Chap2 Chimie TS
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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
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Mis à jour Updated: 20/09/2012 - 18:23:37
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Visibilité Visibility: Archive publique
Shortlink : http://ti-pla.net/a6865
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Compatible TI-73/76/82/83/84.
Nécessite l'intallation d'un kernel/shell compatible et du programme TxtView approprié.
<<
Equilibre acido - basique
I.Transformation limitée ou partielle. Equilibre chimique.
Def : dans le cas d'une transformation limitée ou partielle, l'état final du système est atteint alors que le réactif limitant n'a pas entièrement disparu.
Tous les réactifs et produits sont simultanément présents à l'état final. Leur concentration n'évolue plus.
Le système a alors atteint un état d'équilibre chimique. Cet équilibre est dynamique car les deux transformations inverses s'effectuent à des vitesses égales.
II.Acide faible - base faible. Equilibre acido-basique.
Un acide AH est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale : AH + H2O <=> A- + H3O+
Le pH d'une solution d'acide faible de concentration apportée c est supérieur à -log c.
CH3-COOH + H2O <=> CH3-COO- + H3O+
Les acides carboxyliques sont des acides faibles dans l'eau.
Def : une base B est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale : B + H2O <=> BH+ + HO-
Toutes les espèces sont présentes à l'état final, en particulier B et BH+.
Le pH d'une solution de base faible de concentration c est inférieur à 14+log c.
Rq : les ions carboxylates, l'ammoniac, les amines sont des bases faibles dans l'eau.
Une amine est un dérivé de l'ammoniac obtenu en substituant un hydrogène par un groupement méthyle.
Ex : Méthylamine CH3-NH2
CH3-NH2 + H2O <=> Ch3-NH3+ + HO-
III.Constante d'acidité Ka et pKa
1.Définitions
Def : soit un couple AH/A- dont l'acide réagit avec l'eau suivant l'équation : AH + H2O <=> A- + H3O+
La constante d'acidité Ka du couple AH/A- est la grandeur sans unité définie par le quotient :
Ka = ( [A-]eq x [H3O+]eq ) / ( [AH]eq )
Les concentrations sont celles de l'Ef ou à l'équilibre, exprimées en mol.L-1
Rq : l'eau qui est un solvant, mais aussi un réactif, n'intervient pas dans Ka
Rq : Ka ne dépend que de la température
Def : pKa = -log Ka
Ka = 10exp-pKa
2.Echelle des pKa dans l'eau
Def : pour une même concentration de soluté apporté :
> un acide est d'autant plus fort qu'il cède facilement un proton et donc que la Ka du couple auquel il appartient est grande et le pKa petit
> une base est d'autant plus forte qu'elle capte facilement un proton et donc que la Ka du couple est faible, et le pKa grand. Cf doc 10 p.44
3.Relation entre concentration et pH
Ka = ( [A-]eq x [H3O+]eq ) / [AH]eq
-log Ka = -log ( ( [A-]eq x [H3O+]eq ) / [AH]eq )
Or log axb = log a + log b
D'ou : -log Ka = -log ( [A-]eq / [AH]eq ) - log [H3O+]eq
pKa = -log ( [A-]eq / [AH]eq ) + pH
Def : pour un couple acide-base AH/A-, on a la relation :
pH = pKa + log ( [A-]eq / [AH]eq )
IV.Distribution des espèces d'un couple
1.Diagramme de prédominance
> si pH = pKa , log ( [A-]eq / [AH]eq ) = 0 , [A-]eq / [AH]eq = 1 , [A-]eq = [AH]eq
> si pH < pKa , log ( [A-]eq / [AH]eq ) < 0 , [A-]eq / [AH]eq < 1 , [A-]eq < [AH]eq
> si pH > pKa , log ( [A-]eq / [AH]eq ) > 0 , [A-]eq / [AH]eq > 1 , [A-]eq > [AH]eq
On appelle domaine de prédominance d'une forme acide ou basique d'un couple l'intervalle de pH pour lequel cette entité est en concentration supérieure à celle de sa forme conjuguée.
Le diagramme de prédominance est la réunion des 2 domaines de prédominances.
Ex : CH3-CO2H / CH3-CO2- pKa = 4.75
CH3-CO2H 4.75 CH3-CO2-
----------------------------------------------------------------------->
prédomine pKa prédomine
2.Diagramme de distribution
Def : le diagramme de distribution est le graphique donnant le pourcentage de chaque forme acide et basique d'un couple en fonction du pH.
Le pKa du couple AH/A- est égal au pH du point d'intersection des deux courbes.
-- /--
/
.5 /
/
--/ --
pKa
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Nécessite l'intallation d'un kernel/shell compatible et du programme TxtView approprié.
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Equilibre acido - basique
I.Transformation limitée ou partielle. Equilibre chimique.
Def : dans le cas d'une transformation limitée ou partielle, l'état final du système est atteint alors que le réactif limitant n'a pas entièrement disparu.
Tous les réactifs et produits sont simultanément présents à l'état final. Leur concentration n'évolue plus.
Le système a alors atteint un état d'équilibre chimique. Cet équilibre est dynamique car les deux transformations inverses s'effectuent à des vitesses égales.
II.Acide faible - base faible. Equilibre acido-basique.
Un acide AH est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale : AH + H2O <=> A- + H3O+
Le pH d'une solution d'acide faible de concentration apportée c est supérieur à -log c.
CH3-COOH + H2O <=> CH3-COO- + H3O+
Les acides carboxyliques sont des acides faibles dans l'eau.
Def : une base B est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale : B + H2O <=> BH+ + HO-
Toutes les espèces sont présentes à l'état final, en particulier B et BH+.
Le pH d'une solution de base faible de concentration c est inférieur à 14+log c.
Rq : les ions carboxylates, l'ammoniac, les amines sont des bases faibles dans l'eau.
Une amine est un dérivé de l'ammoniac obtenu en substituant un hydrogène par un groupement méthyle.
Ex : Méthylamine CH3-NH2
CH3-NH2 + H2O <=> Ch3-NH3+ + HO-
III.Constante d'acidité Ka et pKa
1.Définitions
Def : soit un couple AH/A- dont l'acide réagit avec l'eau suivant l'équation : AH + H2O <=> A- + H3O+
La constante d'acidité Ka du couple AH/A- est la grandeur sans unité définie par le quotient :
Ka = ( [A-]eq x [H3O+]eq ) / ( [AH]eq )
Les concentrations sont celles de l'Ef ou à l'équilibre, exprimées en mol.L-1
Rq : l'eau qui est un solvant, mais aussi un réactif, n'intervient pas dans Ka
Rq : Ka ne dépend que de la température
Def : pKa = -log Ka
Ka = 10exp-pKa
2.Echelle des pKa dans l'eau
Def : pour une même concentration de soluté apporté :
> un acide est d'autant plus fort qu'il cède facilement un proton et donc que la Ka du couple auquel il appartient est grande et le pKa petit
> une base est d'autant plus forte qu'elle capte facilement un proton et donc que la Ka du couple est faible, et le pKa grand. Cf doc 10 p.44
3.Relation entre concentration et pH
Ka = ( [A-]eq x [H3O+]eq ) / [AH]eq
-log Ka = -log ( ( [A-]eq x [H3O+]eq ) / [AH]eq )
Or log axb = log a + log b
D'ou : -log Ka = -log ( [A-]eq / [AH]eq ) - log [H3O+]eq
pKa = -log ( [A-]eq / [AH]eq ) + pH
Def : pour un couple acide-base AH/A-, on a la relation :
pH = pKa + log ( [A-]eq / [AH]eq )
IV.Distribution des espèces d'un couple
1.Diagramme de prédominance
> si pH = pKa , log ( [A-]eq / [AH]eq ) = 0 , [A-]eq / [AH]eq = 1 , [A-]eq = [AH]eq
> si pH < pKa , log ( [A-]eq / [AH]eq ) < 0 , [A-]eq / [AH]eq < 1 , [A-]eq < [AH]eq
> si pH > pKa , log ( [A-]eq / [AH]eq ) > 0 , [A-]eq / [AH]eq > 1 , [A-]eq > [AH]eq
On appelle domaine de prédominance d'une forme acide ou basique d'un couple l'intervalle de pH pour lequel cette entité est en concentration supérieure à celle de sa forme conjuguée.
Le diagramme de prédominance est la réunion des 2 domaines de prédominances.
Ex : CH3-CO2H / CH3-CO2- pKa = 4.75
CH3-CO2H 4.75 CH3-CO2-
----------------------------------------------------------------------->
prédomine pKa prédomine
2.Diagramme de distribution
Def : le diagramme de distribution est le graphique donnant le pourcentage de chaque forme acide et basique d'un couple en fonction du pH.
Le pKa du couple AH/A- est égal au pH du point d'intersection des deux courbes.
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