Constante d'acidité et force des acides et bases

Ce chapitre traite des concepts fondamentaux liés à la force des acides et des bases, essentiels pour comprendre les réactions acido-basiques en chimie. Il aborde la constante d'acidité, les diagrammes de prédominance, et la différence entre acides/bases forts et faibles.

Définition: La constante d'acidité Ka d'un couple acide-base AH(aq)/A-(aq) est la constante d'équilibre associée à la réaction entre l'acide AH et l'eau.

La formule de la constante d'acidité est donnée par :

Ka = ([A-] × [H3O+]) / [AH] × c°

où c° est la concentration standard de 1 mol/L.

Vocabulaire: Le pKa est défini comme le logarithme négatif de Ka : pKa = -log(Ka)

Les diagrammes de prédominance sont des outils visuels utiles pour comprendre la distribution des espèces acides et basiques en fonction du pH.

Exemple: Pour un couple acide-base, si pH < pKa, l'acide AH prédomine. Si pH > pKa, la base conjuguée A- prédomine.

Le document présente également la différence cruciale entre les acides et bases forts et faibles :

Highlight: Les acides et bases forts réagissent totalement avec l'eau, tandis que les acides et bases faibles établissent un équilibre.

Des exemples d'acides forts incluent HCl (acide chlorhydrique) et HNO3 (acide nitrique), tandis que CH3COOH (acide éthanoïque) est un exemple d'acide faible.

Le produit ionique de l'eau, noté Ke, est introduit comme une constante fondamentale :

Définition: Ke est la constante d'équilibre associée à l'autoprotolyse de l'eau : H2O + H2O ⇌ H3O+ + HO-

À 25°C, Ke = 10^-14 et pKe = 14.

Enfin, le concept de solution tampon est brièvement mentionné :

Définition: Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu par dilution ou par ajout modéré d'un acide ou d'une base.

Ce chapitre fournit une base solide pour comprendre la force des acides et des bases, essentielle pour les exercices corrigés et les sujets du BAC en Terminale.