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Rayane
27/07/2025
Physique/Chimie
Acide/Base et Force des Acides et des Bases
1 488
•
27 juil. 2025
•
Rayane
@rayane173
La théorie de Brønsted acide base conjuguédéfinit les acides... Affiche plus
![I] Théorie de Brønsted
1° Définition: Acide : capable de fournir un ion H* I Base : capable de capter un ion H*
2° Couples acides-bases: AH/](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FeEHtUTQWMEDucbcMvykn_image_page_1.webp&w=2048&q=75)
L'autoprotolyse de l'eau est un phénomène fondamental présent dans toutes les solutions aqueuses. Elle se produit lorsque deux molécules d'eau réagissent pour former un ion hydronium (H3O+) et un ion hydroxyde (HO-).
Equation: 2 H₂O ⇌ H3O+ + HO-
Cette réaction est caractérisée par le produit ionique de l'eau, noté Ke, qui est constant à une température donnée. À 25°C, Ke = 1,0 x 10-14.
Vocabulary: Le pKe est défini comme -log Ke, et vaut 14 à 25°C.
La force des acides et des bases est un concept crucial en chimie. Elle détermine leur comportement en solution aqueuse et leur réactivité.
Les acides forts réagissent totalement avec l'eau, donnant un taux d'avancement final (τf) de 1. Pour une solution diluée d'acide fort de concentration C, le pH est donné par :
pH = -log C
Les acides faibles, en revanche, ne réagissent que partiellement avec l'eau, conduisant à un équilibre où coexistent l'acide non dissocié (AH), sa base conjuguée (A-) et l'ion hydronium (H3O+). Pour ces acides, le pH est supérieur à -log C.
Highlight: La force d'un acide ou d'une base influence directement le pH de la solution et sa réactivité chimique.
De manière similaire, les bases fortes réagissent totalement avec l'eau, tandis que les bases faibles établissent un équilibre. Pour une base forte de concentration C, le pH est donné par :
pH = pKe + log C
Example: Pour une solution de soude (NaOH, base forte) à 0,1 mol/L à 25°C, le pH serait : 14 + log(0,1) = 13.
![I] Théorie de Brønsted
1° Définition: Acide : capable de fournir un ion H* I Base : capable de capter un ion H*
2° Couples acides-bases: AH/](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FeEHtUTQWMEDucbcMvykn_image_page_2.webp&w=2048&q=75)
La constante d'acidité Ka est un paramètre fondamental pour caractériser la force des acides faibles. Elle est définie comme la constante d'équilibre de la réaction de dissociation de l'acide dans l'eau :
Ka = ([A-] × [H3O+]) / [AH]
où [A-], [H3O+] et [AH] sont les concentrations à l'équilibre de la base conjuguée, de l'ion hydronium et de l'acide non dissocié respectivement.
Définition: Le pKa est défini comme -log Ka et permet de comparer facilement la force des acides et des bases sur une échelle de 0 à 14.
Le diagramme de prédominance est un outil visuel puissant pour représenter la prédominance des formes acide ou basique d'un couple en fonction du pH. Il est basé sur l'équation de Henderson-Hasselbalch :
pH = pKa + log([A-] / [AH])
Highlight: À pH = pKa, les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales.
Le diagramme de distribution, quant à lui, montre le pourcentage des espèces acide et basique d'un même couple en fonction du pH. Il offre une représentation plus détaillée de l'évolution des concentrations relatives.
Example: Pour l'acide acétique (CH3COOH, pKa = 4,76), à pH 4,76, le diagramme de distribution montrerait 50% d'acide acétique et 50% d'ion acétate.
Ces outils sont essentiels pour comprendre et prédire le comportement des acides et des bases dans diverses conditions, ce qui est crucial dans de nombreux domaines, de la chimie analytique à la biochimie.
Vocabulary:
- Amphotère: Espèce chimique pouvant agir comme acide ou base.
- Taux d'avancement final (τf): Rapport entre l'avancement final et l'avancement maximal d'une réaction.
- Produit ionique de l'eau (Ke): Constante caractérisant l'autoprotolyse de l'eau.
La maîtrise de ces concepts permet une compréhension approfondie des équilibres acido-basiques, fondamentale pour de nombreuses applications en chimie et biologie.
![I] Théorie de Brønsted
1° Définition: Acide : capable de fournir un ion H* I Base : capable de capter un ion H*
2° Couples acides-bases: AH/](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FeEHtUTQWMEDucbcMvykn_image_page_3.webp&w=2048&q=75)
La théorie de Brønsted constitue le fondement de notre compréhension moderne des acides et des bases. Elle définit un acide comme une espèce chimique capable de fournir un ion H+, tandis qu'une base est capable de capter cet ion. Cette définition permet d'établir le concept de couples acide-base, notés AH/A-, où AH représente l'acide et A- sa base conjuguée.
Définition: Un couple acide-base est formé par un acide AH et sa base conjuguée A-, liés par l'équation AH ⇌ A- + H+.
Il est important de noter l'existence d'espèces amphotères, capables de jouer à la fois le rôle d'acide et de base selon le contexte. L'eau (H₂O) en est un exemple parfait, pouvant agir comme acide en formant H3O+ ou comme base en formant HO-.
Exemple: H₂O + H+ → H3O+ (l'eau agit comme base) H₂O → HO- + H+ (l'eau agit comme acide)
Les réactions acido-basiques sont au cœur de nombreux processus chimiques. Elles impliquent le transfert d'un ion H+ d'un acide A₁H vers une base A₂, résultant en la formation de la base conjuguée A₁- et de l'acide conjugué A₂H. L'équation générale de cette réaction s'écrit :
A₁H + A₂ ⇌ A₁- + A₂H
Highlight: La compréhension des réactions acido-basiques est cruciale pour analyser de nombreux phénomènes en chimie, biologie et sciences de l'environnement.
Notre compagnon IA est spécialement conçu pour répondre aux besoins des étudiants. Sur la base des millions d'éléments de contenu que nous avons sur la plateforme, nous pouvons fournir des réponses vraiment significatives et pertinentes aux étudiants. Mais il ne s'agit pas seulement de réponses, le compagnon a encore plus pour but de guider les élèves dans leurs défis d'apprentissage quotidiens, avec des plans d'étude personnalisés, des quiz ou des éléments de contenu dans le chat et une personnalisation à 100% basée sur les compétences et les développements de l'étudiant.
Tu peux télécharger l'application dans Google Play Store et dans l'App Store d'Apple.
Oui, tu as un accès entièrement gratuit à tous les contenus de l'appli, tu peux chatter ou suivre les créateurs à tout moment. De plus, nous proposons Knowunity Premium, qui te permet de réviser sans limites!
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L'application est très facile d'utilisation et bien conçue. Jusqu'à présent, j'ai trouvé tout ce que je cherchais et j'ai pu apprendre beaucoup de choses grâce aux présentations ! Je vais certainement utiliser l'application pour un travail en classe ! Et comme source d'inspiration personnelle, elle est bien sûr aussi très utile.
Stefan S
utilisateur iOS
Cette application est vraiment super. Il y a tellement de fiches de révision et d'aide, [...]. Par exemple, la matière qui me pose problème est le français et l'appli a un choix d'aide très large. Grâce à cette application, je me suis améliorée en français. Je la recommanderais à tout le monde.
Samantha Klich
utilisatrice Android
Waouh, je suis vraiment abasourdi. J'ai essayé l'application parce que je l'avais déjà vue plusieurs fois dans la publicité et j'ai été absolument choquée. Cette appli est L'AIDE dont on rêve pour l'école et surtout, elle propose tellement de choses, comme des rédactions et des fiches qui m'ont personnellement TRÈS bien aidé.
Anna
utilisatrice iOS
Meilleur application je voulais m'entraîner pour mes maths puis j'ai tout compris d'un coup c'est mon nouveau prof maintenant 🤣🤣
Thomas R
utilisateur d' Android
super application pour réviser je révise tout les soirs
Esteban M
utilisateur d'Android
Permet de vraiment comprendre les cours sous forme de fiches de révisions déjà faites ! Incroyable, je recommande vraiment
Leny
utilisateur d'Android
L'application est tout simplement géniale ! Il me suffit de taper mon sujet dans la barre de recherche et je le vérifie très rapidement. Je ne dois plus regarder 10 vidéos YouTube pour comprendre quelque chose et j'économise ainsi mon temps. Je te le recommande !
Sudenaz Ocak
utilisateur Android
Cette application m'a vraiment fait m'améliorer ! J'étais vraiment nul en maths à l'école et grâce à l'appli, je suis meilleur en maths ! Je suis tellement reconnaissante que vous ayez créé cette application.
Greenlight Bonnie
utilisateur Android
PARFAIT 🌟 💕🔥 ça facilite Vrmt la révision avec des fiches de révisions fascinants✨🥰
Khady
utilisatrice d'Android
Je conseille vraiment ! je galère à avoir des cours clairs et ça aide énormément !!
Claire
utilisatrice iOS
C’est vraiment mais vraiment la meilleurs appli au début de l’année au collège jetait une élève perturbatrice et j’avais 9 de moyenne générale plus précisément 9,68... Et la un de mes potes me donne cette appli pour réviser c’était incroyable y’a des fiche de révision des quiz bref grâce à cette appli je suis passé de 9,68 à 17,40 trop contente 🤩🤩
Raoul
utilisateur IOS
Knowunity est vraiment une application incroyable elle est pour tous les âges et s’adapte à tous les niveaux.Elle permet de mieux comprendre et apprendre. Cette application est super pour les devoirs et pour les contrôles je la recommande à tous le monde petit ou grands
Ella
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Rayane
@rayane173
La théorie de Brønsted acide base conjugué définit les acides et bases selon leur capacité à échanger des protons H+. Les réactions acido-basiquesimpliquent un transfert de H+ entre un acide et une base. L'autoprotolyse de l'eau est un équilibre... Affiche plus
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L'autoprotolyse de l'eau est un phénomène fondamental présent dans toutes les solutions aqueuses. Elle se produit lorsque deux molécules d'eau réagissent pour former un ion hydronium (H3O+) et un ion hydroxyde (HO-).
Equation: 2 H₂O ⇌ H3O+ + HO-
Cette réaction est caractérisée par le produit ionique de l'eau, noté Ke, qui est constant à une température donnée. À 25°C, Ke = 1,0 x 10-14.
Vocabulary: Le pKe est défini comme -log Ke, et vaut 14 à 25°C.
La force des acides et des bases est un concept crucial en chimie. Elle détermine leur comportement en solution aqueuse et leur réactivité.
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pH = -log C
Les acides faibles, en revanche, ne réagissent que partiellement avec l'eau, conduisant à un équilibre où coexistent l'acide non dissocié (AH), sa base conjuguée (A-) et l'ion hydronium (H3O+). Pour ces acides, le pH est supérieur à -log C.
Highlight: La force d'un acide ou d'une base influence directement le pH de la solution et sa réactivité chimique.
De manière similaire, les bases fortes réagissent totalement avec l'eau, tandis que les bases faibles établissent un équilibre. Pour une base forte de concentration C, le pH est donné par :
pH = pKe + log C
Example: Pour une solution de soude (NaOH, base forte) à 0,1 mol/L à 25°C, le pH serait : 14 + log(0,1) = 13.
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La constante d'acidité Ka est un paramètre fondamental pour caractériser la force des acides faibles. Elle est définie comme la constante d'équilibre de la réaction de dissociation de l'acide dans l'eau :
Ka = ([A-] × [H3O+]) / [AH]
où [A-], [H3O+] et [AH] sont les concentrations à l'équilibre de la base conjuguée, de l'ion hydronium et de l'acide non dissocié respectivement.
Définition: Le pKa est défini comme -log Ka et permet de comparer facilement la force des acides et des bases sur une échelle de 0 à 14.
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pH = pKa + log([A-] / [AH])
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Example: Pour l'acide acétique (CH3COOH, pKa = 4,76), à pH 4,76, le diagramme de distribution montrerait 50% d'acide acétique et 50% d'ion acétate.
Ces outils sont essentiels pour comprendre et prédire le comportement des acides et des bases dans diverses conditions, ce qui est crucial dans de nombreux domaines, de la chimie analytique à la biochimie.
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Définition: Un couple acide-base est formé par un acide AH et sa base conjuguée A-, liés par l'équation AH ⇌ A- + H+.
Il est important de noter l'existence d'espèces amphotères, capables de jouer à la fois le rôle d'acide et de base selon le contexte. L'eau (H₂O) en est un exemple parfait, pouvant agir comme acide en formant H3O+ ou comme base en formant HO-.
Exemple: H₂O + H+ → H3O+ (l'eau agit comme base) H₂O → HO- + H+ (l'eau agit comme acide)
Les réactions acido-basiques sont au cœur de nombreux processus chimiques. Elles impliquent le transfert d'un ion H+ d'un acide A₁H vers une base A₂, résultant en la formation de la base conjuguée A₁- et de l'acide conjugué A₂H. L'équation générale de cette réaction s'écrit :
A₁H + A₂ ⇌ A₁- + A₂H
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