Calculer le pH d'une solution d'acide acétique 0,1 mol·L⁻¹ (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).

[H₃O⁺] = √(Ka × C) = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³ mol·L⁻¹. pH = −log(1,34 × 10⁻³) ≈ 2,87. Vérification : taux d'avancement τ = [H₃O⁺]/C = 1,34 × 10⁻³/0,1 = 1,34% << 10% → approximation valide. pH = ½(4,74 − log(0,1)) = ½(4,74 + 1) = ½(5,74) = 2,87.

On titre 20 mL d'acide chlorhydrique HCl par de la soude NaOH à 0,1 mol·L⁻¹. L'équivalence est atteinte pour 25 mL de NaOH versés. Calculer la concentration de HCl.

À l'équivalence : n(HCl) = n(NaOH). n(NaOH) = C(NaOH) × V(NaOH) = 0,1 × 25 × 10⁻³ = 2,5 × 10⁻³ mol. n(HCl) = 2,5 × 10⁻³ mol. C(HCl) = n/V = 2,5 × 10⁻³ / (20 × 10⁻³) = 0,125 mol·L⁻¹.

Physique-Chimie

Fiche de révision :
Les Réactions Acido-Basiques

Q: Calculer le pH d'une solution d'acide fort HCl de concentration C = 0,01 mol·L⁻¹.

HCl est un acide fort qui se dissocie totalement : HCl → H⁺ + Cl⁻. Donc [H₃O⁺] = C = 0,01 = 10⁻² mol·L⁻¹. pH = −log(10⁻²) = 2. Vérification : pH = 2 < 7 → solution acide, cohérent avec HCl acide fort.

Q: Identifier les couples acide-base conjugués dans la réaction : CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺.

Couple 1 : CH₃COOH / CH₃COO⁻ (l'acide acétique cède un H⁺ pour donner l'acétate). Couple 2 : H₃O⁺ / H₂O (l'eau accepte un H⁺ pour donner l'ion oxonium). L'eau est la base, l'acide acétique est l'acide. La réaction est une réaction d'autoprotolyse de l'eau.

Q: L'acide acétique a un pKa = 4,8. Quelle est la forme prédominante à pH = 6 ?

pH = 6 > pKa = 4,8. Donc pH > pKa → la forme basique A⁻ (acétate CH₃COO⁻) est prédominante. Ka = 10^{−4,8} ≈ 1,6 × 10⁻⁵. Rapport [A⁻]/[AH] = 10^{pH−pKa} = 10^{6−4,8} = 10^{1,2} ≈ 16. L'acétate est 16 fois plus concentré que l'acide acétique.

Q: On titre 20 mL d'acide chlorhydrique HCl par de la soude NaOH à 0,1 mol·L⁻¹. L'équivalence est atteinte pour 25 mL de NaOH versés. Calculer la concentration de HCl.

À l'équivalence : n(HCl) = n(NaOH). n(NaOH) = C(NaOH) × V(NaOH) = 0,1 × 25 × 10⁻³ = 2,5 × 10⁻³ mol. n(HCl) = 2,5 × 10⁻³ mol. C(HCl) = n/V = 2,5 × 10⁻³ / (20 × 10⁻³) = 0,125 mol·L⁻¹.

Les réactions acido-basiques sont au cœur du programme de Chimie Terminale. pH, couples acide/base, constantes Ka et titrages sont régulièrement évalués au bac Physique-Chimie.

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Essayer

PHY

Le pH et les ions H₃O⁺

Définition

Le pH mesure l'acidité d'une solution aqueuse : pH = −log[H₃O⁺]. À 25°C, eau pure : pH = 7 (neutre). pH < 7 : solution acide. pH > 7 : solution basique. La concentration en ions oxonium : [H₃O⁺] = 10^{−pH}. Produit ionique de l'eau : Ke = [H₃O⁺][HO⁻] = 10^{−14} à 25°C.

Question probable

Calculer le pH d'une solution d'acide fort HCl de concentration C = 0,01

mol\cdotL⁻^1

Mnémotechnique

pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^{−pH}. Acide fort : [H₃O⁺] = C (dissociation totale). pH + pOH = 14 à 25°C.

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PHY

Acides et bases selon Brønsted

Définition

Un acide de Brønsted est un donneur de proton H⁺. Une base de Brønsted est un accepteur de proton H⁺. Ils forment des couples acide/base conjugués (AH/A⁻) : AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺. Amphotères (comme H₂O) : peuvent être acide ou base selon leur partenaire.

Question probable

Identifier les couples acide-base conjugués dans la réaction : CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺.

Mnémotechnique

Couple AH/A⁻ : AH perd H⁺ → A⁻. Conjugué = même formule + ou − H⁺. Acide cède, base reçoit. "ACide = donne, BAse = reçoit (AB)."

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PHY

La constante d'acidité Ka et le pKa

Définition

Ka est la constante d'équilibre de la réaction d'un acide faible AH avec l'eau : Ka = [A⁻][H₃O⁺]/[AH]. pKa = −log(Ka). Plus Ka est grand (pKa petit), plus l'acide est fort. À pH = pKa : [AH] = [A⁻]. pH > pKa : forme basique A⁻ dominante. pH < pKa : forme acide AH dominante.

Question probable

L'acide acétique a un pKa = 4,8. Quelle est la forme prédominante à pH = 6 ?

Mnémotechnique

pH > pKa → forme basique (A⁻) domine. pH < pKa → forme acide (AH) domine. pH = pKa → moitié-moitié. "pH dessus pKa : Base prédominante."

3 / 5

PHY

Calcul du pH des acides et bases faibles

Définition

Pour un acide faible AH de concentration C et de constante Ka : [H₃O⁺] =

(K a \cdot C)

(si Ka·C <<

C^{2})

. pH = ½(pKa − log C). Pour une base faible B de constante Kb : pOH = ½(pKb − log C) et pH = 14 − pOH. Ces formules sont valables si le taux d'avancement est < 10%.

Question probable

Calculer le pH d'une solution d'acide acétique 0,1

mol\cdotL⁻^1

(Ka = 1,8

\times

10⁻^5)

Mnémotechnique

Acide faible : pH = ½(pKa − log C). "La moitié de (pKa moins log C)." Vérifier que τ < 10%. Plus C grand → pH plus bas.

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PHY

Le titrage acido-basique

Définition

Le titrage consiste à déterminer la concentration d'une solution (analyte) par réaction quantitative avec une solution de concentration connue (titrant). À l'équivalence, les réactifs sont en proportions stœchiométriques. Détection : indicateur coloré ou pH-mètre. À l'équivalence : n(acide) = n(base).

Question probable

On titre 20 mL d'acide chlorhydrique HCl par de la soude NaOH à 0,1

mol\cdotL⁻^1

. L'équivalence est atteinte pour 25 mL de NaOH versés. Calculer la concentration de HCl.

Mnémotechnique

Équivalence : n(acide) = n(base) → C_a

\times

V_a = C_b

\times

V_b (pour réaction 1:1). Unités : mol =

mol\cdotL⁻^1

\times

L. Ne pas oublier de convertir les mL en L.

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