Comparer la force des acides et des bases

1. Définir le produit ionique de l'eau K_e. Donner sa valeur à 25 °C.
2. Définir la constante d'acidité K_a d'un couple AH/A⁻.
3. Distinguer un acide fort d'un acide faible.
4. Énoncer la relation de Henderson.

On travaille à 25 °C (K_e = 1,0 × 10⁻¹⁴).

1. Une solution a pH = 4,3. Calculer [H₃O⁺] et [HO⁻].
2. Une solution d'hydroxyde de sodium est à c = 1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹. Sachant que NaOH est une base forte, calculer le pH.
3. Une solution d'acide chlorhydrique HCl (acide fort) est à c = 5,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹. Calculer son pH.

Pour deux acides A et B, tous deux à c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹, on mesure :

• Acide A : pH = 2,0
• Acide B : pH = 3,4

1. Pour chacun, calculer [H₃O⁺] à l'équilibre. Comparer à c.
2. En déduire si chaque acide est fort ou faible.
3. Pour l'acide faible, calculer son taux d'avancement τ.

On dissout 1,0 × 10⁻² mol d'acide méthanoïque HCOOH dans 1,0 L d'eau. À l'équilibre, on mesure pH = 2,9.

1. Écrire l'équation de la réaction de HCOOH avec l'eau.
2. Faire un tableau d'avancement à l'équilibre.
3. Calculer [HCOO⁻] et [HCOOH] à l'équilibre.
4. En déduire la constante d'acidité K_a et le pK_a.

On considère le couple acide-base HCO₃⁻ / CO₃²⁻ de pK_a = 10,3.

1. Tracer le diagramme de prédominance de ce couple sur une échelle de pH.
2. Quelle espèce prédomine à pH = 7 (sang) ? À pH = 11 (lessive) ?
3. Calculer le rapport [CO₃²⁻] / [HCO₃⁻] à pH = 10,3 puis à pH = 11,3.

Le couple H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻ (pK_a = 7,2) est utilisé comme système tampon dans de nombreuses solutions biologiques. On souhaite préparer une solution tampon de pH = 7,2.

1. Justifier le choix de ce couple plutôt qu'un autre (ex : CH₃COOH/CH₃COO⁻ avec pK_a = 4,8).
2. Quel rapport [HPO₄²⁻] / [H₂PO₄⁻] doit-on utiliser ? Justifier.
3. On dispose de KH₂PO₄ (apporte H₂PO₄⁻) et de K₂HPO₄ (apporte HPO₄²⁻). On veut préparer 100 mL de tampon à 0,10 mol·L⁻¹ en ions phosphate au total. Calculer les masses à peser.
4. Pourquoi le tampon « marche » même si on ajoute un peu d'HCl ?

Données : M(KH₂PO₄) = 136 g·mol⁻¹ ; M(K₂HPO₄) = 174 g·mol⁻¹.

L'acide benzoïque C₆H₅-COOH (noté HA) et son sel de sodium (E211, benzoate de sodium) sont utilisés comme conservateurs alimentaires (sodas, sauces). Leur efficacité antibactérienne dépend de la forme sous laquelle ils existent en solution : seule la forme HA (non chargée) traverse les membranes cellulaires des micro-organismes.

On dispose d'une bouteille de soda à pH = 3,2, contenant de l'acide benzoïque (pK_a = 4,2) à la concentration totale c₀ = 1,2 × 10⁻³ mol·L⁻¹ (= [HA] + [A⁻]).

Données : M(C₆H₅COOH) = 122 g·mol⁻¹.

1. Écrire l'équation de la réaction de l'acide benzoïque avec l'eau.
2. Tracer mentalement le diagramme de prédominance et indiquer quelle forme prédomine à pH = 3,2 et à pH = 7.
3. Pour pH = 3,2, calculer le rapport [A⁻] / [HA] puis le pourcentage de molécules sous forme HA.
4. En déduire la concentration [HA] et la masse d'acide benzoïque sous forme HA dans 1 L de soda.
5. Le conservateur est efficace tant que [HA] > 5 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹. Vérifier que c'est bien le cas dans ce soda.
6. Pour des sauces tomate à pH = 4,5, le pourcentage de HA est plus faible. À quel pH faudrait-il les abaisser pour que 90 % de l'acide benzoïque soit sous forme HA ?