Force des acides et bases, pKa, diagrammes de prédominance en Terminale
Cours complet, points clés à retenir et exercices d'entraînement de force des acides et bases, pka, diagrammes de prédominance pour les élèves de Terminale. Conforme au programme officiel.
Réviser notion par notion
Ce que tu vas réviser
- Réactions acido-basiques : couples acide/base
- Constante d'acidité Ka et pKa
- Produit ionique de l'eau Ke, autoprotolyse
- Diagrammes de prédominance et de distribution
- Dosage acido-basique et courbe de titrage
- Solutions tampons et indicateurs colorés
- Zones de virage des indicateurs colorés
Couples acide-base et réactions
Un couple acide-base est formé d'une espèce chimique pouvant donner un proton (acide) et l'espèce résultant de cette perte (base). Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre deux couples.
Exemple
Le vinaigre blanc (acide acétique) neutralise le calcaire (base) : c'est une réaction acido-basique qui produit une effervescence visible (dégagement de CO₂).
À retenir : Un acide cède un proton H⁺, une base en reçoit un : c'est le modèle de Brønsted-Lowry.
Constante d'acidité Ka et pKa
La constante Ka mesure la force d'un acide : plus Ka est grande, plus l'acide cède facilement son proton. Le pKa est le logarithme décimal négatif de Ka, plus pratique à utiliser.
Exemple
L'acide citrique (présent dans le citron) a un premier pKa d'environ 3,1, tandis que l'aspirine a un pKa de 3,5 : l'acide citrique est plus fort.
À retenir : $pKa = -\log(Ka)$ — plus le pKa est petit, plus l'acide est fort (il cède plus facilement son proton).
Produit ionique de l'eau et autoprotolyse
L'eau réagit très légèrement sur elle-même (autoprotolyse) en formant des ions H₃O⁺ et HO⁻. Le produit ionique $K_e = [H_3O^+][HO^-]$ est constant à une température donnée (à 25 °C : $K_e = 10^{-14}$).
Exemple
Même l'eau pure contient des ions : l'autoprotolyse de l'eau, $2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$, en produit en très petite quantité. À 25 °C, dans l'eau pure, $[H_3O^+] = [HO^-] = 10^{-7}$ mol/L, d'où pH = 7.
À retenir : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$ à 25 °C : si l'une des deux concentrations augmente, l'autre diminue.
Diagrammes de prédominance et distribution
Un diagramme de prédominance montre la zone où l'acide domine (pH < pKa) et où la base domine (pH > pKa). Le diagramme de distribution quantifie le pourcentage de chacune.
Exemple
Pour l'aspirine (pKa = 3,5) : en dessous de pH 3,5 c'est la forme acide qui prédomine (par exemple dans l'estomac, très acide), au-dessus c'est la forme basique (par exemple dans le sang, à pH 7,4).
À retenir : Au pH = pKa, l'acide et sa base conjuguée sont présents en quantités égales (50 % chacun) ; lors du titrage d'un acide faible, cette situation correspond à la demi-équivalence.
Dosage acido-basique et courbe de titrage
Un dosage mesure la concentration d'un acide en versant une base (ou inversement) jusqu'au point équivalent. La courbe de titrage montre le pH en fonction du volume ajouté.
Exemple
Pour contrôler l'acidité d'un vin, on titre avec une base connue : le virage de couleur de l'indicateur marque le point équivalent.
À retenir : Au point équivalent, les moles d'acide = moles de base ; la courbe présente un saut de pH ; pour le titrage d'un acide fort par une base forte, le pH à l'équivalence vaut 7 à 25 °C.
Solutions tampons et leur rôle
Un tampon est un mélange d'un acide faible et sa base conjuguée (ou inversement). Il maintient le pH quasi-constant lorsqu'on ajoute un acide ou une base.
Exemple
Le sang reste à pH 7,4 grâce au tampon acide carbonique/bicarbonate : même si on boit du jus de citron, notre pH ne varie presque pas.
À retenir : Une solution tampon contient AH et A⁻ en quantités comparables — elle résiste aux changements de pH.
Indicateurs colorés et zones de virage
Un indicateur coloré change de couleur selon le pH : il possède un pKa caractéristique. Il vire dans la zone pH = pKa ± 1.
Exemple
La phénolphtaléine vire de l'incolore au rose entre pH 8,2 et 10 environ : elle convient bien au titrage d'un acide faible par une base forte, dont le pH à l'équivalence est supérieur à 7.
À retenir : Choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH du point équivalent prévu.
Les points clés
- Ka = [A⁻][H₃O⁺]/[AH] — plus Ka est grand, plus l'acide est fort
- pKa = -log(Ka) — relation inverse : plus le pKa est petit, plus l'acide est fort
- Ke = [H₃O⁺][HO⁻] = 10⁻¹⁴ à 25 °C — produit constant de l'eau
- Diagramme de prédominance : acide domine si pH < pKa, base domine si pH > pKa
- Point équivalent : n(acide versé) = n(base titrée), la courbe présente un saut de pH
- Tampon efficace si pH ≈ pKa ± 1, avec [A⁻]/[AH] proche de 1
- Indicateur : zone de virage = pKa ± 1, doit contenir le pH attendu au point équivalent
L'essentiel
La force d'un acide se mesure par son pKa (plus le pKa est petit, plus l'acide est fort) ; pour un acide faible, on utilise les diagrammes de prédominance et les tampons pour contrôler le pH.
Exercices d'entraînement
Entraîne-toi sur ces exercices, puis fais-toi corriger pas à pas par le tuteur.
Exercice 1
On prépare une solution tampon en mélangeant 50 mL d'acide acétique 0,2 mol/L (pKa = 4,8) et 50 mL d'acétate de sodium 0,2 mol/L. Quel est le pH de cette solution ? Justifier.
Corrige cet exercice avec le tuteur →Exercice 2
On titre 20 mL d'acide chlorhydrique 0,1 mol/L avec une solution de soude 0,1 mol/L. Calculer le volume de soude versé au point équivalent et le pH de la solution à ce point.
Corrige cet exercice avec le tuteur →