Transformations liées aux réactions acide-base

La valeur du produit ionique de l'eau $K_e$ à $25^\circ C$ est toujours égale à $1,0 \times 10^{-14}$.

💡 À retenir : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$.

Oui, pour un acide faible, plus la solution est diluée (C faible), plus le taux d'avancement $\tau$ augmente, et donc le pH augmente. Pour un acide fort, le pH est directement lié à la concentration initiale par $pH = -\log(C)$.

💡 À retenir : La dilution augmente toujours le pH d'une solution acide.

Non, $K_A$ est une constante d'équilibre qui ne dépend que de la température. La dilution modifie les concentrations à l'équilibre, mais leur rapport reste constant à température fixe.

💡 À retenir : $K_A$ est indépendante de la concentration initiale.

1. Compare le pH de la solution au $pK_A$ du couple.
2. Si $pH < pK_A$, l'acide (AH) prédomine.
3. Si $pH > pK_A$, la base ($A^-$) prédomine.
4. Si $pH = pK_A$, les deux espèces ont la même concentration.

💡 À retenir : Le diagramme de prédominance est l'outil clé pour comparer les concentrations.

1. Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $\tau = 1$. Il n'y a plus d'acide AH dans la solution.
2. Un acide faible réagit partiellement avec l'eau : $\tau < 1$. Il existe un équilibre chimique entre AH, $A^-$ et $H_3O^+$.

💡 À retenir : La réaction d'un acide fort est totale, celle d'un acide faible est limitée.

1. Calcule $[H_3O^+]_{eq}$ avec la formule $10^{-pH}$.
2. Détermine $x_f = [H_3O^+]_{eq} \cdot V$.
3. Détermine $x_{max}$ en supposant la réaction totale : $x_{max} = C \cdot V$.
4. Fais le rapport $\tau = x_f / x_{max} = [H_3O^+]_{eq} / C$.

💡 À retenir : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$.

Les concentrations en ions oxonium dans les solutions aqueuses varient sur des échelles très larges (de $10^{-1}$ à $10^{-14}$ mol/L). Le logarithme permet de ramener ces valeurs à une échelle simple et lisible comprise entre 0 et 14.

💡 À retenir : Le pH est une échelle logarithmique de l'acidité.

Pour une réaction entre un acide $AH_1$ et une base $A_2^-$ :

1. Écris l'équation : $AH_1 + A_2^- \rightleftharpoons A_1^- + AH_2$.
2. Utilise la formule $K = \frac{K_{A1}}{K_{A2}}$.
3. $K_{A1}$ est la constante du couple de l'acide réactif, $K_{A2}$ celle du couple de l'acide formé.

💡 À retenir : $K = 10^{pK_{A2} - pK_{A1}}$.

Dans les réactions acide-base, l'eau joue le rôle de solvant et peut agir comme acide (couple $H_2O/HO^-$) ou comme base (couple $H_3O^+/H_2O$). Elle est donc souvent un réactif.

💡 À retenir : L'eau est une espèce amphotère.

Il faut comparer les $pK_A$ des deux couples. La réaction est favorisée dans le sens où l'acide le plus fort réagit avec la base la plus forte pour donner l'acide le plus faible et la base la plus faible.

💡 À retenir : La réaction est d'autant plus totale que la différence $\Delta pK_A$ est grande.

C'est un couple acide-base dont les deux formes (acide et base) ont des couleurs différentes. On l'utilise pour repérer le point d'équivalence d'un titrage.

💡 À retenir : La zone de virage est l'intervalle de pH où l'indicateur change de couleur.

En toute rigueur, le pH dépend de l'activité des ions $H_3O^+$. Cependant, dans les solutions diluées, on peut assimiler l'activité à la concentration molaire, ce qui est l'approximation utilisée au lycée.

💡 À retenir : $pH \approx -\log[H_3O^+]$ est une approximation valable pour $C < 10^{-1} mol/L$.