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Les réactions chimiques (acide-base et autres) tendent vers un état d’équilibre dynamique dans lequel les réactions directe et inverse se font à des vitesses égales. On peut démontrer que pour une réaction : aA + bB ↔ cC + dD (réactifs A et B, produits C et D, coefficients stoechiométriques a,b,c,d), les concentrations des réactifs et des produits satisfont à l’équilibre toujours une certaine relation, indépendamment des concentrations initiales des réactifs, telle que :   ( [C]c [D]d) / ([A]a [B]b) = constante = K = appelée constante d’équilibre (loi d’action de masse, [Massenwirkungsgesetz, law of mass action] ). Puisque K est en général très petit et peut varier grandement, on préférera utiliser une notation logarithmique: _ pK = -log K _

système capable de “neutraliser” H+ et OH- et donc de minimiser ΔpH (résultant de l’adjonction de H+ ou OH-).

Solution tampon consiste d’un acide faible (tampon acide) et de sa base conjuguée faible (tampon basique).

Réaction : HA ↔ H+ + A (acide ↔ H+ + base), avec équilibre défini par constante d’équilibre, K = [H+][base] / [acide]. Puisque

 

1. Proximité du pK du tampon au pH de la solution. Si pK tampon ~ pH solution, cela signifie que [HBuf] ~ [Buf-]. Puisque somme [Buf-] + [HBuf] est constante dans système fermé (c.a.d sans perte de tampon vers l’extérieur), l’addition d’un acide fort ou d’une base forte change ratio [Buf-]/[HBuf] le moins quand [Buf-] = [Hbuf]. Ceci est illustré par la raideur de la courbe de titration au niveau du pK du tampon. En plus, le système minimise les changements de [H+] dans les deux directions.   2. Concentration des réactifs. Si conc.↑ dans solution, il y a “neutralisation” de plus grandes quantités de H+ ou OH-, donc le système est plus efficace à minimiser les changements de pH.