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| exercices:lycee:general:terminale_generale:physique_chimie:equilibres_acido_basiques_ph_et_pka [2025/08/28 21:08] – [Exercice sur le thème X] prof67 | exercices:lycee:general:terminale_generale:physique_chimie:equilibres_acido_basiques_ph_et_pka [2025/08/28 21:15] (Version actuelle) – [Corrigé] prof67 |
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| Le pH est défini par la formule : <m>pH = -log_{10}[H_3O^+]</m>, où [H₃O⁺] représente la concentration molaire en ions oxonium (en mol.L⁻¹). | Le pH est défini par la formule : <m>pH = -log_{10}[H_3O^+]</m>, où [H₃O⁺] représente la concentration molaire en ions oxonium (en mol.L⁻¹). |
| === Question 2 === | === Question 2 === |
| L'équation chimique de l'autoprotolyse de l'eau est : <m>H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-</m>. Le produit ionique de l'eau à 25°C est : <m>K_w = [H_3O^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}</m>. | L'équation chimique de l'autoprotolyse de l'eau est : <m>H_2O + H_2O leftright H_3O^+ + OH^-</m>. Le produit ionique de l'eau à 25°C est : <m>K_w = [H_3O^+][OH^- ] = 1,0 . 10^{-14}</m>. |
| === Question 3 === | === Question 3 === |
| Le pKa est défini comme le logarithme décimal de l'inverse de la constante d'acidité Ka : <m>pKa = -log_{10}(Ka)</m>. Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort, car une petite valeur de pKa correspond à une grande valeur de Ka. | Le pKa est défini comme le logarithme décimal de l'inverse de la constante d'acidité Ka : <m>pKa = -log_{10}(Ka)</m>. Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort, car une petite valeur de pKa correspond à une grande valeur de Ka. |
| L'acide acétique a un pKa de 4,75, tandis que l'autre acide a un pKa de 1. Puisque plus le pKa est petit, plus l'acide est fort, l'acide avec un pKa de 1 est plus fort que l'acide acétique. | L'acide acétique a un pKa de 4,75, tandis que l'autre acide a un pKa de 1. Puisque plus le pKa est petit, plus l'acide est fort, l'acide avec un pKa de 1 est plus fort que l'acide acétique. |
| === Question 5 === | === Question 5 === |
| En utilisant l'équation de Henderson-Hasselbalch : <m>pH = pKa + log_{10}([A^-]/[HA])</m>. Dans ce cas, on ne connait pas le pKa de l'acide HA, mais on peut utiliser la formule pH = log₁₀([A⁻]/[HA]). pH = log₁₀(0.2/0.1) = log₁₀(2) ≈ 0.30. | En utilisant l'équation de Henderson-Hasselbalch : <m>pH = pKa + log_{10}({[A^- ]}/{[HA]})</m>. Dans ce cas, on ne connait pas le pKa de l'acide HA, mais on peut utiliser la formule pH = log₁₀([A⁻]/[HA]). pH = log₁₀(0.2/0.1) = log₁₀(2) ≈ 0.30. |
| === Question 6 === | === Question 6 === |
| Un diagramme de prédominance montre les espèces prédominantes (HA ou A⁻) en fonction du pH. HA prédomine lorsque le pH est inférieur au pKa, et A⁻ prédomine lorsque le pH est supérieur au pKa. À pH = pKa, les concentrations de HA et A⁻ sont égales. | Un diagramme de prédominance montre les espèces prédominantes (HA ou A⁻) en fonction du pH. HA prédomine lorsque le pH est inférieur au pKa, et A⁻ prédomine lorsque le pH est supérieur au pKa. À pH = pKa, les concentrations de HA et A⁻ sont égales. |
| Le pH mesure l'acidité ou la basicité d'une solution en fonction de la concentration en ions oxonium [H₃O⁺]. Le pKa caractérise la force d'un acide en fonction de sa constante d'acidité Ka. | Le pH mesure l'acidité ou la basicité d'une solution en fonction de la concentration en ions oxonium [H₃O⁺]. Le pKa caractérise la force d'un acide en fonction de sa constante d'acidité Ka. |
| === Question 10 === | === Question 10 === |
| <m>pKa = -log_{10}(Ka) = -log_{10}(1.8 \times 10^{-5}) \approx 4.74</m>. | <m>pKa = -log_{10}(Ka) = -log_{10}(1,8. 10^{-5}) \approx 4,74</m>. |
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| [[cours:lycee:generale:terminale_generale:physique_chimie:ph_et_pka]] | [[cours:lycee:generale:terminale_generale:physique_chimie:ph_et_pka]] |
