Relation entre pH et concentration

Cette page approfondit la relation entre le pH et la concentration des acides et bases forts. Elle fournit des formules essentielles pour calculer le pH des solutions d'acides forts et de bases fortes.

Définition: Pour un acide fort, $H3O+$f = C, donc pH = -log C, où C est la concentration en soluté apporté.

Highlight: Pour une base forte, pH = pKe + log C

Le document présente également une liste des acides et bases couramment utilisés :

• Acides forts : acide chlorhydrique, acide nitrique
• Acides faibles : acide éthanoïque et tous les acides carboxyliques
• Bases fortes : hydroxyde de sodium
• Bases faibles : ammoniac et toutes les amines

La page introduit ensuite le concept de constante d'acidité Ka et son pKa associé.

Définition: La constante d'acidité Ka d'un couple acide-base AH/A⁻ est la constante d'équilibre associée à l'équation : AH$aq$ + H₂O $l$ ⇌ A⁻$aq$ + H3O+ $aq$

Vocabulary: pKa = -log Ka

Highlight: Plus la valeur de Ka est élevée, plus l'acide est fort et plus sa base conjuguée est faible. Plus la valeur du pKa est élevée, plus l'acide est faible et plus sa base conjuguée est forte.

Ces concepts sont essentiels pour comprendre la force des acides et des bases et sont fréquemment utilisés dans les exercices corrigés sur acide fort/base forte.

Prédominance des espèces acido-basiques

Cette page se concentre sur la prédominance des espèces acido-basiques en fonction du pH. Elle introduit une relation importante entre le pH, le pKa et les concentrations des espèces acides et basiques.

Highlight: Pour tout couple acide-base AH/A⁻, on a la relation : pH = pKa + log$[A⁻]éq/[AH]éq$

Cette relation, souvent appelée équation de Henderson-Hasselbalch, est cruciale pour déterminer la prédominance des espèces en solution.

Définition: Une espèce A est prédominante par rapport à une espèce B si $A$ > $B$

Le document présente ensuite les règles de prédominance :

• Si pH > pKa, alors la base A⁻ prédomine
• Si pH < pKa, alors l'acide AH prédomine
• Si pH = pKa, alors $A⁻$éq = $AH$éq : aucune espèce ne prédomine

Ces règles sont essentielles pour comprendre le comportement des acides et bases en solution et sont souvent utilisées dans les exercices corrigés sur la force des acides et des bases.

Example: Pour l'acide éthanoïque $CH3COOH$ avec un pKa de 4,8, si le pH de la solution est 3,8, l'acide prédomine car 3,8 < 4,8.

Cette page fournit des outils importants pour analyser la force des acides et des bases dans différentes conditions de pH, ce qui est crucial pour de nombreuses applications en chimie.

Diagrammes de distribution et de prédominance

Cette page présente deux outils graphiques essentiels pour visualiser la prédominance des espèces acido-basiques en fonction du pH : le diagramme de distribution et le diagramme de prédominance.

Définition: Le diagramme de distribution d'un couple acide-base AH/A⁻ représente les pourcentages de l'acide et de la base de ce couple, dans une solution, en fonction du pH de cette dernière.

Le diagramme de distribution montre comment les proportions relatives de l'acide et de sa base conjuguée varient avec le pH. Il est particulièrement utile pour visualiser la zone autour du pKa, où les deux espèces sont présentes en quantités significatives.

Highlight: À pH = pKa, les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales, chacune représentant 50% des espèces en solution.

Définition: Le diagramme de prédominance d'un couple acide-base AH/A⁻ représente les domaines de prédominance de l'acide et de la base en fonction du pH de la solution.

Le diagramme de prédominance est une version simplifiée du diagramme de distribution, montrant uniquement quelle espèce prédomine à chaque valeur de pH.

Example: Pour un acide avec un pKa de 5, le diagramme de prédominance montrerait AH prédominant pour pH < 5 et A⁻ prédominant pour pH > 5.

Ces diagrammes sont des outils visuels puissants pour comprendre la force des acides et des bases et sont souvent utilisés dans les exercices corrigés sur la force des acides et des bases en Terminale.

Indicateurs colorés acido-basiques

Cette page introduit le concept d'indicateurs colorés acido-basiques, des outils essentiels pour visualiser le pH d'une solution et déterminer le point d'équivalence lors des titrages acido-basiques.

Définition: Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide-base InH/In⁻ dont l'acide et la base n'ont pas la même teinte.

Les indicateurs colorés changent de couleur en fonction du pH de la solution, permettant ainsi une estimation visuelle du pH.

Highlight: La zone de virage d'un indicateur coloré est le domaine de pH pour lequel la solution prend la teinte sensible de l'indicateur coloré.

Le document présente un diagramme montrant comment la prédominance des formes acide $InH$ et basique $In⁻$ de l'indicateur varie avec le pH :

• À pH < pKa : InH prédomine, la solution a la teinte de l'espèce acide
• À pH = pKa : Aucune forme ne prédomine, la solution a la teinte sensible
• À pH > pKa : In⁻ prédomine, la solution a la teinte de l'espèce basique

Example: Le bleu de bromothymol, un indicateur couramment utilisé, a une zone de virage entre pH 6,0 et 7,6. Il est jaune en milieu acide et bleu en milieu basique.

Les indicateurs colorés sont des outils pratiques pour étudier la force des acides et des bases et sont fréquemment utilisés dans les exercices corrigés sur la force des acides et des bases en Terminale. Ils permettent de visualiser concrètement les changements de pH lors des réactions acido-basiques.

Forces des acides et des bases

Ce chapitre introduit les concepts fondamentaux des acides et bases en chimie. Il définit les acides et bases forts et faibles, et explique leur comportement dans l'eau.

Définition: Un acide fort réagit totalement avec l'eau, tandis qu'un acide faible réagit partiellement. De même pour les bases fortes et faibles.

Exemple: Acide fort avec l'eau : AH $aq$ + H₂O $l$ → A⁻$aq$ + H3O+ $aq$ Acide faible avec l'eau : AH $aq$ + H₂O $l$ ⇌ A⁻$aq$ + H3O+ $aq$

Le document présente également l'autoprotolyse de l'eau et introduit le concept de produit ionique de l'eau $Ke$.

Highlight: La constante d'équilibre associée à l'autoprotolyse de l'eau est appelée produit ionique de l'eau Ke, qui ne dépend que de la température.

Vocabulary: pKe = -log Ke

À 25°C, pKe = 14 et Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴.

Cette introduction pose les bases pour comprendre les forces des acides et des bases, un concept crucial en chimie qui sera développé dans les pages suivantes.