Chimie · 07 / 10
Acides et bases : transfert de proton
Terminale · Exemple résolu et 4 exercices corrigés, à ton rythme.
Le principe, simplement
Dans le modèle de Brønsted, un acide peut céder un proton et une base peut en capter un. Un couple acide/base diffère d’un proton. Le pH renseigne sur l’activité des ions oxonium ; dans les exercices en solution diluée, on utilise souvent pH ≈ −log₁₀([H₃O⁺]/c°), avec c° = 1 mol/L. Il faut vérifier les hypothèses de réaction et de dilution.
- 01Acide cède H⁺
- 02Base capte H⁺
- 03Équilibre du système
- 04pH et hypothèses
EXEMPLE RÉSOLU
Du cours au raisonnement
Si [H₃O⁺] = 10⁻³ mol/L dans le modèle dilué, pH ≈ 3. Multiplier cette concentration par 10 abaisse le pH d’une unité.
Résoudre un problème dans cette matière
- Identifier les espèces
Écris les formules et les états lorsqu’ils sont utiles. Distingue atome, ion, molécule et quantité de matière. La charge totale se conserve.
- Relier les quantités
Passe entre masse, quantité et concentration avec m = nM et C = n/V. Le volume V est celui de la solution finale, avec des unités cohérentes.
- Exploiter les coefficients
Équilibre la réaction avant le tableau d’avancement. Pour trouver le réactif limitant, compare les quantités initiales divisées par leur coefficient.
- Vérifier le contexte
Une quantité restante ne peut pas être négative. Contrôle conservation, unités et conditions : solution diluée, milieu, transformation totale ou équilibre.
À TOI DE JOUER
01 · Une tentative avant la correction
Si [H₃O⁺] passe de 10⁻³ à 10⁻⁴ mol/L, que devient le pH ?
Un indice
−log₁₀(10⁻⁴) = 4.
Voir et comprendre la correction
Le pH passe de 3 à 4 : la concentration en oxonium diminue d’un facteur 10.
Compare la méthode, les conditions et le résultat ; indique précisément ce que tu dois reprendre.
PROGRESSER PAR LA PRATIQUE
Trois défis supplémentaires, avec correction
Commence par le premier défi. Écris ta démarche avant d’ouvrir un indice ; utilise la correction pour retrouver la première étape qui bloque.
Une solution a [H₃O⁺] = 10⁻³ mol/L. Calcule son pH dans le modèle usuel des solutions diluées.
Un indice pour démarrer
pH = −log₁₀([H₃O⁺]/c°), avec c° = 1 mol/L.
Correction étape par étape
- log₁₀(10⁻³) = −3.
- Le signe moins donne pH = 3.
- Une concentration divisée par 10 ferait augmenter ce pH de 1.
Quelle étape avais-tu oubliée ? Refais cet exercice sans aide, puis explique pourquoi la méthode fonctionne.
Quel est l’acide conjugué de NH₃ ?
Un indice pour démarrer
Ajoute un proton H⁺ et ajuste la charge.
Correction étape par étape
- NH₃ accepte H⁺.
- L’espèce obtenue est NH₄⁺.
- Le couple s’écrit NH₄⁺/NH₃ et diffère d’un seul proton.
Quelle étape avais-tu oubliée ? Refais cet exercice sans aide, puis explique pourquoi la méthode fonctionne.
Pour HA/A⁻ avec pKa = 4, à pH = 5 quelle forme prédomine ?
Un indice pour démarrer
Compare pH et pKa dans la relation de Henderson–Hasselbalch.
Correction étape par étape
- pH − pKa = log₁₀([A⁻]/[HA]) = 1.
- Le rapport [A⁻]/[HA] vaut 10.
- A⁻ prédomine ; les deux formes sont néanmoins présentes dans le modèle.
Quelle étape avais-tu oubliée ? Refais cet exercice sans aide, puis explique pourquoi la méthode fonctionne.
L’erreur à éviter
Assimiler concentration d’un acide faible et concentration en oxonium sans étudier son équilibre.
Sans tes notes, peux-tu…
- Expliquer le principe avec tes mots ?
- Reconstruire le schéma et ses liens ?
- Résoudre l’exercice et justifier la méthode ?
Choisir un état le conserve dans ce navigateur. C’est ton auto-évaluation, pas une note.