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Chapitre 12

Chapitre 12. 12.2: L’équilibre ionique dans les solutions. Les théories sur les acides et les bases. Théorie d’Arrhenius. Acide = Substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions H + Base = Substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions OH -.

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Chapitre 12

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Presentation Transcript

  1. Chapitre 12 12.2: L’équilibre ionique dans les solutions

  2. Les théories sur les acides et les bases Théorie d’Arrhenius • Acide = Substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions H+ • Base = Substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions OH-

  3. Les théories sur les acides et les bases Molécule d’eau = Polaire Ions hydronium (H3O+)

  4. Les théories sur les acides et les bases Théorie d’Arrhenius Théorie de Brønsted-Lowry Acide = Toute molécule ou ion qui agit comme un donneur de proton (se fait arracher H+) Base = Toute molécule ou ion qui agit comme un accepteur de proton (arrache H+) • Acide = Substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions H+ • Base = Substance qui se dissocie dans l’eau pour former des ions OH-

  5. Les théories sur les acides et les bases

  6. Les théories sur les acides et les bases • Acides et bases conjugués • Déprotonation d’un acide: • ACIDE1 + H2O BASE1 (conjuguée) + H3O+ • ACIDE1 et BASE1 forment un couple acide-base conjugués • De la même façon, pour une base: • BASE2 + H3O+ACIDE 2 (conjugué)+ H2O • Réaction acido-basique: • ACIDE1 + BASE2 BASE1 (conjuguée) + ACIDE2 (conjugué)

  7. Les théories sur les acides et les bases • Réaction de neutralisation acido-basique • Ions spectateurs: qui ne participent pas à la neutralisation

  8. Les théories sur les acides et les bases

  9. STOP!

  10. Monoxyde de dihydrogèneDHMO http://www.dhmo.org/translations/french/facts.html

  11. La constante d'ionisation de l’eau

  12. La constante d'ionisation de l’eau Autoprotolyse de l’eau

  13. La constante d'ionisation de l’eau • Un équilibre s’établit entre les ions aqueux et les molécules d’eau • Cet équilibre peut se quantifier selon une constante d’équilibre, la constante d’ionisation de l’eau • Cette constante dépend des concentrations molaires des ions hydronium (H3O+) et hydroxyde (OH-) K(eau)

  14. La constante d'ionisation de l’eau • Le processus de l’ionisation de l’eau est un processus réversible. Il peut donc s’exprimer de la façon suivante: • 2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) • Keau = 1 x 10-14 Keau = [H3O+] [OH-]

  15. La constante d'ionisation de l’eau • Lorsqu’on dissout un composé acide ou basique en solution aqueuse, on forme des ions qui interagissent avec l’eau. pH = mesure de l’acidité d’une solution pOH = mesure de la basicité (alcalinité) d’une solution

  16. La constante d'ionisation de l’eau • Échelle d’acidité

  17. La constante d'ionisation de l’eau • Calcul de la valeur du pH: • pH = valeur du pH • [H3O+] = concentration des ions hydronium à l’équilibre, exprimée en moles par litre (mol/L) pH = -log[H3O+] [H3O+]= 10-pH

  18. La constante d'ionisation de l’eau • Calcul de la valeur du pOH: • pOH = valeur du pOH • [OH-] = concentration des ions hydroxyde à l’équilibre, exprimée en moles par litre (mol/L) pOH = -log[OH-] • [OH-]= 10-pOH

  19. La constante d'ionisation de l’eau • Relation entre pH et pOH: • pOH = valeur du pOH • [OH-] = concentration des ions hydroxyde à l’équilibre, exprimée en moles par litre (mol/L) pOH + pH = 14

  20. La relation entre le pH et la concentration molaire des ions hydronium (H3O+) et hydroxyde (OH-) • Quelques exercices … très importants! <3

  21. La constante d’acidité et de basicité Acide fort

  22. La constante d’acidité et de basicité Acide faible

  23. La constante d’acidité et de basicité • Pourcentage d’ionisation: % des molécules qui se dissocient dans un électrolyte

  24. La constante d’acidité et de basicité • Constante d’équilibre pour un acide • [H3O+]: concentration d’ions hydronium en mol/L • [A-]: concentration de la base conjuguée en mol/L • [HA]: concentration de l’acide non dissocié en mol/L Ka = [H3O+][A-] [HA]

  25. La constante d’acidité et de basicité Valeur du Ka Acide faible Acide fort

  26. La constante d’acidité et de basicité • Constante d’équilibre pour un acide • [HB+]: concentration d’acide conjugué en mol/L • [OH-]: concentration d’ions hydroxyde en mol/L • [B]: concentration de base non dissociée en mol/L Kb = [HB+][OH-] [B]

  27. La constante d’acidité et de basicité Valeur du Kb Base faible Base forte

  28. La constante du produit de solubilité

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