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===== Exercice sur le thème acides bases =====

==== Questions ====
  -* Énoncez la formule permettant de calculer le pH d'une solution aqueuse, en définissant chaque terme.
  -* L'autoprotolyse de l'eau est un équilibre chimique. Écrivez l'équation chimique de cette réaction et donnez l'expression du produit ionique de l'eau (Kw) à 25°C.
  -* Définissez le pKa et expliquez comment il est lié à la force d'un acide.
  -* L'acide acétique (CH₃COOH) a un pKa d'environ 4,75. Que peut-on en déduire concernant sa force par rapport à un acide ayant un pKa de 1 ?
  -* Utilisez l'équation de Henderson-Hasselbalch pour calculer le pH d'une solution tampon contenant un acide faible HA (concentration 0,1 mol.L⁻¹) et sa base conjuguée A⁻ (concentration 0,2 mol.L⁻¹).
  -* Expliquez, en utilisant le concept de diagramme de prédominance, dans quelles conditions un acide faible HA prédomine sous sa forme acide et dans quelles conditions il prédomine sous sa forme basique A⁻.
  -* Le jus de citron est mentionné comme étant acide. Comment cela se traduit-il en termes de concentration en ions oxonium [H₃O⁺] et de pH ?
  -* Si une solution a un pH de 3, quelle est la concentration en ions oxonium [H₃O⁺] ?
  -* Quelle est la différence fondamentale entre la définition du pH et celle du pKa ?
  -* Un acide faible HA a une constante d'acidité Ka de 1.8 x 10⁻⁵. Calculez son pKa.
==== Corrigé ====
=== Question 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 ===
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 ===
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.
=== Question 4 ===
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 ===
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 ===
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.
=== Question 7 ===
Le jus de citron étant acide, cela signifie que sa concentration en ions oxonium [H₃O⁺] est supérieure à <m>1.0 \times 10^{-7} mol.L^{-1}</m>, et son pH est inférieur à 7.
=== Question 8 ===
Si le pH est de 3, alors <m>[H_3O^+] = 10^{-3} mol.L^{-1}</m>.
=== Question 9 ===
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 ===
<m>pKa = -log_{10}(Ka) = -log_{10}(1,8. 10^{-5}) \approx 4,74</m>.

[[cours:lycee:generale:terminale_generale:physique_chimie:ph_et_pka]]