Constantes de dissociation et couples acide-base

Terminale Technologique · Physique-Chimie Terminale Technologique

À retenir

• pK_a = -(K_a) et K_a = 10^-pK_a. • Acide plus fort : K_a grand, pK_a petit. • Base plus forte : K_a petit, pK_a grand.

Le cours

1. Constante d'acidité et pKa Pour un couple acide faible / base faible AH/A^-, la réaction de l'acide avec l'eau est limitée : AH + H_2O A^- + H_3O^+. Sa constante d'équilibre K_a mesure l'avancement de cette dissociation. On utilise plus souvent son logarithme changé de signe : pK_a = - K_a K_a = 10^-pK_a • Plus K_a est grand (plus pK_a est petit), plus l'acide est dissocié dans l'eau : il est plus fort. • Plus pK_a est grand, plus la base conjuguée est forte. • Une différence d'une unité de pK_a correspond à un facteur 10 sur K_a. 2. Quelques couples à connaître (à 25 °C) • Acide lactique / ion lactate : pK_a = 3,9. • Acide méthanoïque / ion méthanoate : pK_a = 3,8. • Acide éthanoïque / ion éthanoate : pK_a = 4,8. • Ion ammonium / ammoniac (NH_4^+/NH_3) : pK_a = 9,2. Mini-exemple : K_a(lactique) = 10^-3,9 1,3 10^-4 et K_a(éthanoïque) = 10^-4,8 1,6 10^-5 : le K_a de l'acide lactique est environ 8 fois plus grand : il est plus dissocié. 3. Diagramme de prédominance Si pH pK_a, la forme basique A^- prédomine ; à pH = pK_a, les deux formes ont la même concentration. Exemple : à pH = 7, l'ammoniac (pK_a = 9,2) est presque entièrement sous la forme NH_4^+.

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