1.3. - Si pH = pKa, [A−]f = [AH]f : les espèces acide et basique ont la même concentration en solution. - Si pH <pKa, [A−]f < [AH]f : l'espèce acide prédomine. - Si pH >pKa, [A−]f > [AH]f : l'espèce basique prédomine.
On l'appelle point de demi-équivalence car il correspond à la situation dans laquelle la moitité de l'acide initialement présent a réagi avec HO- pour donner sa base conjuguée. On a alors égalité de concentration entre l'acide titré et sa base conjuguée, d'où pH=pKa .
Comment calculer le pKa à partir du pH ? - Quora. Dans une réaction acide+H20 la constante d'acidité (Ka) = concentration des produits/concentration des réactifs.
Un acide A appartenant à un couple acide-base de pKa négatif sera donc totalement transformé en ions H3O+ : on dit qu'il s'agit alors d'un acide fort. Un acide A appartenant à un couple acide-base de pKa positif ne sera que partiellement transformé en ions H3O+ : on dit qu'il s'agit alors d'un acide faible.
Le pH initial de la solution est pHinitial = pKa – log ([acide]/[base]) = 4.75 – log (1/1) = 4.75. Le nouveau pH sera : pH = pKa – log ( 1.1 / 0.9 ) = 4.75 – 0.09 = 4.66 Le pH n'aura varié que de 0.09 unité.
On peut savoir si on a un acide fort ou faible à partir de sa dissociation : S'il se dissocie totalement en solution, il s'agit d'un acide fort. S'il ne se dissocie que partiellement, il est considéré comme un acide faible.
Une base faible est une base qui ne se dissocie que partiellement en solution. Une base forte est une base qui se dissocie complètement en solution. K b est une constante d'équilibre modifiée pour la dissociation des bases faibles. Elle est représentée par l'équation K b = [ B H ] + [ O H − ] [ B ] .
Cet acide AH est considéré comme faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale : AH (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq). On utilise la double flèche pour préciser que la réaction n'est pas totale.
À partir de la relation entre le pH et la concentration en ions oxonium, il est possible d'en déduire le pH : pH = - log([[H3O+]) = - log(1.10-3 ) = 3 Le pH de cette solution aqueuse est donc égal à 3 et nous sommes en présence d'un acide fort car le pH est très largement inférieur à 7.
On définit aussi le pKa du couple acide/Base : pKa = - log Ka soit Ka = 10 –pKa. La constante d'acidité Ka d'un couple acide-base mesure la force de la forme acide du couple : plus la constante d'acidité est grande (ou pKa faible) plus l'acide est dissocié, et plus il est fort.
Si le pH est compris entre 0 et 7, on a une solution acide. Si le pH vaut 7, on a une solution neutre. Si le pH est compris entre 7 et 14, on a une solution basique ou alcaline.
Définition du pKa
On utilise généralement le Pka plutôt que le Ka pour déterminer la force d'un acide. On remarque que plus l'acide est fort plus le pKa est petit. En effet, si celui est fortement dissocié, la concentration [AH] devient faible.
En effet, si [A–]>[AH], [A–]/[AH]>1, donc log([A–]/[AH])>0 et donc pH>pKa. A l'inverse, si [A–]<[AH], [A–]/[AH]<1, donc log([A–]/[AH])<0 et donc pH<pKa.
Si on nous demande de calculer le pH, il faut utiliser la relation pH = –log([H3O+]). Si on nous demande de calculer la concentration en quantité de matière d'ions oxonium, il faut utiliser la relation [H3O+] = 10–pH.
6. La valeur du pKa dans l'équation de la courbe modélisée correspond à l'ordonnée à l'origine. pKA = 4,74 ± 0,05 ⇒ la valeur de référence à 25°C fait bien partie de l'intervalle de confiance à 95%.
On classe les acides faibles en fonction de leur constante d'acidité, c'est-à-dire en fonction de leur capacité à plus ou moins se dissocier en présence d'eau. On considère qu'un acide est faible lorsque son pKa est supérieur à −1,74 à 25 °C (pKa du cation hydronium H3O+).
Exemple : Pour un acide faible de pKa = 5 et C0 = 10-3 mol.
Un acide fort est un acide qui s'ionise totalement dans une solution aqueuse, sa dissociation est totale. Un acide faible est un acide qui s'ionise que partiellement, il se crée dont un équilibre avec sa base conjuguée.
Base forte
Comme exemples de bases fortes, citons NaOH (hydroxyde de sodium), KOH (hydroxyde de potassium), LiOH (hydroxyde de lithium), Ca(OH)2 (hydroxyde de calcium), RbOH (hydroxyde de rubidium) et Ba(OH)2 (hydroxyde de baryum).
Sur ce point, c'est l'acide fluoroantimonique HF·SbF5 qui est le plus puissant, capable de protoner à peu près n'importe quel matériau (verre, plastique, or, air, eau...). Il est tellement corrosif qu'il doit être conservé dans une bouteille en Téflon, le seul matériau qui lui résiste.
NH3 est une base faible. Son ionisation est partielle et un équilibre s'établit avec les produits de l'hydrolyse. Ici, l'eau cède un proton qui est capté par l'ammoniac. H2O agit donc dans cet équilibre comme un acide.
On a une solution contenant ca· "a du sel de la base conjuguée de notre acide faible (de l'acétate de sodium dans notre exemple). Nous avons donc une solution d'une base faible et le pH peut être estimé à partir de l'équation approchée : pH = 7 + 1/2 pKa + 1/2 log ( ca· "a / c0 ).
On construit une échelle de pKA en positionnant à gauche de l'axe les acides et à droite les bases. On retrouve bien qu'un acide est d'autant plus fort que son pKA est faible. Une base est d'autant plus forte que son pKA est fort.