert de protons entre l'acide AH d'un premier couple et la base B d'un second couple.
On obtient l'équation de la réaction en combinant les deux couples (équation acido-basique).
Ex : AH<=> A-+H+
BH+ <=> B+H+
AH+B<=> A-+BH+
Rq : on doit vérifier les lois de conservation des charges et des éléments chimiques
3.Réaction totale ou limitée. Notion d'équilibre chimique
Def : une réaction est dite totale si le réactif limitant est entièrement consommé à l'Ef, c-a-d si l'avancement final Xf est égal l'avancement maximal Xmax. Dans ce cas, l'équation s'écrit avec une flèche simple.
Def : Une réaction est dite limitée si le réactif limitant est encore présent à l'Ef, c-a-d si l'avancement final Xf est inférieur à l'avancement maximal Xmax. L'équation d'une réaction limitée est écrite avec une double flèche.
Def : une réaction limitée conduit à un état d'équilibre chimique du système dans lequel tous les produits et réactifs sont simultanément présents.
4.Produit ionique de l'eau et couples de l'eau
Rq : A 25Degrés, le pH de l'eau pure vaut 7,0 . L'eau pure contient donc des ions [H3O+] à la concentration 10exp-7 mol.L-1
Def : Dans toute solution aqueuse se produit la réaction d'autoprotolyse de l'eau d 'équation : 2H2O<=>H3O++HO-
Cette réaction montre que les ions [H3O+] et [HO-] sont toujours simultanément présents.
Le produit des valeurs des concentrations des ions [H3O+] et [HO-] est une constante, notée Ke, et appellée produit ionique de l'eau.
Ke = [H3O+]x[HO-]
Ke ne dépend que de la température : Ke = 1,0.10exp-14 à 25degrés
Rq : la réaction d'autoprotolyse de l'eau est un exemple de réaction acido-basique limitée. Elle met en jeu les deux couples :
H3O+/H2O et H2O/HO-
{H3O+<=>H2O+H+
{H2O<=>HO-+H+
Rq : on note pKe la constante pKe = -log(Ke) = 14 à 25degrés
III.Acide forts et bases fortes
1.Définitions
Def : un acide AH est fort si sa réaction avec l'eau est totale. L'équation de cette réaction s'écrit donc avec une flèche simple.
AH+H2O => A-+H3O+
Def : une base B est forte si sa réaction avec l'eau est totale. L'équation de cette réaction s'écrit donc avec une flèche simple.
B+H2O => BH++HO-
2.pH des solutions d'acide fort et de base forte
Soit n la quantité de matière initiale d'acide fort AH. On appelle concentration apportée en acide le rapport c=(n/v)
Dans l'état final, n(H3O+)f = Xmax
or la transformation est totale, donc cv-Xmax=0 et cv=Xmax
n(H3O+)f=cv
[H3O+]f = (n(H3O+)f / v) = c
pH = -log c
Le pH d'une solution d'acide fort d'une concentration apportée c est : pH = -log c.
Soit n la quantité de matière initiale de base forte B. On appelle la concentration apportée c= (n / v).
D'après le tableau d'avancement :
n(HO-)f = Xmax
cv-Xmax = 0
Xmax = cv
n(HO-)f = cv
[HO-]f = c
Or, [H3O+]f = Ke / [HO-]f = Ke / c
pH = -log [H3O+]f
pH = -log Ke / c
pH = -log Ke + log c
pH = 14+log c
Le pH d'une solution de base forte de concentration apportée c est :
pH = 14+log c
Pro : log(a x b) = log a + log b
log(a / b) = log a – log b
3.Réactions entre un acide fort et une base forte
AH+H2O => A-+H3O+
B+H2O => BH++HO-
Rq : dans le cas d'un mélange des espèces Ah et B dans l'eau, les seules espèces acido-basiques à prendre en compte sont les ions [H3O+]f et [HO-]f
Rq : la réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique. Elle libère de l'énergie. La température du milieu de mélange réactionnel augmente d'autant plus que la quantité de matière du réactif limitant est grande (pour un volume de mélange donné).
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