Fiche révision N° 08 Force des acides et des bases

Fiche de révision

QCM QUESTY

Force des acides et des bases

Cours

1)- Notions et Points Importants

2)- Formules Fondamentales et Unités

3)- Définition du pH

4)- Produit ionique de l'eau (Ke)

5)- Solution d'un Acide Fort ou d'une Base Forte

6)- Constante d'acidité (K_A et pK_A)

7)- Relation fondamentale d'Henderson

8)- Diagrammes de Prédominance et Distribution

9)- Astuces, Erreurs et Pièges à Éviter

II- Fiche de révision : force des acides et des bases

III- Fiche mémo express :

I- 📝 FICHE DE RÉVISION : FORCE DES ACIDES ET DES BASES

1)- Notions et Points Importants

- Acide / Base (selon Brønsted) :

- Un acide est une espèce capable de céder au moins un ion hydrogène ion hydrogène H⁺.

- Une base est une espèce capable de capter au moins un ion hydrogène ion hydrogène H⁺.

- Espèce amphotère (ou ampholyte) :

- Une espèce chimique qui peut se comporter à la fois comme l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.

- Exemple emblématique :

- L'eau H₂O (ℓ) est la base du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ) et l'acide du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

- Autoprotolyse de l'eau :

- Réaction acido-basique très limitée ayant lieu dans toute solution aqueuse, par laquelle deux molécules d'eau réagissent ensemble :

- 2 H₂O (ℓ) ⇌ H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq)

- Acide fort vs Acide faible :

- Un acide fort réagit de manière totale avec l'eau ( τ = 1, flèche simple →).

- Un acide faible réagit de manière limitée avec l'eau ( τ < 1, double flèche ⇌ ).

- Base forte vs Base faible :

- Une base forte réagit de manière totale avec l'eau.

- Une base faible réagit de manière limitée avec l'eau (⇌).

2)- Formules Fondamentales et Unités

- Toutes les concentrations intermédiaires s'expriment en mol . L^–1.

- Les constantes K_e, pK_e, K_A, pK_A et le pH sont sans unité.

- C⁰ = 1,0 mol . L^–1représente la concentration standard (généralement omise mais essentielle pour la cohérence des unités).

3)- Définition du pH

- définition du pH

- [H₃O⁺] = C⁰ . 10^–pH

4)- Produit ionique de l'eau (K_e)

- Lorsque l’équilibre chimique est atteint :

- Q_r,éq = [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq = K

- Valeur numérique de K_e : à 25 °C, le pH de l’eau pure vaut 7,0 :

- Q_r,éq = [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq = K_e ≈ 1,0 × 10^–14

5)- Solution d'un Acide Fort ou d'une Base Forte (de concentration apportée C)

- Pour un acide fort : pH = – log C ( 10^–2 mol . L^–1 ≤ C ≤ 10^–6 mol . L^–1)

- Pour une base forte : [HO^–]= C => pH = 14 + log C (10^–2 mol . L^–1 ≤ C ≤ 10^–6 mol . L^–1)

6)- Constante d'acidité (K_A et pK_A)

- Pour tout couple acide / base faible AH (aq) / A^– (aq),

- associé à l'équilibre :

AH (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^–(aq)

- expression Ka

- pK_A = – log K_A soit : K_A = 10^–pKA

7)- Relation fondamentale d'Henderson

- relation pH et pKA

8)- Diagrammes de Prédominance et Distribution

diagramme de prédominance

- La relation d'Henderson permet de dresser un diagramme de prédominance :

- Si pH < pK_A => [AH] > [A^–] : L'acide prédomine.

- Si pH = pK_A => [AH] = [A^–] : Les deux espèces ont la même concentration.

- Si pH > pK_A => [AH] < [A^–] : La base conjuguée prédomine

- Comparaison des forces :

- Un acide est d'autant plus fort que le pK_A de son couple est petit (ou K_A grand).

- Une base est d'autant plus forte que le pK_A de son couple est grand (ou K_A petit).

9)- Astuces, Erreurs et Pièges à Éviter

- ⚠️ Le piège de la température : Le pH de neutralité n'est égal à 7,0 qu'à 25 °C.

- Comme K_e dépend de la température (il augmente quand T augmente), à 60 °C par exemple, pK_e = 13,0 , une solution neutre aura alors un pH = 6,5 !

- La vraie définition de la neutralité est toujours : [H₃O⁺] = [HO^–] .

- ⚠️ Erreur de formule de pH :

- N'appliquez jamais la formule pH = – log C si l'acide mentionné est faible (comme l'acide éthanoïque (CH₃COOH).

- Cette formule n'est valable que pour un acide fort (comme HCl ) qui se dissocie totalement.

- 💡 Astuce pour les indicateurs colorés :

- Un indicateur coloré change de couleur (zone de virage) lorsque le pH de la solution traverse sa propre zone [ pK_Ai –1 ≥ pH ≥ pK_Ai +1 ]

- Pensez à l'exemple classique du B.B.T. (Zone de virage verte entre 6,0 et 7,6).

- 💡 L'effet nivelant de l'eau :

- Dans l'eau, il n'existe aucun acide plus fort que l'ion oxonium H₃O⁺ et aucune base plus forte que l'ion hydroxyde HO^– .

- Les pK_A des couples faibles mesurables dans l'eau sont donc tous compris entre 0 (couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq)) et 14 (couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq)).

II- Fiche de révision : force des acides et des bases

Cette fiche regroupe l’essentiel à retenir pour réviser rapidement le chapitre : définitions, relations à connaître, unités et pièges classiques.

Rubrique

À retenir

Points

importants

Un acide cède un proton H⁺ ;

une base capte un proton H⁺.

Un couple acide/base s’écrit toujours acide / base conjuguée : AH / A^–.

Une réaction acido-basique correspond à un transfert de proton entre deux couples.

L’eau est amphotère : elle appartient aux couples H₃O⁺ / H₂O et H₂O / HO^–.

À 25 °C, une solution est acide si pH < 7, neutre si pH = 7 et basique si pH > 7.

Notions

importantes

Un acide fort ou une base forte réagit totalement avec l’eau :

le taux d’avancement final vaut τ = 1.

Un acide faible ou une base faible réagit partiellement :

τ < 1 et un état d’équilibre est atteint.

Plus le pK_A d’un couple est petit, plus l’acide est fort ; plus le pK_A est grand,

plus la base conjuguée est forte.

Le diagramme de prédominance permet de savoir quelle espèce domine :

si pH < pK_A, AH prédomine ;

si pH > pK_A, A^– prédomine ;

si pH = pK_A, les deux concentrations sont égales.

Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguée en concentrations voisines.

Formules

Fondamentales

avec unités

pH = – log [H₃O⁺] ; le pH est sans unité et [H₃O⁺] s’exprime en mol . L^–1.

[H₃O⁺] = C⁰ × 10^–pH, avec C⁰ = 1,0 mol . L^–1.

À 25 °C : K_e = [H₃O⁺] × [HO^–] = 1,0 × 10^–14 et pK_e = 14.

Pour un acide fort dilué : pH = – log C, avec C en mol . L^–1.

Pour une base forte diluée à 25 °C : pH = 14 + log C, avec C en mol . L^–1.

K_A = ([H₃O⁺] × [A^–]) / [AH] ; K_A est sans unité. pK_A = – log K_A.

Relation de prédominance : pH = pK_A + log([A^–] / [AH]).

Avancement : τ = x_f / x_max, sans unité.

Astuces, erreurs

et pièges à éviter

Ne pas confondre H⁺ et H₃O⁺ en solution aqueuse :

en pratique, le proton est porté par l’eau.

Toujours écrire l’acide à gauche et la base conjuguée à droite dans un couple AH / A^–.

Vérifier le sens de la flèche :

simple flèche pour une transformation totale,

double flèche pour un équilibre.

Ne pas oublier les unités des concentrations : mol . L^–1.

À 25 °C seulement, on utilise directement pK_e = 14.

Ne pas appliquer pH = – log C à un acide faible :

cette formule est réservée aux acides forts dilués.

Ne pas appliquer pH = 14 + log C à une base faible.

Pour comparer deux acides, regarder le pK_A :

le plus petit pK_A correspond à l’acide le plus fort.

Pour une base, c’est l’inverse :

la base la plus forte appartient au couple de plus grand pK_A.

III- Fiche mémo express : force des acides et des bases

Objectif : retenir l’essentiel du chapitre en moins de deux minutes.

Mémo	À retenir tout de suite
Acide / base	Acide : donne H⁺. Base : capte H⁺. Couple : AH / A^–.
pH	À 25 °C : pH < 7 : acide ; pH = 7 : neutre ; pH > 7 : basique.
Fort / faible	Fort : réaction totale, τ = 1. Faible : réaction limitée, τ < 1.
Formules flash	pH = – log [H₃O⁺] ; K_e = [H₃O⁺] × [HO^–] = 1,0 × 10^–14 ; pK_A = – log K_A.
pK_A	Plus pK_A est petit, plus l’acide est fort. Plus pK_A est grand, plus la base conjuguée est forte.
Piège classique	Ne jamais utiliser pH = – log C pour un acide faible, ni pH = 14 + log C pour une base faible.