Bonjour,
On peut essayer de simplifier au maximum les explications, mais arrive un moment où ce n'est pas possible : si tu poses des questions sur les réactions acido-basiques, c'est d'un niveau de terminale S, donc cela suppose qu'il faut des prérequis pour comprendre les explications. Sinon, c'est peine perdue. Et malgré les efforts et la bonne volonté de ceux qui vont te répondre, si on ne sait pas quel est ton niveau en chimie, on ne peux pas deviner ce que l'on peut donner comme explications ou pas.
A mon avis, et sans vouloir t'offenser, ce n'est pas sur un forum (celui-ci ou un autre) que tu pourras obtenir un niveau suffisant en chimie. Il y a des professeurs pour cela, et si TES professeurs ne suffisent pas, il y a des cours particuliers possibles. Dans ta ville, il y a une grand université, et tu devrais pouvoir facilement trouver un étudiant de Licence 2e ou 3e année de chimie qui propose des cours de chimie. As-tu pensé à cela ? Petite annonce à la fac ?
Ici, sur un forum, on peut donner des explications, répondre à certains points qui posent problème, mais on peut difficilement tout reprendre depuis la base. Comprends-tu ?
Ma première observation de tes messages est que tu utilises des mots à la place d'autres. C'est le signe que tu ne comprends pas bien la différence entre les deux, sinon tu ne ferais pas l'erreur.
Par exemple "
dissolution" à la place de "
dissociation" :
- La
dissolution, c'est quand une substance, solide (poudre, cristaux...), liquide ou gazeuse, que l'on appelle alors le
soluté, voit ses molécules ou ses ions se disperser au milieu des molécules du
solvant (l'eau par exemple), pour former un ensemble homogène. Un solvant ne peut accepter qu'une quantité maximale de soluté, c'est-à-dire qu'il arrive un moment où, si on ajoute du soluté, celui-ci ne se dissout plus dans le solvant. Par exemple : ajouter du sel ($NaCl$) dans de l'eau, il arrive un moment où le sel ne se dissout plus, on dit que l'on est arrivé à
saturation. Bien souvent, la dissolution s'accompagne d'une dissociation.
- La
dissociation c'est quand une substance se sépare en plusieurs fragments (souvent ioniques) : par exemple $CH_3COOH$ se dissocie en $CH_3COO^- + H^+$ ; ou quand $NaCl$ se dissocie en $Na^+ + Cl^-$. Ainsi, un acide pur mélangé à de l'eau subit une dissolution (si l'eau est bien majoritaire), et d'une dissociation (plus ou moins totale). Si la dissociation est totale, on parle d'acide fort. Si la dissociation est partielle, on parle d'acide faible.
Pour donner une mesure de cette dissociation, les chimistes parlent de $pK_a$ :
$$pK_a = -log(K_a)$$
et inversement :
$$K_a = 10^{-pK_a}$$
où $K_a$ est la constante de dissociation qui s'exprime à partir des concentrations des espèces en solution :
$$K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$$
Par exemple si j'ai un acide de $pK_a = 2$, cela signifie que $K_a = 10^{-2} = 0,01$ et donc que :
$$K_a = 0,01 = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$$
soit :
$$[A^-][H_3O^+] = 0,01 \times [AH]$$
Tu vois ici que sur la quantité totale d'acide $AH$ mélangé à l'eau, lorsque l'équilibre sera atteint, seule une petite partie est dissociée en $A^-$ et $H_3O^+$, le reste est sous forme de $AH$, non dissocié. Si tu poses par exemple que $[AH] = 2 \;mol/L$, alors le produit $[A^-][H_3O^+]$ vaut $0,02 \;mol/L$, ce qui est faible devant 2. C'est un acide faible.
Tu confonds le pH et le pKa : le pH est une mesure de la concentration en ions $H_3O^+$ d'une solution :
$$ pH = -log [H_3O^+]$$
D'après l'expression du $pK_a$, tu peux arriver à une expression du $pH$ :
$$ pK_a = -log(K_a) = -log\left( \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]} \right)$$
$$ pK_a =-log\left( \frac{[A^-]}{[AH]} \right) - log [H_3O^+]$$
$$ pK_a =-log\left( \frac{[A^-]}{[AH]} \right) + pH$$
d'où :
$$ pH = pK_a + log\left( \frac{[A^-]}{[AH]} \right) $$
- Est-ce que le pH d'un acide fort est égale à zero ?
Cette question n'a aucun sens : tout dépend de la
concentration de l'acide fort dans l'eau, et donc de la quantité de cet acide que tu mets dans un certain volume d'eau. Si je mets une goutte d'acide fort dans une bassine d'eau, ce n'est pas pareil que si je mets 1 L d'acide fort dans 1 L d'eau.
Tu veux peut-être demander "Quel est le $pK_a$ d'un acide fort ?" ? D'après-toi, en regardant la définition du $pK_a$ que se passe-t-il si la dissociation est totale ? Vers quelle valeur tend $pK_a$ ?
A propos du goût acide : oui la saveur acide est liée à la concentration des ions $H_3O^+$ mais attention cela peut être trompeur. Ainsi, un vinaigre acide dans lequel on ajoute du sucre, est bien acide au sens chimique, mais sa saveur (sur la langue) ne sera plus ressentie comme acide. D'autre part, il existe des aliments qui ont un goût proche de l'acidité, mais qui ne sont pas acide. Ne pas confondre avec l'astringence.
A propos du parallèle entre acide/base et oxydant/réducteur : oui on peut dire que les acides et bases réagissent comme des couples. Quand un acide cède un proton $H^+$, celui-ci va nécessairement sur une autre espèce qui jour le rôle de base en acceptant ce proton. Ne serait que $H_2O$ qui devient $H_3O^+$. Ainsi, on peut dire que, face à un acide, $H_2O$ se comporte comme une base, et que $H_3O^+$ est l'acide conjugué de $H_2O$. Tout comme $CH_3COO^-$ est la base conjuguée de $CH_3COOH$.
Mais $H_2O$ se comporte aussi comme un acide, face à une base… On dit alors que l'eau est un
amphotère (peut se comporter à la fois comme un acide, et comme une base).
On peut avoir des réactions entre acides et bases, en dehors de l'eau, à "l'état sec" comme tu dis. Par exemple le chlorure d'hydrogène sur l'ammoniac, qui sont des gaz :
$$HCl(g) + NH_3(g) \rightarrow NH_4Cl(s)$$
(ce dernier est un sel : $NH_4^+,Cl^-$ non dissocié, puisqu'il n'est pas dans l'eau)
Pour des cours en ligne, voir :
-
http://www.lachimie.net
-
http://uel.unisciel.fr
