Bonjour à tous, je suis en MPSI, et j'aurais quelques questions (bon en fait beaucoup) sur les acides/bases, chapitre que je comprend très très mal (alors que la physique me pose moins de problèmes )

Alors tout d'abord si j'ai bien compris, le Ka d'un couple acide/base est la constante d'équilibre (de la réaction AH + H2O  -> (A-) + (H3O+))  ? Ou j'ai peut-être mal noté le cours (qui qui m'étonne mais qui est possible). Je ne comprend donc pas comment on arrive à Ka=[A-]*[H3O+]/[AH]. J'avais pensé qu'il faudrait aussi divisé par la concentration en eau pour respecter la définition de la formule de la constante d'équilibre d'une réaction.

Ensuite, est-ce que dans une solution aqueuse avec un peu d'acide ou base , Ke=[H3O+]*[HO-] est toujours constante ? Ou c'est uniquement dans de l'eau pure que c'est constant ? De plus, mon prof nous a dit que pour un acide ayant un pKa inférieur à 0, l'acide est fort et n'existe pas dans l'eau. Je ne comprend pas bien d'après nos définitions ...etc, ce qui empêche l'acide d'exister dans l'eau ? 

En cours, je crois que moin prof a marqué Ka(H2O/OH-)=Ke . Je ne vois pas bien pourquoi, ce devrait-être Ke=Ka(H2O/OH-)* [H2O] non ?

De plus, on a dit que H3O+/OH- était l'acide/la base le/la plus fort/forte qui puisse exister dans l'eau. De même, quelqu'un aurait-il la bonté de m'expliquer ? J'ai conscience que ça fait beaucoup de questions d'un coup, et je m'en excuse :) 

Salut,

Je suis un peu rouillé mais je vais essayer de répondre au mieux.

• le Ka d'un couple acide/base est la constante d'équilibre (de la réaction AH + H2O  -> (A-) + (H3O+))  ?

Exact.

• Je ne comprend donc pas comment on arrive à Ka=[A-]*[H3O+]/[AH]. J'avais pensé qu'il faudrait aussi divisé par la concentration en eau pour respecter la définition de la formule de la constante d'équilibre d'une réaction.

Dans une solution la concentration du solvant (ici l'eau) n'a pas lieu d'être considérée puisqu'on la considère constante (si elle ne l'est pas, c'est que le solvant n'est plus en assez grande quantité et on a donc affaire à un mélange), en toute rigueur il faudrait faire effectivement apparaître [H2O] mais comme on la considère constante (et qu'elle disparaîtrait de tous les calculs par simplification) on ne la met pas.

• Ke=[H3O+]*[HO-] est toujours constante ?

Ke (et les constantes d'acidité en générales) sont des constantes thermodynamiques, elles ne varient donc qu'avec les conditions de pression/température.

• pKa inférieur à 0, l'acide est fort et n'existe pas dans l'eau

Prenons le couple AH/A- de pKa = -5, si tu fais les calculs pour connaître l'état final de ton milieu tu verras que la concentration de la forme acide AH est négligeable devant celle de A- (de 5 ordres de grandeur si je ne dis pas de bêtises), on considère dans ce cas que la forme AH n'est plus présente dans le milieu, il ne reste que le forme basique A- et la quantité d'H+ équivalente, on dit que l'acide est totalement dissocié.

C'est un peu subtil à saisir au début à cause des mots : "un acide fort n'existe pas dans l'eau" -> on parle ici de la forme acide AH, A- est bien présent.

• Ka(H2O/OH-)=Ke . Je ne vois pas bien pourquoi, ce devrait-être Ke=Ka(H2O/OH-)* [H2O]

Comme avant, on oublie volontairement [H2O] pour simplifier les écritures et calculs.

• H3O+/OH- était l'acide/la base le/la plus fort/forte qui puisse exister dans l'eau

Ca revient à ta question au dessus concernant l'acide fort, cela veut dire que tu ne trouveras pas en quantité significative une forme acide AH si son pKa (avec A-) est inférieur à celui du couple H3O+/H2O, inversement pour la base. Cette partie te semblera plus claire lorsque tu verras la méthode de la réaction prépondérante et les échelles de pKa.

Oki merci pour ta réponse, j'avais une autre question, qui vient à la fin de la "résolution" de cet éxo relativement facile, mais que je je pense je dois détailler pour être sur que la question soit comprise. 

En cours on a étudié le mélange équimolaire d'un acide faible et d'une base faible (on va prendre HCO2NH4 à la concentration C=0.1 mol/L) avec pKa1(HCO2H/HCO2-)=3.8 et pKa2(NH4+/NH3)=9.2 .

On a la réaction prépondérente suivante : (NH4+) + (HCO2-) --> NH3 + HCO2H

de constante d'équilibre K=[NH3][HCO2H]/[NH4+][HCO2-]=KA2/KA1=10^-5.4

A l'équivalence on a [NH4+]=[HCO2-] et [NH3]=[HCO2H] avec un pH=pKa1+log[HCO2-]/[HCO2H]=pKa2+log[NH3]/[NH4+] d'où pH=1/2(pKa1+pKa2)

Donc pH=6.5. 

Le prof a ensuite marqué que la concentration OH- est de 10^(-7.5) et celle de HCO2H de 10^(-3.7) et qu'on avait [OH-]<<[HCO2H] . De même , 10^(-6.5)=[H3O+]<<[NH3]=10^(-3.7) .  Et il conclue en disant que ça valide nos hypothèse de départ (je crois qu'il parle de la réaction prépondérante) .  Je ne comprend pas comment il obtient ces concentrations ? Deuxièmement, pourquoi cela valide "l'hypothèse de départ" ? Et enfin j'ai l'impression que niveau logique c'est pas terrible puisqu'il me semble qu'on part d'un résultat fait avec nos hypothèse(s) ....pour en déduire que ces hypothèse(s) sont juste(s) ? 

La définition du pH se fait avec la concentration en H3O+, donc une fois que tu l'as calculé tu peux facilement en déduire, avec l'équation de Ke, les concentrations en ions oxonium et hydroxyde.

Concernant l'hypothèse de départ, j'ai commencé à répondre un truc mais en je ne suis pas assez sûr de moi, il me semble que ça a à voir avec la constante de réaction de ta réaction prépondérante, elle est inférieure à 1 donc on atteint l'équilibre (en réalité on atteint évidemment toujours un équilibre puisqu'il y a bien un moment où la réaction a la même vitesse dans les deux sens mais si K >> 1 les réactifs finissent en quantité négligeable donc on parle de réaction totale), (et l'équivalence c'est lorsque les quantités de matières des réactifs d'un titrage sont dans des proportions stoechiométriques). Il faut donc comparer les concentrations de tes réactifs et produits.

Il me semble qu'il faut aussi, en toute rigueur, vérifier que l'autoprotolyse de l'eau ou la seconde réaction la plus prépondérante ne modifient pas (significativement) les valeurs que tu as obtenu, si c'est le cas, il faut tout recommencer en changeant soit la réaction prépondérante, soit en considérer deux en même temps. Mais ça donne des exercices un peu plus compliqués que tu verras sans doute avec ton professeur.

Donc pour l'hypothèse, c'est un peu un mélange de tout ça si je me souviens bien, mais demande à ton professeur pour être sûr.

PS : Je viens de me souvenir pour la définition des Ka, le fait qu'il n'y ait pas la concentration en solvant pour avoir une équation homogène, en réalité tu dois diviser chaque concentration qui apparait dans la formule par une concentration standard C° = 1 mol/L, cela ne modifie donc pas le résultat mais permet de conserver une équation homogène à une constante sans dimension.

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Edité par Steve D. 14 mars 2017 à 10:40:14

Salut, je te conseille un site soignant pour comprendre l'équilibre acido-basique

Equilibre acido-basique

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Edité par soinf 14 mars 2017 à 18:37:32

Merci Encore une question (pour moi la chimie c'est vraiment de la magie noir)

J'ai vu que pour une solution aqueuse d'acide fort (noté A) , à la concentration C, la "formule" ph=-log(C) ne marche plus. J'ai compris que c'était parce que à une concentration trop faible, il faut prendre en compte l'autoprotolyse de l'eau. Mais quelqu'un pourrait m'expliquer plus rigoureusement et mathématiquement pourquoi ? Et pourquoi cette valeur précise de 10-6 mol/L ? 

Merci d'avance.

Bonjour,

concernant l'exercice avec les ions formiate et les ions ammonium, je te conseille de considérer ce qu'il se passe en terme d'échelle de pH, sur laquelle il faut placer les pKa et les espèces que l'on trouve dans chaque zone. Dans ton cas, il apparaît clairement que les espèces sont déjà dans leur domaine de prépondérance, donc la réaction est peu avancée (d'où la possibilité de faire des approximations). essaie ça et repose des questions si besoin.

Pour ta dernière question, imagine un acide à la concentration 10-8 mol/L. Le pH d'une solution ne contenant qu'un acide serait basique ? Impossible. C'est donc qu'il y a une approximation derrière. De la même façon que le pH est égal à -log[H3O+] n'est pas toujours juste : une solution à 10 mol/L donnerait un pH négatif, chose impossible dans l'eau ? Non plus.

Aux faibles concentrations, l'autoprotolyse de l'eau n'est plus négligeable, donc on la prend en compte. En réalité, elle a toujours lieu, mais son influence est invisible (je te laisse faire le calcul pour une solution à 10-2 avec et sans autoprotolyse de l'eau). C'est à partir de 10-6 qu'on estime que son influence n'est plus négligeable (influence sur la première décimale du pH).

En espérant avoir répondu à ta question, et t'aiguiller dans le "bon sens"