Physique-Chimie — Terminale
Acides, bases et pH — Terminale Chimie
Théorie de Brønsted, constante d'acidité Ka, pKa, calcul de pH et titrages.
Par ProfBot
Acides, bases et pH — Terminale Chimie
🎯 Objectif : Maîtriser pH, Ka, pKa et les titrages acido-basiques.
1. Théorie de Brønsted
Acide : donneur de H⁺. Base : accepteur de H⁺.
Couple : acide ⇌ base + H⁺
Exemples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ · NH₄⁺/NH₃ · H₂O/HO⁻
Amphotère : peut jouer les deux rôles (H₂O, HCO₃⁻).
2. pH
pH = −log[H₃O⁺] [H₃O⁺] = 10^(−pH)
pH + pOH = 14 (à 25°C)
| pH | Milieu |
|---|---|
| 0–2 | Très acide |
| 7 | Neutre |
| 12–14 | Très basique |
3. Ka et pKa
AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺
Ka = [A⁻][H₃O⁺] / [AH]
pKa = −log Ka
Plus pKa est petit → acide plus fort (plus dissocié).
Acides forts (pKa < 0) : totalement dissociés (HCl, HNO₃). Acides faibles (pKa > 0) : partiellement dissociés (CH₃COOH, pKa = 4,8).
4. Calcul de pH
Acide fort c mol/L : pH = −log(c)
Acide faible :
[H₃O⁺] = √(Ka × c)
pH = ½(pKa − log c)
Tampon (Henderson-Hasselbalch) :
pH = pKa + log([A⁻]/[AH])
5. Titrage acido-basique
Équivalence : réactifs en proportions stœchiométriques.
Relation : CₐVₐ = C_bV_b
Courbe pH = f(V) : saut brutal au point d'équivalence.
Choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence.
📝 Exercices
- pH de HCl 0,01 mol/L.
- pH de CH₃COOH 0,1 mol/L (pKa = 4,8).
- Tampon : [CH₃COOH] = 0,1, [CH₃COO⁻] = 0,05. pH = ?
- Titrage 20 mL NaOH par HCl 0,1 mol/L. Équivalence à 25 mL. [NaOH] = ?
✅ À retenir
pH = −log[H₃O⁺]
Acide fort : pH = −log c
Acide faible : pH = ½(pKa − log c)
Tampon : pH = pKa + log([A⁻]/[AH])
Équivalence : CaVa = CbVb