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Transformations liées aux réactions acide-base — Résumé de cours

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma

Cours complet

Contenu du cours

p K_{a}

est la frontière : en dessous, la forme acide domine ; au-dessus, la forme basique. À

pH = p K_{a}

exactement, les deux formes sont en quantités égales.

1. Rappel : couple acide/base et réaction acido-basique

Selon la théorie de Brønsted, un acide $H A$ cède un proton $H^{+}$ et une base $A^{-}$ le capte. Le couple $H A / A^{-}$ est relié par la demi-équation $H A ⇌ A^{-} + H^{+}$ . Une réaction acido-basique correspond à un transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre : $H A_{1} + A_{2}^{-} ⇌ A_{1}^{-} + H A_{2}$ . L'eau, solvant, intervient aussi comme couple $H_{3} O^{+} / H_{2} O$ et $H_{2} O / H O^{-}$ .

2. Constante d'acidité $K_{a}$ d'un couple acide/base

Dissous dans l'eau, un acide $H A$ réagit selon $H A (a q) + H_{2} O (ℓ) ⇌ A^{-} (a q) + H_{3} O^{+} (a q)$ . Cet équilibre est caractérisé par la constante d'acidité du couple, notée $K_{a}$ :

$K_{a} = \frac{[ A ^{-} ] _{e q} \times [ H _{3} O ^{+} ] _{e q}}{[ H A ] _{e q}}$

Les concentrations sont en mol/L (rapportées à $C^{\circ} = 1 mol.L^{- 1}$ , ce qui rend $K_{a}$ sans unité). $K_{a}$ ne dépend que de la température et mesure la force de l'acide : plus $K_{a}$ est grand, plus $H A$ se dissocie facilement dans l'eau.

3. $p K_{a}$ d'un couple acide/base

Pour manipuler des valeurs de $K_{a}$ souvent très petites, on définit le $p K_{a}$ :

$p K_{a} = - lo g (K_{a}) soit K_{a} = 1 0^{- p K_{a}}$

Plus $K_{a}$ est grand, plus $p K_{a}$ est petit : un acide plus fort a un $p K_{a}$ plus faible (voire négatif). À 25°C, le couple $H_{3} O^{+} / H_{2} O$ a $p K_{a} = 0$ et le couple $H_{2} O / H O^{-}$ a $p K_{a} = 14$ , liés au produit ionique de l'eau $K_{e} = 1 0^{- 14}$ .

4. Relation d'Henderson-Hasselbalch

En prenant le logarithme décimal de $K_{a}$ et en utilisant $p H = - lo g [H_{3} O^{+}]$ , on obtient la relation d'Henderson-Hasselbalch, reliant $p H$ , $p K_{a}$ du couple $H A / A^{-}$ et concentrations à l'équilibre :

$p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$

Le $p H$ ne dépend que du $p K_{a}$ et du rapport des concentrations des deux formes, pas de leurs valeurs absolues.

5. Diagramme de prédominance

Le diagramme de prédominance représente, sur un axe des $p H$ , les domaines où chaque espèce est majoritaire :

si $p H < p K_{a}$ : $[A^{-}] < [H A]$ , l'acide $H A$ prédomine ;
si $p H > p K_{a}$ : $[A^{-}] > [H A]$ , la base $A^{-}$ prédomine ;
si $p H = p K_{a}$ : $[A^{-}] = [H A]$ , frontière du diagramme.

6. Diagramme de distribution (pourcentages)

Le diagramme de distribution donne, pour chaque $p H$ , le pourcentage de chaque espèce :

$% H A = \frac{1}{1 + 1 0 ^{p H - p K_{a}}} et % A^{-} = \frac{1}{1 + 1 0 ^{p K_{a} - p H}}$

Les deux courbes se croisent au point $p H = p K_{a}$ (50% chacune). Dès que $p H ⩽ p K_{a} - 1$ ou $p H ⩾ p K_{a} + 1$ , une espèce dépasse 90% : elle prédomine très largement.

7. Solution tampon : définition et propriétés

Une solution tampon contient, en quantités comparables, un acide faible $H A$ et sa base conjuguée $A^{-}$ ( $p H$ proche du $p K_{a}$ à $\pm 1$ unité). Son $p H$ varie très peu par ajout modéré d'acide ou de base, par dilution modérée, et au cours du temps. Si $[H A] = [A^{-}]$ , $p H = p K_{a}$ : efficacité maximale.

8. Préparation d'une solution tampon et applications

Une solution tampon se prépare en mélangeant un acide faible et sa base conjuguée (ex. $C H_{3} C O O H$ et $C H_{3} C O O N a$ ), ou par demi-neutralisation d'un acide faible par une base forte, d'où $p H = p K_{a}$ à la demi-équivalence d'un titrage. Les solutions tampons régulent le $p H$ du sang ( $\approx 7, 4$ , couples $H_{2} C O_{3} / H C O_{3}^{-}$ et $H_{2} P O_{4}^{-} / H P O_{4}^{2 -}$ ) et servent à étalonner les pH-mètres.

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : $p H$ d'un mélange tampon acide éthanoïque / éthanoate

On mélange un volume $V_{A} = 150 mL$ d'une solution d'acide éthanoïque $C H_{3} C O O H$ de concentration $C_{A} = 0, 20 mol.L^{- 1}$ avec un volume $V_{B} = 400 mL$ d'une solution d'éthanoate de sodium $C H_{3} C O O N a$ de concentration $C_{B} = 0, 10 mol.L^{- 1}$ . On donne $p K_{a} (C H_{3} C O O H / C H_{3} C O O^{-}) = 4, 8$ .

Quantités de matière apportées : $n (H A) = C_{A} \times V_{A} = 0, 20 \times 0, 150 = 0, 030 mol$ et $n (A^{-}) = C_{B} \times V_{B} = 0, 10 \times 0, 400 = 0, 040 mol$ .

Rapport des quantités de matière : $\frac{n ( A ^{-} )}{n ( H A )} = \frac{0 , 040}{0 , 030} = 1, 33$ .

$p H$ du mélange (Henderson-Hasselbalch) : $p H = p K_{a} + lo g (1, 33) = 4, 8 + 0, 12 = 4, 9$ (arrondi).

Vérification : le mélange contient légèrement plus de base $A^{-}$ que d'acide $H A$ ( $n (A^{-}) > n (H A)$ ), il est donc cohérent que le $p H$ obtenu ( $4, 9$ ) soit légèrement supérieur au $p K_{a}$ ( $4, 8$ ). Ce $p H$ appartient bien à la zone tampon $[3, 8; 5, 8]$ .

Exemple résolu 2 : diagramme de distribution du couple $N H_{4}^{+} / N H_{3}$

Le couple ammonium/ammoniac $N H_{4}^{+} / N H_{3}$ a pour $p K_{a} = 9, 2$ . Déterminer les pourcentages de chaque espèce à $p H = 9, 2$ puis à $p H = 8, 2$ .

À $p H = p K_{a} = 9, 2$ : $\frac{[ N H _{3} ]}{[ N H _{4}^{+} ]} = 1 0^{(9, 2 - 9, 2)} = 1 0^{0} = 1$ , donc $[N H_{3}] = [N H_{4}^{+}]$ : chaque espèce représente exactement 50%.

À $p H = 8, 2$ (soit $p K_{a} - 1$ ) : $\frac{[ N H _{3} ]}{[ N H _{4}^{+} ]} = 1 0^{(8, 2 - 9, 2)} = 1 0^{- 1} = 0, 10$ .

D'où $% N H_{3} = \frac{1}{1 + 1 0 ^{(p K_{a} - p H)}} = \frac{1}{1 + 1 0 ^{1}} = \frac{1}{11} \approx 9, 1%$ et $% N H_{4}^{+} = \frac{1}{1 + 1 0 ^{(p H - p K_{a})}} = \frac{1}{1 + 1 0 ^{- 1}} = \frac{1}{1 , 1} \approx 90, 9%$ .

Interprétation : à une unité de $p H$ en dessous du $p K_{a}$ , l'espèce acide $N H_{4}^{+}$ est déjà nettement prédominante (plus de 90%), ce qui illustre la rapidité avec laquelle une espèce devient ultra-majoritaire dès que l'on s'écarte du $p K_{a}$ .

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

$H A (a q) + H_{2} O (ℓ) ⇌ A^{-} (a q) + H_{3} O^{+} (a q)$ — التوازن الحمضي القاعدي لمزدوجة في الماء.
$K_{a} = \frac{[ A ^{-} ] _{e q} \times [ H _{3} O ^{+} ] _{e q}}{[ H A ] _{e q}}$ — ثابتة حمضية المزدوجة $H A / A^{-}$ ، بدون وحدة.
$p K_{a} = - lo g (K_{a})$ و $K_{a} = 1 0^{- p K_{a}}$ — العلاقة بين $K_{a}$ و $p K_{a}$ .
$p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$ — علاقة هندرسون-هاسلبالش.
$\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]} = 1 0^{(p H - p K_{a})}$ — نسبة التركيزين بدلالة $p H$ .
$% H A = \frac{1}{1 + 1 0 ^{p H - p K_{a}}}$ و $% A^{-} = \frac{1}{1 + 1 0 ^{p K_{a} - p H}}$ — مخطط التوزيع.
$p H = p K_{a} ⟺ [H A] = [A^{-}] ⟺ % H A = % A^{-} = 50%$ — حد مخطط السيادة.
$p H ⩽ p K_{a} - 1 \Rightarrow H A$ يسود بأكثر من 90% ؛ $p H ⩾ p K_{a} + 1 \Rightarrow A^{-}$ يسود بأكثر من 90%.
$K_{e} = K_{a} \times K_{b}$ و $p K_{a} + p K_{b} = 14$ عند 25°C — العلاقة بين $K_{a}$ للمزدوجة $H A / A^{-}$ و $K_{b}$ لمزدوجتها المقترنة.
مجال التنظيم الفعال : $p K_{a} - 1 ⩽ p H ⩽ p K_{a} + 1$ ، بفعالية قصوى عند $p H = p K_{a}$ .
عند نصف التكافؤ في معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية : $p H_{1/2 - e q} = p K_{a}$ للمزدوجة المعايرة.

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

الخلط بين منحى تغير $K_{a}$ و $p K_{a}$ : الحمض القوي $K_{a}$ الخاص به كبير لكن $p K_{a}$ الخاص به صغير (علاقة لوغاريتمية تناقصية). فلا تقل أبدا إن $p K_{a}$ مرتفعا يوافق حمضا قويا.
نسيان أن اللوغاريتم عشري (الأساس 10) لا نيبيري : $p K_{a} = - lo g_{10} (K_{a})$ ، ولا يجب الخلط بينه وبين $ln$ . فأي خلط يقسم النتيجة أو يضربها في $ln (10) \approx 2, 3$ .
الخطأ في الإشارة في علاقة هندرسون-هاسلبالش : البسط هو $\frac{[ ba se ]}{[ a c i d e ]} = \frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]}$ ، لا العكس أبدا. فإذا كان $p H > p K_{a}$ ، وجب أن تكون النسبة أكبر من 1.
الاعتقاد بأن المحلول المنظم يشتغل عند أي $p H$ : لا يكون مفعول التنظيم فعالا إلا في المجال $p K_{a} - 1 ⩽ p H ⩽ p K_{a} + 1$ . وخارج هذا المجال، يسود نوع واحد بشكل شبه تام وتزول القدرة التنظيمية.
الخلط بين التغير التآلفي للتراكيز والتغير اللوغاريتمي لـ $p H$ : مضاعفة النسبة $[A^{-}] / [H A]$ لا ترفع $p H$ إلا بـ $lo g (2) \approx 0, 3$ وحدة، لا بوحدتين.
تطبيق علاقة هندرسون-هاسلبالش على نوعين من مزدوجتين مختلفتين : هذه العلاقة لا تربط سوى الحمض والقاعدة لنفس المزدوجة $H A / A^{-}$ ؛ ولا تطبق مباشرة على خليط من مزدوجتين مختلفتين دون المرور عبر التفاعل الحمضي القاعدي بينهما.

🧭

Méthodes types

Pour chaque type de question : la démarche à suivre, étape par étape.

الطريقة 1 : تحديد $p K_{a}$ (و $K_{a}$ ) لمزدوجة انطلاقا من قياس $p H$

الخطوة 1. تحديد التركيزين عند التوازن $[H A]$ و $[A^{-}]$ في المحلول المدروس (خليط معلوم، أو نقطة نصف التكافؤ في معايرة حيث $[H A] = [A^{-}]$ ).

الخطوة 2. قياس أو قراءة $p H$ المحلول بمقياس pH.

الخطوة 3. تطبيق علاقة هندرسون-هاسلبالش $p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$ وعزل $p K_{a} = p H - lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$ . وعند نقطة نصف التكافؤ، يكون $[H A] = [A^{-}]$ ومنه $lo g (1) = 0$ و $p K_{a} = p H$ مباشرة.

الخطوة 4. استنتاج $K_{a} = 1 0^{- p K_{a}}$ .

الطريقة 2 : حساب $p H$ خليط منظم (حمض ضعيف + قاعدته المقترنة)

الخطوة 1. حساب كميتي المادة $n (H A)$ و $n (A^{-})$ اللتين يزودهما كل محلول ممزوج : $n = C \times V$ .

الخطوة 2. بما أن $H A$ و $A^{-}$ يشغلان نفس الحجم النهائي $V_{t o t a l}$ في الخليط، فإن نسبة التركيزين تساوي نسبة كميتي المادة : $\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]} = \frac{n ( A ^{-} )}{n ( H A )}$ (فالحجم الكلي يختزل).

الخطوة 3. تطبيق $p H = p K_{a} + lo g (\frac{n ( A ^{-} )}{n ( H A )})$ للحصول على $p H$ الخليط.

الخطوة 4. التحقق من التناسق مع مخطط السيادة : يجب أن يكون $p H$ المحصل عليه أقرب إلى مجال النوع الأغلب من حيث كمية المادة.

الطريقة 3 : إنشاء مخطط السيادة واستثماره

الخطوة 1. وضع قيمة $p K_{a}$ للمزدوجة على محور مدرج بـ $p H$ تصاعدي.

الخطوة 2. تحديد مجال الحمض $H A$ على يسار $p K_{a}$ (قيم pH الأضعف) ومجال القاعدة $A^{-}$ على يمين $p K_{a}$ (قيم pH الأعلى).

الخطوة 3. بالنسبة لـ $p H$ معلوم، يقارن موقعه بـ $p K_{a}$ : فإذا كان $p H < p K_{a}$ ، ساد $H A$ ؛ وإذا كان $p H > p K_{a}$ ، ساد $A^{-}$ .

الخطوة 4. ولمقارنة مجالي مزدوجتين مختلفتين تتدخلان في نفس التفاعل، يوضع مخططا سيادتهما فوق بعضهما على نفس محور $p H$ لتحديد التفاعل الحمضي القاعدي المفضل (انتقال البروتون من الحمض الأقوى نحو القاعدة الأقوى).

الطريقة 4 : التحقق من مفعول التنظيم أثناء التخفيف

الخطوة 1. كتابة نسبة التركيزين قبل التخفيف : $\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]} = \frac{n ( A ^{-} ) / V}{n ( H A ) / V}$ .

الخطوة 2. عند التخفيف بمعامل $F$ ، يقسم التركيزان $[H A]$ و $[A^{-}]$ على نفس المعامل $F$ (فالحجم يتزايد وكميتا المادة تبقيان ثابتتين)، ولذلك تبقى نسبتهما دون تغيير.

الخطوة 3. وحسب هندرسون-هاسلبالش، إذا لم تتغير النسبة $\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]}$ ، لم يتغير $p H$ هو أيضا (في إطار التقريب المعتمد في هذا المستوى).

الخطوة 4. الاستنتاج بخصوص الطابع المنظم للمحلول : فقدرته على الحفاظ على $p H$ شبه ثابت تكون بذلك مبررة كميا.

Transformations liées aux réactions acide-base — Fiche d'exercices

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Exercices interactifs

10 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

Ma progression 0 / 10 corrigés

Exercices Faciles

3 exercices

Constante d'acidité et pKA

Facile

Énoncé

On considère le couple acide/base

AH / A^{-}

. L'acide éthanoïque a une constante d'acidité

K_{A} = 1, 8 \times 1 0^{- 5}

. 1) Écrire l'équation de la réaction de l'acide

AH

avec l'eau et l'expression de la constante d'acidité. 2) Comment définit-on le pKA d'un couple ? 3) Calculer le pKA de l'acide éthanoïque. 4) Entre deux acides faibles, comment compare-t-on leur force à partir de leur constante d'acidité ?

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Prédominance dans le couple acide méthanoïque / méthanoate

Facile

Énoncé

Le couple acide méthanoïque / ion méthanoate

H C O O H / H C O O^{-}

a pour constante d'acidité

K_{a} = 1, 8 \times 1 0^{- 4}

. 1) Calculer le

p K_{a}

de ce couple (donner le résultat arrondi au dixième). 2) Déterminer, en justifiant par le calcul du rapport

\frac{[ H C O O ^{-} ]}{[ H C O O H ]}

, l'espèce prédominante dans une solution où

p H = 3, 0

. 3) Même question pour une solution où

p H = 5, 0

. 4) Tracer (décrire) le diagramme de prédominance du couple et y placer les deux valeurs de

p H

étudiées.

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Calcul de pH et produit ionique de l'eau

Facile

Énoncé

Une solution aqueuse a une concentration en ions oxonium $[H_{3} O^{+}] = 2, 0 \times 1 0^{- 3} mol \cdot L^{- 1}$ à $25 ° C$ ( $K_{e} = 1, 0 \times 1 0^{- 14}$ à cette température).

1. Calculer le pH de cette solution.

2. Calculer la concentration en ions hydroxyde $[O H^{-}]$ dans cette solution, en utilisant le produit ionique de l'eau $K_{e} = [H_{3} O^{+}] [O H^{-}]$ .

3. Cette solution est-elle acide, neutre ou basique ? Justifier à partir de la comparaison entre $[H_{3} O^{+}]$ et $[O H^{-}]$ .

Ma réponse

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Correction détaillée

Exercices Intermédiaires

4 exercices

Le diagramme de prédominance

Intermédiaire

Énoncé

Un couple acide/base

AH / A^{-}

a un pKA égal à

4, 0

. 1) Établir la relation liant le pH, le pKA et le rapport des concentrations des deux formes du couple. 2) Quelle espèce prédomine dans une solution de pH égal à

3, 0

? 3) Calculer le rapport des concentrations dans une solution de pH égal à

5, 0

. 4) Que vaut ce rapport lorsque le pH égale le pKA ? 5) Le rapport des concentrations dépend-il de la concentration totale apportée en espèces du couple ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

pH d'une solution tampon ammoniac / ammonium

Intermédiaire

Énoncé

On prépare une solution tampon en mélangeant un volume

V_{A} = 150 mL

d'une solution de chlorure d'ammonium

N H_{4} C l

de concentration

C_{A} = 0, 20 mol.L^{- 1}

avec un volume

V_{B} = 400 mL

d'une solution d'ammoniac

N H_{3}

de concentration

C_{B} = 0, 10 mol.L^{- 1}

. On donne

p K_{a} (N H_{4}^{+} / N H_{3}) = 9, 2

. 1) Calculer les quantités de matière

n (N H_{4}^{+})

n (N H_{3})

apportées. 2) Calculer le

p H

du mélange obtenu à l'aide de la relation d'Henderson-Hasselbalch. 3) Calculer les pourcentages de

N H_{4}^{+}

et de

N H_{3}

dans le mélange, et vérifier leur somme. 4) Ce mélange appartient-il à la zone tampon du couple ? Justifier.

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Comparer la force de deux acides

Intermédiaire

Énoncé

On dispose de deux solutions d'acides faibles

AH_{1}

AH_{2}

, de même concentration

C

. Leurs pH mesurés valent respectivement

3, 2

4, 5

. On donne par ailleurs les couples

NH_{4}^{+} / NH_{3}

de pKA

9, 2

CH_{3} COOH / CH_{3} COO^{-}

de pKA

4, 8

. 1) Lequel des deux acides est le plus fort ? Justifier. 2) Comment se comparent leurs constantes d'acidité, et leurs pKA ? 3) Entre

NH_{3}

CH_{3} COO^{-}

, quelle est la base la plus forte ? 4) Énoncer la règle générale liant la force d'un acide à celle de sa base conjuguée. 5) Une solution d'acide de concentration

C = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol \cdot L^{- 1}

a un pH de

2, 0

. Que peut-on en conclure ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

pKa et diagramme de prédominance

Intermédiaire

Énoncé

Le couple acide éthanoïque/ion éthanoate $C H_{3} C O O H / C H_{3} C O O^{-}$ a pour constante d'acidité $K_{a} = 1, 8 \times 1 0^{- 5}$ .

1. Calculer le $p K_{a}$ de ce couple.

2. Rappeler la relation de Henderson-Hasselbalch reliant le pH d'une solution contenant ce couple à $p K_{a}$ et au rapport des concentrations $[C H_{3} C O O^{-}] / [C H_{3} C O O H]$ .

3. Une solution a un $pH = 5, 5$ . La forme acide $C H_{3} C O O H$ ou la forme basique $C H_{3} C O O^{-}$ est-elle prédominante dans cette solution ? Justifier par le calcul du rapport des concentrations.

Ma réponse

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Correction détaillée

Exercices Difficiles

3 exercices

Exploiter une courbe de titrage pH-métrique

Difficile

Énoncé

On dose $V_{a} = 20, 0 mL$ d'une solution d'acide éthanoïque de concentration inconnue $C_{a}$ par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration $C_{b} = 0, 10 mol \cdot L^{- 1}$ , en suivant l'évolution du pH. La courbe de titrage obtenue présente un point d'équivalence pour $V_{b E} = 12, 0 mL$ , avec un pH à l'équivalence $pH_{E} = 8, 7$ (supérieur à 7).

1. Écrire l'équation de la réaction de dosage entre l'acide éthanoïque et l'hydroxyde de sodium.

2. Calculer la concentration $C_{a}$ de la solution d'acide éthanoïque, à partir de la relation à l'équivalence (rapport stœchiométrique 1:1).

3. Expliquer pourquoi le pH à l'équivalence de ce dosage est supérieur à 7, alors qu'on aurait un pH égal à 7 pour un dosage acide fort-base forte.

4. Sur la courbe de titrage, on repère qu'à la demi-équivalence ( $V_{b} = 6, 0 mL$ ), le pH mesuré vaut $pH = 4, 8$ . En utilisant la relation de Henderson-Hasselbalch et le fait qu'à la demi-équivalence $[C H_{3} C O O H] = [C H_{3} C O O^{-}]$ , en déduire la valeur du $p K_{a}$ du couple $C H_{3} C O O H / C H_{3} C O O^{-}$ .

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Calculer une constante d'acidité et un taux

Difficile

Énoncé

Une solution d'acide faible

AH

de concentration apportée

C = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol \cdot L^{- 1}

présente à l'équilibre

[H_{3} O^{+}] = 1, 0 \times 1 0^{- 3} mol \cdot L^{- 1}

. On néglige les ions hydroxyde devant les ions oxonium. 1) Dresser le bilan des espèces et exprimer

[A^{-}]

[AH]

en fonction de

C

et de

[H_{3} O^{+}]

. 2) Calculer la constante d'acidité du couple, puis son pKA. 3) Calculer le taux d'avancement de la réaction avec l'eau. 4) Une autre solution d'acide faible, de concentration

C = 0, 10 mol \cdot L^{- 1}

et de

K_{A} = 1, 0 \times 1 0^{- 5}

, est étudiée. Calculer son pH à l'aide de l'approximation

[H_{3} O^{+}] \approx K_{A} \times C

. 5) Sous quelle condition cette approximation est-elle légitime ?

Ma réponse

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Correction détaillée

Détermination du pKa par demi-équivalence et effet tampon lors d'une dilution

Difficile

Énoncé

On réalise le titrage pH-métrique d'un volume

V_{A} = 20, 0 mL

d'une solution d'acide propanoïque

C_{2} H_{5} C O O H

de concentration

C_{A} = 0, 10 mol.L^{- 1}

par une solution d'hydroxyde de sodium

(N a^{+} + H O^{-})

de concentration

C_{B} = 0, 10 mol.L^{- 1}

. Le volume à l'équivalence est

V_{e q} = 20, 0 mL

, et on relève, à la demi-équivalence (

V_{B} = 10, 0 mL

), un

p H = 4, 9

. 1) Justifier que

p H

à la demi-équivalence est égal au

p K_{a}

du couple

C_{2} H_{5} C O O H / C_{2} H_{5} C O O^{-}

, puis donner les valeurs de

p K_{a}

K_{a}

. 2) On mélange, séparément du titrage, un volume

V_{1} = 15, 0 mL

de la solution d'acide propanoïque initiale (

C_{A} = 0, 10 mol.L^{- 1}

) avec un volume

V_{2} = 25, 0 mL

d'une solution de propanoate de sodium

C_{2} H_{5} C O O N a

de concentration

C_{2} = 0, 080 mol.L^{- 1}

. Calculer le

p H

de ce mélange. 3) On dilue ce mélange 10 fois par ajout d'eau distillée. Montrer par le calcul que le

p H

reste quasiment inchangé, et nommer la propriété ainsi illustrée.

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Correction détaillée

Exercices supplémentaires

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Transformations liées aux réactions acide-base

Transformations liées aux réactions acide-base — Résumé de cours

Cours complet

Contenu du cours

1. Rappel : couple acide/base et réaction acido-basique

2. Constante d'acidité Ka​ d'un couple acide/base

3. pKa​ d'un couple acide/base

4. Relation d'Henderson-Hasselbalch

5. Diagramme de prédominance

6. Diagramme de distribution (pourcentages)

7. Solution tampon : définition et propriétés

8. Préparation d'une solution tampon et applications

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : pH d'un mélange tampon acide éthanoïque / éthanoate

Exemple résolu 2 : diagramme de distribution du couple NH4+​/NH3​

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

Astuces & Pièges à éviter

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

Méthodes types

الطريقة 1 : تحديد pKa​ (و Ka​) لمزدوجة انطلاقا من قياس pH

الطريقة 2 : حساب pH خليط منظم (حمض ضعيف + قاعدته المقترنة)

الطريقة 3 : إنشاء مخطط السيادة واستثماره

الطريقة 4 : التحقق من مفعول التنظيم أثناء التخفيف

Transformations liées aux réactions acide-base — Fiche d'exercices

Exercices interactifs

Exercices Faciles

Constante d'acidité et pKA

Prédominance dans le couple acide méthanoïque / méthanoate

Calcul de pH et produit ionique de l'eau

Exercices Intermédiaires

Le diagramme de prédominance

pH d'une solution tampon ammoniac / ammonium

Comparer la force de deux acides

pKa et diagramme de prédominance

Exercices Difficiles

Exploiter une courbe de titrage pH-métrique

Calculer une constante d'acidité et un taux

Détermination du pKa par demi-équivalence et effet tampon lors d'une dilution

Exercices supplémentaires

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Continue ton chapitre là où tu l'as laissé

أسئلة شائعة

لمزيد من المراجعة

2. Constante d'acidité $K_{a}$ d'un couple acide/base

3. $p K_{a}$ d'un couple acide/base

Exemple résolu 1 : $p H$ d'un mélange tampon acide éthanoïque / éthanoate

Exemple résolu 2 : diagramme de distribution du couple $N H_{4}^{+} / N H_{3}$

الطريقة 1 : تحديد $p K_{a}$ (و $K_{a}$ ) لمزدوجة انطلاقا من قياس $p H$

الطريقة 2 : حساب $p H$ خليط منظم (حمض ضعيف + قاعدته المقترنة)