$$pH=-\log\left(\frac{[H_3O^+]_f}{c^°}\right)$$
Explication
Le pH dépend du logarithme décimal opposé de la concentration finale en ions H₃O⁺ rapportée à la concentration standard. Utiliser la concentration d’AH ou inverser le rapport ne correspond pas à cette définition.
AH(aq) + H₂O(l) ⇌ A⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
Explication
Un acide faible ne réagit pas totalement avec l’eau : sa transformation est décrite par un équilibre entre AH, A⁻ et H₃O⁺. La flèche simple correspond à une réaction totale, caractéristique d’un acide fort.
L’acide et sa base conjuguée coexistent, avec une production limitée d’ions H₃O⁺.
Explication
La réaction partielle d’un acide faible établit un équilibre où AH et A⁻ coexistent, et elle forme moins d’ions H₃O⁺ qu’un acide fort. La disparition complète de l’acide et la production maximale d’ions oxonium décrivent plutôt un acide fort.
AH(aq) + H₂O(l) → A⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
Explication
Un acide fort réagit totalement avec l’eau en transférant un proton à H₂O, ce qui forme A⁻ et H₃O⁺. L’écriture avec une double flèche décrit au contraire un équilibre associé à un acide faible.
Il réagit totalement avec l’eau, transformant complètement l’acide en ions H3O⁺ et A⁻.
Explication
Un acide fort réagit totalement avec l’eau, ce qui signifie que le taux d’avancement final est de 1, et l’acide initial disparaît complètement. Contrairement à un acide faible, il ne reste pas d’acide non dissocié dans la solution.
Il réagit totalement avec l’eau, disparaissant en tant qu’espèce initiale.
Explication
Un acide fort réagit totalement avec l’eau, ce qui signifie que son taux d’avancement final est égal à 1, et l’acide initial n’est plus présent dans la solution. La réaction totale est AH(aq) + H2O(l) → A⁻(aq) + H3O⁺(aq).
Elle mesure la force relative d’un acide faible en indiquant son degré de dissociation dans l’eau.
Explication
La constante d’acidité ($K_a$) quantifie l’équilibre de dissociation d’un acide faible, reflétant sa force relative. Contrairement à un acide fort, elle ne donne pas directement la concentration d’ions, mais indique la tendance à libérer des ions H3O+.
$K_a$ mesure la force d’un acide en quantifiant son degré de dissociation, tandis que le pKa est une échelle logarithmique de cette force.
Explication
La constante d’acidité ($K_a$) quantifie la force d’un acide en mesurant son degré de dissociation dans l’eau, alors que le pKa est simplement le logarithme négatif de $K_a$, servant d’échelle pour comparer la force des acides faibles.
Il permet de déterminer la concentration finale en H3O+ et le pH de la solution.
Explication
Le calcul par avancement final permet d’estimer la concentration en ions H3O+ et donc le pH pour une réaction d’acide faible. La méthode ne suppose pas que l’acide se comporte comme un acide fort, mais qu’il réagit partiellement, avec un avancement final inférieur à 1.
On établit le tableau d’avancement, exprime Ka en fonction de l’avancement final, puis calcule ξf pour obtenir la composition et le pH.
Explication
La méthode consiste à établir un tableau d’avancement, exprimer Ka en fonction de l’avancement final, puis calculer cet avancement pour déterminer la composition et le pH. La réponse incorrecte ignore la nécessité de l’analyse d’équilibre spécifique aux acides faibles.
Mémorisez les réponses avec 11 flashcards sur Forces des acides et des bases.
Qu'est-ce qu'un acide fort selon sa réaction avec l'eau ?
Un acide fort réagit totalement avec l'eau selon AH + H2O → A⁻ + H3O⁺.
Quelle est la formule du pH d'une solution d'acide fort ?
Le pH est donné par .
Qu'est-ce qu'un acide faible selon sa réaction avec l'eau ?
Une espèce chimique qui ne réagit pas totalement avec l'eau selon AH + H2O ⇌ A⁻ + H3O⁺.
Consultez la fiche de révision complète sur Forces des acides et des bases.
Voir la fiche →Importe ton cours et l'IA génère des QCM avec corrections en 30 secondes.
Générateur de QCM