Focus central HL/SL pris en charge. Première évaluation 2025 ; mandat actuel acquis ; guide complet de Chimie non acquis. Le guide restant, les exigences d'évaluation et pratiques conservent leurs restrictions enregistrées.
Prérequis : équations chimiques et réactions réversibles de Structure et Réactivité 2, logarithmes et la mole. Chaque leçon développe sa propre méthode avant un transfert autonome.
Ce sont des exemples pédagogiques originaux ou explicitement fictifs, pas des mesures réelles ni des enquêtes évaluées achevées par des apprenants.
19.2
Réactions de transfert de protons
Qu'est-ce qui expliquerait cette observation ?
Deux flacons tous deux étiquetés « 0.1 mol/dm³ acide » donnent des lectures de pH très différentes : 1.0 et 2.9. Même concentration, acidité différente — pourquoi ?
Commencez par une prédiction. Énoncez les quantités ou caractéristiques que vous compareriez, puis décidez quels éléments de preuve pourraient distinguer deux explications.
Construire le modèle
Dans le modèle Brønsted–Lowry, un acide est un donneur de proton et une base est un accepteur de proton. Chaque telle réaction lie une paire acide-base conjuguée différant exactement d'un H⁺ : NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ apparie NH₃ avec NH₄⁺ et H₂O avec OH⁻.
Un acide fort se dissocie presque totalement dans l'eau ; un acide faible se dissocie partiellement seulement, donc la même concentration donne une [H⁺] différente. L'eau elle-même s'ionise légèrement : Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ mol²/dm⁶ à 298 K, et pH = −log[H⁺].
donneur de proton : Espèce qui cède un H⁺ à une autre espèce ; paire acide-base conjuguée : Deux espèces différant exactement d'un proton ; acide fort : Acide qui se dissocie presque totalement dans l'eau ; acide faible : Acide qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau.
Choisir des preuves capables de le tester
Comparer des solutions à concentration égale : un acide fort conduit mieux et présente un pH plus bas qu'un acide faible de même concentration, car une plus grande proportion de ses molécules s'est dissociée. Mesurer le pH avec un pH-mètre étalonné, sans estimer à partir de l'étiquette.
L'ajout de la base conjuguée d'un acide faible déplace son équilibre vers la forme non dissociée — preuve que la dissociation constitue une véritable équilibre et non une réaction unidirectionnelle.
Travailler à partir de quantités connues
Énoncez les valeurs connues et leurs unités. Choisissez la relation dont les hypothèses s'adaptent à ce cas, puis réarrangez-la avant de substituer les valeurs.
Connu : HCl est un acide fort à 0.05 mol/dm³, donc [H⁺] = 0.05 mol/dm³. pH = −log[H⁺]. Substitution : pH = −log(0.05) = 1.30. Pour 0.01 mol/dm³ NaOH, une base forte, [OH⁻] = 0.01 ; en utilisant Kw, [H⁺] = Kw/[OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ / 0.01 = 1.0 × 10⁻¹², donc pH = 12.0.
Exemple :
Une solution d'acide fort a [H⁺] = 2.5 × 10⁻⁴ mol/dm³. Trouver son pH en suivant la même séquence : quantités connues → modèle → relation → substitution → unité et interprétation. (Réponse : pH = −log(2.5 × 10⁻⁴) = 3.60. Le pH est sans dimension ; indiquer la concentration d'entrée avec son unité.)
Vérifier la conclusion et ses limites
La formule pH = −log[H⁺] suppose ici des solutions diluées où la concentration approxime l'activité ; à haute concentration, cette approximation devient moins fiable. Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ est valide à 298 K et varie avec la température.
Revenez à l'observation initiale. Expliquez ce que le résultat soutient, quelles conditions il suppose, et une manière de tester une explication concurrente.
Avertissement :
Un acide fort est la même chose qu'un acide concentré. Cette affirmation est fausse : la force correspond au degré de dissociation et la concentration à la quantité par volume ; il existe à la fois des acides faibles concentrés et des acides forts dilués.
Clé :
Les réactions de transfert de protons : les acides cèdent des protons et les bases les acceptent ; tout transfert relie une paire conjuguée différant par un H⁺. La force (degré de dissociation) n'est pas la concentration, et pH = −log[H⁺] avec Kw = [H⁺][OH⁻].
