Modéliser les transformations acide-base (pH, pKa, diagrammes) | Physique-Chimie | Terminale spécialité
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
On considère l'acide éthanoïque \(\text{CH}_3\text{COOH}\) et l'ion ammonium \(\text{NH}_4^+\).
1. Donne la base conjuguée de chacun. 2. Écris l'équation de la réaction entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac \(\text{NH}_3\), en identifiant les deux couples.
1. Couples : \(\text{CH}_3\text{COOH}/\text{CH}_3\text{COO}^-\) et \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\). Les bases conjuguées sont \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) et \(\text{NH}_3\).
2. \(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{NH}_3 \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{NH}_4^+\). L'acide \(\text{CH}_3\text{COOH}\) (couple 1) cède un proton \(\text{H}^+\) à la base \(\text{NH}_3\) (couple 2).
Une solution a un pH de 2,7 à 25 °C.
1. Calcule \([\text{H}_3\text{O}^+]\). 2. Calcule \([\text{HO}^-]\). 3. La solution est-elle acide, neutre ou basique ?
1. \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-pH}=10^{-2{,}7}\approx 2{,}0\times 10^{-3}\) mol·L\(^{-1}\).
2. \([\text{HO}^-]=\dfrac{K_e}{[\text{H}_3\text{O}^+]}=\dfrac{10^{-14}}{2{,}0\times 10^{-3}}\approx 5{,}0\times 10^{-12}\) mol·L\(^{-1}\).
3. \([\text{H}_3\text{O}^+]\gt[\text{HO}^-]\) (et \(pH\lt 7\)) : la solution est acide.
Le couple de l'acide éthanoïque a un \(pK_a = 4{,}8\).
1. Trace (ou décris) le diagramme de prédominance en fonction du pH. 2. Quelle espèce prédomine à \(pH = 3\) ? à \(pH = 7\) ? 3. À quel pH les deux espèces sont-elles en concentrations égales ?
1. Sur un axe de pH : pour \(pH\lt pK_a\) l'acide \(\text{CH}_3\text{COOH}\) prédomine ; pour \(pH\gt pK_a\) la base \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) prédomine ; la frontière est à \(pH=pK_a=4{,}8\).
2. À \(pH=3\lt 4{,}8\) : \(\text{CH}_3\text{COOH}\) prédomine. À \(pH=7\gt 4{,}8\) : \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) prédomine.
3. Les concentrations sont égales lorsque \(pH=pK_a=4{,}8\).
Dans une solution contenant le couple \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\) (\(pK_a = 9{,}2\)), on mesure \([\text{NH}_3]=2{,}0\times 10^{-2}\) mol·L\(^{-1}\) et \([\text{NH}_4^+]=5{,}0\times 10^{-2}\) mol·L\(^{-1}\).
Calcule le pH de la solution.
\(pH=pK_a+\log\dfrac{[\text{base}]}{[\text{acide}]}=9{,}2+\log\dfrac{2{,}0\times 10^{-2}}{5{,}0\times 10^{-2}}\).
\(\log(0{,}40)\approx -0{,}40\), donc \(pH\approx 9{,}2-0{,}40=8{,}8\).
On dispose de deux solutions de concentration apportée \(c = 1{,}0\times 10^{-2}\) mol·L\(^{-1}\) : de l'acide chlorhydrique (pH mesuré = 2,0) et de l'acide éthanoïque (pH mesuré = 3,4).
1. Pour l'acide chlorhydrique, compare \([\text{H}_3\text{O}^+]\) à \(c\). Que peut-on dire ? 2. Même question pour l'acide éthanoïque. 3. Lequel est un acide fort ? un acide faible ?
1. \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-2{,}0}=1{,}0\times 10^{-2}=c\) : l'acide est totalement dissocié (taux d'avancement final \(\tau\approx 1\)).
2. \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-3{,}4}\approx 4{,}0\times 10^{-4}\ll c\) : l'acide est partiellement dissocié (\(\tau\approx 0{,}04\)).
3. L'acide chlorhydrique est un acide fort (réaction totale avec l'eau) ; l'acide éthanoïque est un acide faible.
On prépare une solution en mélangeant de l'acide éthanoïque et de l'éthanoate de sodium de sorte que \([\text{CH}_3\text{COOH}]=[\text{CH}_3\text{COO}^-]=0{,}10\) mol·L\(^{-1}\). Donnée : \(pK_a=4{,}8\).
1. Calcule le pH de la solution. 2. Qu'appelle-t-on solution tampon ? 3. Pourquoi ce mélange en est-il un ?
1. \(pH=pK_a+\log\dfrac{[\text{base}]}{[\text{acide}]}=4{,}8+\log(1)=4{,}8\).
2. Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lors de l'ajout modéré d'un acide, d'une base, ou lors d'une dilution.
3. Le mélange contient l'acide et sa base conjuguée en quantités comparables : l'acide neutralise les ions \(\text{HO}^-\) ajoutés, la base neutralise les ions \(\text{H}_3\text{O}^+\) ajoutés ; le rapport \([\text{base}]/[\text{acide}]\) reste proche de 1, donc le pH reste proche de \(pK_a\).