Au programme de ce chapitre
- I. Constante d'acidité Ka et pKa
- II. Force des acides et des bases, taux d'avancement final
- III. Diagramme de prédominance et solutions tampons
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition Pour un couple acide-base AH/A⁻ en solution aqueuse, la réaction AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ est caractérisée par sa constante d'acidité Ka = [A⁻][H₃O⁺] / [AH] (le solvant eau n'apparaît pas). On définit pKa = −log(Ka) : plus Ka est grand (pKa petit), plus l'acide AH est fort.
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Un exemple corrigé
Exemple Le couple acide éthanoïque/ion éthanoate CH₃COOH/CH₃COO⁻ a pour pKa = 4,8 à 25 °C. Dans un mélange où [CH₃COO⁻] = 2 × [CH₃COOH], la relation de Henderson-Hasselbalch donne pH = 4,8 + log(2) = 5,10. Si au contraire [CH₃COO⁻] = 0,5 × [CH₃COOH], pH = 4,8 + log(0,5) = 4,50.
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège. Acide « fort » ≠ « concentré » : la force décrit la dissociation, pas la quantité.
Attention Un acide « faible » n'est pas un acide « dilué » : la force d'un acide (caractérisée par Ka) et sa concentration sont deux notions indépendantes. Une solution très diluée d'acide fort peut avoir le même pH qu'une solution plus concentrée d'acide faible.
L'astuce du prof
Astuce. Compare les acides par leur pKa : plus il est petit, plus l'acide est fort.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1
Différence entre acide fort et acide faible ?
Voir la correction
L'acide fort se dissocie totalement dans l'eau ; l'acide faible partiellement (équilibre).
Exercice 2
Que mesure le pKa ?
Voir la correction
La force d'un acide faible : plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.