Transformations associées à des réactions acide-base

Pour une réaction entre $A_1H$ et $A_2^-$ : $K = \frac{K_{A1}}{K_{A2}} = 10^{pK_{A2} - pK_{A1}}$.

💡 À retenir : $K = 10^{\Delta pK_A}$.

La dilution augmente le taux d'avancement $\tau$. Plus la solution est diluée, plus le pourcentage de molécules dissociées augmente.

💡 À retenir : Dilution = augmentation de $\tau$.

Oui, si la concentration en ions $H_3O^+$ est supérieure à 1 mol/L, alors $pH = -\log[H_3O^+] < 0$.

💡 À retenir : $pH < 0$ est possible pour des acides très concentrés.

1. Écris l'équation de la réaction : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
2. Le réactif limitant est l'acide $AH$ (car l'eau est en excès).
3. Donc $x_{max} = n_{initial}(AH) = C \cdot V$.

💡 À retenir : Pour une réaction avec l'eau, $x_{max}$ est toujours la quantité de matière initiale du soluté.

Non, $K_A$ est une constante d'équilibre. Elle ne dépend que de la température. La concentration modifie l'état d'équilibre (donc le $pH$ et $\tau$), mais pas la valeur de $K_A$.

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

Cela dépend du $pH$ de la solution par rapport au $pK_A$ du couple :

1. Si $pH < pK_A$, l'acide $AH$ prédomine.
2. Si $pH > pK_A$, la base $A^-$ prédomine.
3. Si $pH = pK_A$, $[AH] = [A^-]$.

💡 À retenir : Compare toujours $pH$ et $pK_A$.

Calcule le taux d'avancement final $\tau = \frac{x_f}{x_{max}}$.

1. Si $\tau = 1$, la réaction est totale.
2. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

💡 À retenir : $\tau$ est l'indicateur clé du caractère limité d'une réaction.

Oui, car le produit ionique de l'eau $K_e$ dépend de la température. Par conséquent, les concentrations en ions $H_3O^+$ à l'équilibre changent, ce qui modifie le $pH$.

💡 À retenir : $pH$ est une grandeur thermodépendante.

En supposant que la dissociation est faible ($[H_3O^+] \approx [A^-]$ et $[AH] \approx C$) :

1. $K_A = \frac{[H_3O^+]^2}{C}$
2. $[H_3O^+] = \sqrt{K_A \cdot C}$
3. $pH = -\log(\sqrt{K_A \cdot C}) = 0,5(pK_A - \log C)$.

💡 À retenir : Approximation valable si $\tau < 0,1$.

Parce qu'elle appartient à deux couples : $H_3O^+/H_2O$ (où elle est base) et $H_2O/HO^-$ (où elle est acide).

💡 À retenir : Une espèce amphotère peut réagir comme acide ou comme base.

Non, seulement si la réaction est totale. Dans la plupart des réactions acide-base faibles, $x_f < x_{max}$.

💡 À retenir : $x_f$ est l'avancement réel, $x_{max}$ est l'avancement théorique maximal.

1. Trace un axe gradué en $pH$.
2. Place la valeur du $pK_A$.
3. À gauche du $pK_A$ ($pH < pK_A$), écris la formule de l'acide.
4. À droite du $pK_A$ ($pH > pK_A$), écris la formule de la base.

💡 À retenir : L'acide est toujours du côté des $pH$ acides (faibles).