Karteikarten: Principes fondamentaux des acides et bases — 22 Karten

Acide selon Bronsted — définition ?

Espèce capable de libérer un ion H+.

Base selon Bronsted — définition ?

Espèce capable de capter un ion H+.

Couple acide/base conjugués — exemple ?

AH / A–, liés par une réaction réversible.

Réaction acide Bronsted — exemple ?

AH <> A– + H+.

Réaction base Bronsted — exemple ?

B + H+ => BH+.

Acide fort — dissociation ?

Total en solution aqueuse.

Exemples acides forts — noms ?

HCl, H2SO4, HNO3, HBr.

Dissociation acide fort — formule ?

AH → A– + H+.

Acide fort — concentration en H+ ?

Égale à la concentration initiale.

Base forte — dissociation ?

Totale en solution aqueuse.

Exemples bases fortes — noms ?

NaOH, KOH.

Dissociation base forte — formule ?

BOH → B+ + OH–.

Concentration OH– base forte — égale à ?

Concentration initiale de la base.

Acide faible — caractéristique ?

Dissocie partiellement, équilibre KA.

Constante d’acidité — symbole ?

KA.

pKA — définition ?

– log KA, force relative de l’acide.

Base faible — relation KA / KB ?

KA × KB = 10⁻¹⁴.

pH d’un acide faible — formule ?

pH = pKA + log([base]/[acide]).

Solution tampon — composition ?

Acide faible + base conjuguée.

Formule de Henderson-Hasselbalch — pH ?

pH = pKA + log([A–]/[HA]).

Indicateur coloré de pH — principe ?

Changement de couleur selon la forme prédominante.

Relation pH et pKi — formule ?

pH = pKi – log([In–]/[HIn]).