Degré d’ionisation et constate d’ionisation

Rappel

Ionisez les molécules suivantes :

-- H2SO4 

-- Hcl ?

Motivation

Quelle est l’unité de la température ?

Annonce du sujet

Qu'allons-nous voir aujourd'hui?

Analyse

Qu'est-ce que le degré d'ionisation?

Qu'est-ce que la loi d'action de masse?

III. Synthèse  

Que vaut le αi pour les électrolytes  forts et les électrolytes faibles ?

La procédure d'ionisation

H₂SO₄ =  2H⁺² ⇌ 2H⁺²+SO₄^2-

Hcl = HCl -->H⁺+Cl^-

L'unité de la température est le degré Celsius.

Aujourd'hui, nous allons voir le degré d’ionisation et constate d’ionisation.

Le degré d'ionisation

Définition : le degré d’ionisation ou degré de dissociation ou encore coefficient de dissociation αi d’un électrolyte est le rapport entre le nombre n’ de  moles ionisées et le nombre total n de moles dissoutes.

αi= n'/n

Le degré d'ionisation αi varie de 0 à 1 (0<αi<1)

si αi=0 (n'=0) l'ionisation est nulle,

si αi=1 (n'=n) l'ionisation est totale ou complète,

En général, pour les électrolytes décemolaires :

si &>0,1, l'électrolyte est fort,

si αi<0,1, l'électrolyte est faible.

1. Application de la loi de masse

En considérant un électrolyte faible du type AmBn d’équation d’ionisation :  AmBn ⇌mAⁿ⁺ nB^m-

K: Constante d'ionisation, elle dépend de la température,

Dans les cas des acides et bases faibles, on a:

Acides faibles (Hr)

L'équation s'écrit: Hr ⇌ H⁺+r^-

La constante d'ionisation s'écrit:

Bases faibles (mOH)

L'équation s'écrit:

mOH ⇌ m⁺+OH^-

Pour les électrolytes faibles αi<0,1 Tandis que pour les électrolytes forts αi>0,1