Constante de dissociation

Définir la constante de dissociation

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Constante de dissociation Kd

Pour une dissociation générale :

$$A_a{B}_b\rightleftharpoons aA+bB$$.

La formule de la constante de dissociation est :

$$K_d=\frac{[A{]}^a[B{]}^b}{[A_a{B}_a]}$$

Où [A] est la concentration de l'espèce A, [B] est la concentration de l'espèce B, [_AaBb] est la concentration de l'espèce _AaBa, et _Kd est la constante de dissociation.

La constante de dissociation peut être utilisée pour des choses comme la dissociation d'un complexe de coordination (composé avec un centre métallique lié à plusieurs autres espèces appelées ligands) ou la dissociation d'un sel.

Par exemple, voici la dissociation de [Ag(_NH3)2]⁺ (un complexe de coordination) :

$$Ag(N{H}_3{)}_2^{+}\rightleftharpoons A{g}^{+}+2N{H}_3$$$.

$$K_d=\frac{[A{g}^{+}][N{H}_3{]}^2}{[Ag(N{H}_3{)}_2^{+}]}$$

Et voici la dissociation de NaCl (un sel) :

$$NaCl\rightleftharpoons N{a}^{+}+C{l}^{-}$$$

$$K_d=\frac{[N{a}^{+}][C{l}^{-}]}{[NaCl]}$$

Constante de dissociation de l'acide

Où [H_3O^+] est la concentration de l'ion hydronium, [^A-] est la concentration de la base conjuguée et [HA] est la concentration de l'acide.

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Ici, la concentration (notre axe des ordonnées) est mesurée en molarité (moles/litre).

Les acides faibles ont tendance à ne se dissocier que partiellement, ce qui signifie que la concentration de ces ions est plus faible que celle des acides plus forts.

Le tableau ci-dessous présente quelques acides et leurs constantes de dissociation, de la plus forte à la plus faible :

En général, les acides forts sont ceux qui ont un_Ka>1, car ils se dissocient complètement.

Constante de dissociation des bases

Comme pour la constante de dissociation de l'acide, il y a deux façons de l'écrire :

1) L'eau est incluse

Pour une dissociation générale :

$$B_{(aq)}+H_2{O}_{(l)}\rightleftharpoons B{H}_{(aq)}^{+}+O{H}_{(aq)}^{-}$$.

Où B est notre base et ^BH+ notre acide conjugué.

L'équation de_Kb est la suivante :

$$K_b=\frac{[B{H}^{+}][O{H}^{-}]}{[B]}$$

Où [BH^+] est la concentration de l'acide conjugué, [^OH-] est la concentration de l'ion hydroxyde et [B] est la concentration de la base.

2) L'eau est exclue

Pour une dissociation générale :

$$BO{H}_{(aq)}\rightleftharpoons B_{(aq)}^{+}+O{H}_{(aq)}^{-}$$$.

Où BOH est notre base et B^+ est l'acide conjugué.

L'équation de_{Kb est la suivante} :

$$K_b=\frac{[B^{+}][O{H}^{-}]}{[BOH]}$$

Comme pour_Ka, l'ampleur de_Kb détermine la force d'une base. Cependant, au lieu que la force provienne de la concentration de ^H+/H3O+, elle provient plutôt de la concentration de ^OH-.

Voici un tableau présentant quelques bases courantes et leurs valeurs de_Kb:

Constante de dissociation de l'eau

Sur cette base, nous pouvons constater qu'une augmentation de la température entraîne une augmentation de la dissociation