Ressources · Terminale · Spécialité Physique-Chimie
Fiche de révision : Acides, bases, pH et solutions tampons
Acide fort, acide faible et taux d’avancement final de la réaction avec l’eau ; solutions courantes d’acides et de bases ; constante d’acidité KA et pKA, estimée par une mesure de pH ; comparaison de la force des acides et des bases ; composition d’une solution d’acide faible par une équation du second degré et avec Python ; diagrammes de prédominance et de distribution ; indicateurs colorés et acides α-aminés ; solutions tampons.
Force des acides et des bases : Ka, pKa et tampons
Fiche méthode
(Physique-chimie Tleᵉ spécialité · Constitution et transformations de la matière · Comparer la force des acides et des bases)
La démarche pour une question de force acide-base
1. J’identifie le couple AH/A⁻ et sa donnée : KA ou pKA (pKA = −log KA), à 25 °C sauf mention.
2. Je pose la réaction avec l’eau et le tableau d’avancement en concentrations : [A⁻] = [H₃O⁺] = h, [AH] = c − h.
3. Je calcule : τ = h ÷ c à partir d’un pH mesuré, ou h par l’équation h² + KA h − KA c = 0.
4. Je situe le pH par rapport au pKA : pH = pKA + log([A⁻] ÷ [AH]) donne l’espèce prédominante et les pourcentages.
5. Je conclus : acide fort ou faible, espèce prédominante, teinte d’un indicateur, effet d’un ajout dans un tampon.
Cas 1 · Acide fort ou faible ?
Réflexe — τ = [H₃O⁺]f ÷ c, avec [H₃O⁺]f = 10⁻ᵖᴴ mol·L⁻¹ ; τ = 1 : fort ; τ < 1 : faible.
Exemple. Acide méthanoïque à c = 6,0 × 10⁻² mol·L⁻¹, pH mesuré 2,5.
[H₃O⁺] = 10−2,5 ≈ 3,2 × 10⁻³ mol·L⁻¹ ; τ ≈ 3,2 × 10⁻³ ÷ (6,0 × 10⁻²) ≈ 0,053 : réaction limitée, acide faible, HCOOH + H₂O ⇌ HCOO⁻ + H₃O⁺.
Attention — un pH bas ne prouve pas qu’un acide est fort : il faut le comparer à −log(c/c°).
Cas 2 · Utiliser KA et pKA
Réflexe — KA = 10⁻ᵖᴷᴬ ; pour acide₁ + base₂ : K = 10 puissance (pKA2 − pKA1).
Exemple. Couples CH₃COOH/CH₃COO⁻ (pKA = 4,8) et CO₂,H₂O/HCO₃⁻ (pKA = 6,4) : KA de l’acide éthanoïque, puis constante de sa réaction avec l’ion hydrogénocarbonate.
KA = 10−4,8 ≈ 1,6 × 10⁻⁵. CH₃COOH + HCO₃⁻ ⇌ CH₃COO⁻ + CO₂,H₂O : K = 106,4 − 4,8 = 101,6 ≈ 40 : réaction favorisée, mais pas totale (K < 10⁴).
Attention — petit pKA = acide fort = base conjuguée faible.
Cas 3 · Composition d’une solution d’acide faible
Réflexe — KA = h² ÷ (c − h) ; h = (−KA + √Δ) ÷ 2 avec Δ = KA² + 4 KA c.
Exemple. Acide salicylique (pKA = 3,0) apporté à c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ : pH et τ.
KA = 1,0 × 10⁻³ ; Δ ≈ 4,1 × 10⁻⁵ ; h ≈ 2,7 × 10⁻³ mol·L⁻¹, donc pH ≈ 2,6 et τ ≈ 0,27.
Attention — garder la racine positive ; ne pas écrire pH = −log c.
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Cas 4 · Espèce prédominante et pourcentages
Réflexe — r = [A⁻] ÷ [AH] = 10 puissance (pH − pKA) ; %A⁻ = 100 r ÷ (1 + r).
Exemple. Couple NH₄⁺/NH₃ (pKA = 9,2) dans une solution de pH 8,5.
pH < pKA : NH₄⁺ prédomine. r = 10−0,7 ≈ 0,20 ; %NH₃ = 100 × 0,20 ÷ 1,20 ≈ 17 %, %NH₄⁺ ≈ 83 %.
Attention — un rapport de 10 correspond à 91 %, pas à 90 %.
Cas 5 · Indicateur coloré, acide α-aminé
Réflexe — zone de virage ≈ pKA ± 1 ; un acide α-aminé a deux pKA, donc trois domaines.
Exemple. Leucine : pKA = 2,4 et 9,6. Forme prédominante à pH 6,0.
2,4 < 6,0 < 9,6 : le groupe carboxyle a cédé H⁺, le groupe amine a capté le sien : l’amphion H₃N⁺–CHR–COO⁻ prédomine.
Attention — indicateur : sa zone de virage doit contenir le pH à l’équivalence.
Cas 6 · Solution tampon
Réflexe — pH = pKA + log(n(A⁻) ÷ n(AH)), après la réaction totale de ce qu’on ajoute.
Exemple. Mélange de 0,030 mol de CH₃COOH et 0,010 mol de CH₃COO⁻ (pKA = 4,8).
pH = 4,8 + log(0,010 ÷ 0,030) ≈ 4,3 ; un ajout modéré d’acide ou de base, ou une dilution, ne le modifie presque pas.
Attention — un tampon n’est efficace qu’à environ une unité de son pKA.
Les pièges
- Écrire pH = −log c pour un acide faible : cette relation suppose une réaction totale.
- Inverser le classement : un grand KA, donc un petit pKA, correspond à un acide fort.
- Croire que la dilution rend un acide plus fort : τ augmente, mais KA ne change pas.
- Comparer le pH à 7 pour savoir quelle forme d’un couple prédomine, ou pour interpréter une teinte d’indicateur.
- Penser que le pH d’un tampon reste constant quoi qu’on ajoute, ou qu’il vaut 7.
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