Fiche de révision : Forces des acides et des bases

📋 Plan du Cours

1. Acides forts et bases fortes
2. Acides faibles et bases faibles
3. Constante d’acidité et pKa
4. pH des acides faibles
5. Calcul par avancement final
6. Applications et résolution numérique

📖 1. Acides forts et bases fortes

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide fort : Espèce chimique qui réagit totalement avec l’eau selon AH(aq) + H2O(l) → A⁻(aq) + H3O⁺(aq).
• Base forte : Espèce chimique qui réagit totalement avec l’eau selon B(aq) + H2O(l) → BH⁺(aq) + HO⁻(aq).

★ À maîtriser

• Pour un acide fort, le taux d’avancement final vaut τ = 1, l’acide AH n’existe pas dans l’eau et la quantité finale d’ions H3O⁺ est approximativement égale à la quantité initiale d’acide AH.

📐 Formule — Le pH d’une solution d’acide fort vérifie $pH=-\log\left(\frac{[H_3O^+]_f}{c^°}\right)$.

📐 Formule — Pour une base forte, le pH vérifie $pH=-\log\left(\frac{[H_3O^+]_f}{c^°}\right)=pK_e+\log\left(\frac{[HO^-]_f}{c^°}\right)$.

Compléments

• Les acides forts cités sont:

  • l’acide chlorhydrique HCl
  • l’acide nitrique HNO3
  • l’acide sulfurique H2SO4
  • l’acide phosphorique H3PO4

• Les bases fortes citées sont:

  • l’hydroxyde de sodium NaOH
  • l’hydroxyde de potassium KOH
  • l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2

💡 Astuce mémo

Fort = réaction totale ; l’espèce initiale disparaît dans l’eau.

📖 2. Acides faibles et bases faibles

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide faible : Espèce chimique qui ne réagit pas totalement avec l’eau selon AH(aq) + H2O(l) ⇌ A⁻(aq) + H3O⁺(aq).
• Base faible : Espèce chimique qui ne réagit pas totalement avec l’eau selon B(aq) + H2O(l) ⇌ BH⁺(aq) + HO⁻(aq).

★ À maîtriser

📌 Dans l’eau, un acide faible et sa base conjuguée coexistent, et il libère moins d’ions H3O⁺ qu’un acide fort.

Compléments

• Les acides faibles cités sont:

  • l’acide éthanoïque CH3COOH
  • l’acide carbonique H2CO3
  • l’acide hypochloreux HClO
  • les acides carboxyliques R–COOH

• Les bases faibles citées sont:

  • l’ammoniac NH3
  • l’ion carbonate CO3²⁻
  • l’ion éthanoate CH3COO⁻
  • les ions carboxylate R–COO⁻

💡 Astuce mémo

Faible = équilibre ; l’espèce initiale et son conjugué coexistent.

📖 3. Constante d’acidité et pKa

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’acidité : Constante d’équilibre de la réaction de l’acide faible avec l’eau.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour la réaction AH(aq) + H2O(l) ⇌ A⁻(aq) + H3O⁺(aq), $K_a=\frac{[A^-]_f[H_3O^+]_f}{[AH]_f c^°}$.

📐 Formule — Le pKa est défini par $pK_a=-\log(K_a)$ et donc $K_a=10^{-pK_a}$.

📌 Un acide AH est d’autant plus fort dans l’eau que le pKa de son couple est petit, tandis qu’une base B est d’autant plus forte que le pKa de son couple est grand.

Compléments

• L’échelle des pKa est graduée de 0, correspondant à H3O⁺ l’acide le plus fort, à 14, correspondant à HO⁻ la base la plus forte.

💡 Astuce mémo

Ka grand → pKa petit → acide plus fort.

📖 4. pH des acides faibles

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour un acide faible, le pH vérifie $pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}\right)$.

📌 Pour un acide faible, la réaction avec l’eau n’est pas totale, le taux d’avancement final vérifie τ < 1 et seule une partie de AH est transformée en H3O⁺.

💡 Astuce mémo

Réaction partielle → coexistence AH/A⁻ → pH déterminé par le rapport des concentrations.

📖 5. Calcul par avancement final

★ À maîtriser

• 🔄 Le calcul de la composition finale suit les étapes suivantes: établir le tableau d’avancement, exprimer Ka avec l’avancement final, simplifier si l’avancement est négligeable devant la quantité initiale, calculer ξf, déterminer la composition et le pH

📐 Formule — Dans l’approximation d’une réaction peu favorable aux produits, l’avancement final vérifie $\xi_f\approx\sqrt{K_a n_{acide,0}V}$.

Compléments

• Pour 2 mol d’acide éthanoïque dans 1 L d’eau avec pKa = 4,8, l’avancement final calculé vaut ξf = 0,0056 mol et le pH de la solution vaut 2,2.

📐 Formule — Dans l’exemple de l’acide éthanoïque, la constante d’acidité s’écrit $K_a=\frac{\xi_f^2}{(n_{acide,0}-\xi_f)V}$.

💡 Astuce mémo

Tableau d’avancement → Ka → approximation → ξf → composition et pH.

📖 6. Applications et résolution numérique

★ À maîtriser

• 🔄 Le programme de calcul suit les étapes suivantes: distinguer l’acide fort de l’acide faible, entrer c0 et Ka pour un acide faible, calculer le discriminant de l’équation du second degré, retenir la solution positive xeq, calculer τf = xeq/c0

• Pour un acide fort, le programme suppose la réaction totale et affiche un taux d’avancement final égal à 1,0.

Compléments

📐 Formule — Pour un acide faible, l’équation exacte de l’avancement final est $\xi_f^2+K_a\xi_f-K_a n_{acide,0}=0$.

• Dans l’exercice sur l’ammoniac, 1,0×10^-2 mol de NH3 dans 1 L d’eau avec pKa = 9,2 conduit à nNH4+ = nHO− = 4,0×10^-4 mol et à un pH de 10,6.

💡 Astuce mémo

Identifier → écrire Ka → résoudre Δ → calculer τf.

📊 Tableaux de synthèse

Force des espèces dans l’eau