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A comprehensive guide to équilibre chimique acides et bases and their behavior in aqueous solutions, focusing on acid-base equilibria, pH calculations, and equilibrium constants.

• The document explains the fundamental differences between strong and weak acids/bases in terms of their dissociation in water
• Detailed coverage of pH des solutions acides et basiques calculations and their relationship with concentration
• Introduction to the constante d'acidité Ka et pKa concept and its significance in determining acid strength
• Comprehensive explanation of water's autoprotolysis and its role in acid-base chemistry
• Analysis of equilibrium diagrams and predominance zones for acid-base pairs

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acide faible: transformation = reaction entre acide et eau= pas totale: < 1 AH(aq) + H₂O(l) = A (aq) + H₂o¹+ (aq) L> [H₂+] <C=AH →-> base fa

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Page 2: Acid-Base Strength and pH Relationships

This page delves into the relationship between pKa values and acid strength, including the predominance diagrams for acid-base pairs.

Definition: The larger the pKa value of an acid-base pair, the weaker the acid and the stronger its conjugate base.

Highlight: When concentrations of acid and conjugate base are equal, the pH equals the pKa of the acid.

Example: The predominance diagram shows that when pH < pKa, the acid form (AH) predominates, and when pH > pKa, the base form (A⁻) predominates.

Vocabulary: Predominance refers to which species (acid or base) is present in higher concentration at a given pH.

acide faible: transformation = reaction entre acide et eau= pas totale: < 1 AH(aq) + H₂O(l) = A (aq) + H₂o¹+ (aq) L> [H₂+] <C=AH →-> base fa

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Page 3: Water Autoprotolysis and Acid-Base Equilibria

This page explains the autoprotolysis of water and its implications for acid-base chemistry.

Definition: Water autoprotolysis is the self-ionization of water molecules to produce hydronium and hydroxide ions.

Example: 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ with Ke = 10⁻¹⁴ at 25°C

Highlight: In pure water and neutral solutions, [H₃O⁺] = [OH⁻]

Vocabulary: Amphoteric refers to water's ability to act as both an acid and a base.

Quote: "In all aqueous solutions at 25°C, Ke = [H₃O⁺]eq × [OH⁻]eq = 10⁻¹⁴"

acide faible: transformation = reaction entre acide et eau= pas totale: < 1 AH(aq) + H₂O(l) = A (aq) + H₂o¹+ (aq) L> [H₂+] <C=AH →-> base fa

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Page 1: Weak and Strong Acids and Bases

This page introduces the fundamental concepts of acid-base chemistry and their behavior in aqueous solutions. The content focuses on the differences between weak and strong acids/bases and their reactions with water.

Definition: A weak acid (AH) undergoes partial dissociation in water, forming an equilibrium with its conjugate base (A⁻) and hydronium ions (H₃O⁺).

Example: The reaction of a weak acid can be written as: AH(aq) + H₂O(l) ⇌ A⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

Highlight: Strong acids and bases undergo complete dissociation in water, resulting in a reaction extent (τ) of 1.

Vocabulary: Ka (acid dissociation constant) represents the equilibrium constant for an acid's dissociation in water, while pKa is the negative logarithm of Ka.

Example: For methanoic acid (HCO₂H), pH = 2.9 with τ = 0.13, demonstrating partial dissociation characteristic of weak acids.

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