Réactions acido-basiques en solution aqueuse

1. Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$. Son taux d'avancement $\tau = 1$.
2. Un acide faible réagit partiellement : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. Son taux d'avancement $\tau < 1$.

💡 À retenir : La force d'un acide dépend de sa capacité à libérer des protons en solution.

1. Écris l'équation de la réaction avec l'eau.
2. Fais le tableau d'avancement.
3. Utilise l'expression de $K_a$ et l'approximation $[H_3O^+] \approx [A^-]$.
4. Applique la formule $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C)$.

💡 À retenir : Cette formule n'est valable que si l'acide est peu dissocié ($\tau < 0,1$).

Oui, pour un acide ou une base, plus la solution est diluée, plus le pH se rapproche de 7.

💡 À retenir : Pour un acide fort, $pH = -\log(C)$, donc si $C$ diminue, $pH$ augmente.

C'est l'état du système où les réactifs ont été mélangés dans les proportions stoechiométriques. Il n'y a plus de réactif limitant.

💡 À retenir : À l'équivalence, le changement de couleur de l'indicateur coloré permet de repérer le point final.

Il faut que le pH à l'équivalence ($pH_E$) soit compris dans la zone de virage de l'indicateur coloré.

💡 À retenir : La zone de virage doit encadrer le saut de pH.

Tu calcules le taux d'avancement $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$. Si $\tau = 1$, c'est total. Si $\tau < 1$, c'est limité.

💡 À retenir : La valeur de $K_a$ ou $pK_a$ donne aussi une indication : plus $pK_a$ est faible, plus l'acide est fort.

Parce que $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$. Dans l'eau pure, $[H_3O^+] = [HO^-]$, donc $[H_3O^+]^2 = 10^{-14}$, d'où $[H_3O^+] = 10^{-7}$.

💡 À retenir : $pH = -\log(10^{-7}) = 7$.

Non, $K_a$ est une constante d'équilibre qui ne dépend que de la température.

💡 À retenir : La dilution modifie les concentrations, mais pas la valeur de $K_a$.

C'est une espèce qui peut agir comme un acide dans un couple et comme une base dans un autre (ex: $HCO_3^-$).

💡 À retenir : L'eau est l'ampholyte le plus courant.

Il faut utiliser la relation $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$.

💡 À retenir : C'est la relation de Henderson-Hasselbalch, très utile pour les solutions tampons.

Oui, si la concentration en ions $H_3O^+$ est supérieure à 1 mol/L, le pH devient négatif.

💡 À retenir : C'est possible pour des acides très concentrés.

$K_a$ est la constante d'acidité (sans unité), $pK_a = -\log(K_a)$.

💡 À retenir : Plus $pK_a$ est petit, plus l'acide est fort.