Équilibres en solution aqueuse : Acides et bases

C'est simple :

1. Tu calcules le pH théorique comme s'il était fort : $pH_{th} = -\log C$.
2. Tu compares avec le pH mesuré par l'énoncé.
3. Si $pH_{mesuré} = pH_{th}$, l'acide est fort (dissociation totale).
4. Si $pH_{mesuré} > pH_{th}$, l'acide est faible (dissociation partielle).

💡 À retenir : Un acide faible a toujours un pH plus élevé qu'un acide fort de même concentration.

Pour un couple acide/base $AH/A^-$ donné :

1. $K_a$ est la constante d'acidité de $AH$.
2. $K_b$ est la constante de basicité de $A^-$.
3. Leur produit est toujours égal au produit ionique de l'eau : $K_a \times K_b = K_e$.
4. En échelle pK : $pK_a + pK_b = pK_e = 14$ (à $25^\circ C$).

💡 À retenir : Plus un acide est fort (grand $K_a$), plus sa base conjuguée est faible (petit $K_b$).

Pour la réaction d'un acide $AH$ avec l'eau :

1. Écris l'équation : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
2. Identifie $x_f = [H_3O^+] \cdot V = 10^{-pH} \cdot V$.
3. Identifie $x_{max} = C \cdot V$ (si l'acide est le réactif limitant).
4. Calcule $\tau = \frac{x_f}{x_{max}} = \frac{10^{-pH}}{C}$.

💡 À retenir : Si $\tau = 1$ (ou $100%$), la réaction est totale. Si $\tau < 1$, elle est limitée.

À l'équivalence, tout l'acide faible $AH$ a été consommé et transformé en sa base conjuguée $A^-$.

1. La solution contient alors l'espèce $A^-$.
2. Cette base $A^-$ réagit avec l'eau pour produire des ions $OH^-$.
3. La présence de $OH^-$ rend le milieu basique ($pH_E > 7$).

💡 À retenir : Le pH à l'équivalence dépend de la nature des espèces formées.

On utilise un indicateur coloré lors d'un dosage colorimétrique pour repérer l'équivalence.

1. Trouve d'abord le $pH_E$ (par la méthode des tangentes ou donnée).
2. Choisis l'indicateur dont la zone de virage contient la valeur de $pH_E$.

💡 À retenir : Un bon indicateur doit changer de couleur pile au moment de l'équivalence.

Pratiquement non.

1. Le pH d'un tampon dépend du rapport $\frac{[Base]}{[Acide]}$.
2. Lors d'une dilution modérée, les concentrations de la base et de l'acide diminuent dans les mêmes proportions.
3. Le rapport reste constant, donc le pH reste stable.

💡 À retenir : La stabilité du pH face à la dilution est une propriété clé des solutions tampons.

1. Équivalence ($V_E$) : Les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques. $n(acide) = n(base \ ajoutée)$.
2. Demi-équivalence ($V_E/2$) : On a versé la moitié du volume nécessaire pour atteindre l'équivalence. À ce point précis, $[AH] = [A^-]$ et donc $pH = pK_a$.

💡 À retenir : La demi-équivalence permet de déterminer graphiquement le $pK_a$ d'un couple.

Pour un acide faible :

1. Si on dilue la solution (C diminue), l'équilibre se déplace vers la formation de plus d'ions (Loi de dilution d'Ostwald).
2. Par conséquent, $\tau$ augmente.

💡 À retenir : Plus une solution d'acide faible est diluée, plus l'acide est dissocié.

C'est la relation de Henderson-Hasselbalch : $$pH = pK_a + \log\frac{[Base \ conjuguée]}{[Acide]}$$ Elle est valable pour tout mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée à l'équilibre.

💡 À retenir : Si $[Base] > [Acide]$, alors $pH > pK_a$.

Oui, théoriquement.

1. Si la concentration en ions $[H_3O^+]$ est supérieure à $1 mol.L^{-1}$, alors $-\log[H_3O^+]$ devient négatif.
2. Cependant, à ces concentrations très élevées, la formule simplifiée du pH n'est plus rigoureusement exacte (problème d'activité ionique).

💡 À retenir : Dans le programme du Bac, on travaille généralement entre $pH = 0$ et $pH = 14$.

1. Prends le $pK_a$ du couple présent (ex: $CO_2,H_2O / HCO_3^-$ avec $pK_a = 6,1$).
2. Compare le pH au $pK_a$.
3. Ici, $pH (7,4) > pK_a (6,1)$, donc la forme basique ($HCO_3^-$) prédomine.

💡 À retenir : Le diagramme de prédominance est l'outil indispensable pour la biochimie.

Non.

1. $K_e$ est une constante d'équilibre qui ne dépend que de la température.
2. Si tu ajoutes un acide, $[H_3O^+]$ augmente, mais $[OH^-]$ diminue instantanément pour que le produit des deux reste égal à $10^{-14}$ (à $25^\circ C$).

💡 À retenir : $K_e$ est invariant à température constante.