La constante d

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La constante déquilibre Kc

• Vérification de la validité de la loi daction de
  masse, sur une réaction.

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Rappel sur le calcul du pH

• Le pH, mesure de la concentration en ions H
  dune solution, se calcule de la façon suivante
• - log 10 H pH
• 10-pH H
• Ainsi, une solution de pH 5,64 a une
• concentration en ions H 2,3 x 10-6 mol/L.
• Et une solution de concentration 2,5 x 10-2 mol/L
  dions H aura un pH 1,6.
• Rappel Le pH na pas dunité.

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Les électrolytes forts et faibles

• Les électrolytes forts sont des substances qui,
  lorsque mises en solution, se dissocient
  totalement.
• ex. NaCl (s) ? Na (aq) Cl- (aq) et
• HCl (g) ? H (aq) Cl-
  (aq)

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Les électrolytes forts et faibles

• Les électrolytes faibles sont des substances qui,
  lorsque mises en solution, se dissocient
  partiellement. Un équilibre sétablit entre la
  forme dissociée et non dissociée de la substance.
• ex. Ca(OH)2 (s) ? Ca2 (aq) 2 OH- (aq)
  et
• CH3COOH (aq) ? H (aq)
  CH3COO- (aq)

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Nous utiliserons donc cette dernière équation
pour notre démonstration.

• Il sagit de la dissociation de lacide acétique.
  Il en résulte des protons H et des ions acétate.
• CH3COOH (aq) ? H (aq) CH3COO- (aq)
• À linverse, à partir dions acétate et de
  protons, on peut former de lacide acétique.

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Situation initiale

• Dabord, je pipette un volume de 100 mL de
  solution dacétate de sodium 1,00 mol/L et le
  dépose dans un bécher de 250 mL.
• Il na que des CH3COO- (aq) présents dans la
  solution. (Les ions Na sont négligés ici car ils
  ne sont pas impliqués dans léquilibre.)
• Jajoute 20 mL de solution de HCl 1,00 mol/L à la
  solution dacétate de sodium et jagite bien. Il
  sagit dune source de H, les Cl- étant négligés.

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En réaction

• Tel que le prédit le principe de Le Châtelier, le
  système dont léquilibre est modifié, réagit de
  manière partielle et opposée.
• Ainsi, lajout des H force le système à
  consommer une partie de ces ions qui se lieront
  aux ions acétate pour former de lacide acétique.
• CH3COO- (aq) H (aq) ? CH3COOH (aq)

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A léquilibre

• Il ne restera quune infime proportion dions H
  car la presque totalité aura réagi.
• La concentration dions acétate aura diminué et
  celle de lacide acétique aura augmenté.
• La concentration dions H à léquilibre peut
  être déterminée par la lecture du pH.

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Voyons maintenant le lien avec le Kc

• La constante déquilibre, Kc, est le résultat du
  rapport du produit des concentrations des
  produits sur le produit des concentrations des
  réactifs.
• Selon léquation aA bB ? cC dD
• Le Kc se calcule

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Comment connaître la quantité dions H qui
réagiront ?

• En mesurant le pH de la solution, on trouve la
  quantité dions H à léquilibre.
• Connaissant la quantité initiale, on peut, par
  soustraction, déterminer quelle quantité aura
  réagi et donc quelle sera la concentration de
  lacide acétique formé.
• CH3COO- (aq) H (aq) ? CH3COOH (aq)

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Si les concentrations changent, quadviendra-t-il
du Kc ?

• Regardons lexemple précédent à laide des
  résultats hypothétiques.
• Nous préparerons une solution à partir de 100 mL
  dacétate de sodium et 20 mL dacide
  chlorhydrique. Nous ajouterons, à cette solution
  20 mL dacide chlorhydrique, à trois reprises,en
  prenant soin de lire le pH.
• Nous poserons lhypothèse suivante
• LA VALEUR DU KC EST PAR DÉFINITION UNE CONSTANTE
  DONC DEMEURERA INCHANGÉE MALGRÉ LAJOUT DE H.

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ATTENTION !

• Il faut absolument mettre les concentrations en
  mol/L avant deffectuer les calculs associés au
  Kc.
• Par exemple, dans le bécher préparé plus tôt, il
  y avait 20 mL de HCl 1 M donc 0,02 mol de H qui
  ont été ajoutés au volume de solution dacétate
  de sodium (100 mL).
• La concentration résultante était de 0,02 mol /
  (100 mL20 mL) 0,17 mol/L.

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Tableau des résultats
Mélange pH H
100 mL NaCH3CO2 20 mL de HCl 5,3 5,0 x 10-6
120 mL de mélange 20 mL de HCl 4,9 1,3 x 10-5
140 mL de mélange 20 mL de HCl 4,5 3,2 x 10-5
160 mL de mélange 20 mL de HCl 4,1 7,9 x 10-5
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Exemple pour la première solution
Système à léquilibre H (aq) CH3COO- (aq) ? CH3COOH(aq) H (aq) CH3COO- (aq) ? CH3COOH(aq) H (aq) CH3COO- (aq) ? CH3COOH(aq)
Au départ (en mol/L) 1,7 x 10-1 8,3 x 10-1 0
Réaction (en mol/L) 1,7 x 10-1 1,7 x 10-1 1,7 x 10-1
À léquilibre (en mol/L) 5,0 x 10-6 6,6 x 10-1 1,7 x 10-1
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Exemple pour la deuxième solution
Système à léquilibre H (aq) CH3COO- (aq) ? CH3COOH(aq) H (aq) CH3COO- (aq) ? CH3COOH(aq) H (aq) CH3COO- (aq) ? CH3COOH(aq)
Au départ (en mol/L) 1,4 x 10-1 9,2 x 10-2 2,4 x 10-2
Réaction (en mol/L) 1,4 x 10-1 1,4 x 10-1 1,4 x 10-1
À léquilibre (en mol/L) 1,3 x 10-5 6,4 x 10-1 1,5 x 10-1
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Calcul de Kc

• Complétez les tableaux de la page 233 et concluez
  selon lhypothèse de départ.