💧 Diluer un acide fort et un acide faible : comparer le pH
Ajoute de l'eau à un acide : il devient moins acide, d'accord. Mais de combien ? Pour l'acide chlorhydrique, chaque dilution par 10 fait monter le pH de 1. Pour l'acide du vinaigre, de 0,5 seulement ! La loupe va te révéler le secret : l'acide faible se « réveille » quand on le dilue.
🧪 Mode d'emploi : règle les curseurs (à droite, ou sous l'animation sur téléphone), lance avec ▶, observe les mesures et relève les 🎯 défis. Le bouton ⛶ agrandit l'animation, idéal sur téléphone à l'horizontale.
Ce que tu vois
- Pour l'acide fort, toutes les molécules ont cédé leur proton : la loupe ne montre que des ions H3O+ et Cl−, à toutes les dilutions (τ = 100 %).
- Pour l'acide faible, presque toutes les molécules restent sous la forme AH… mais plus on dilue, plus la proportion d'ions A− augmente : le taux d'avancement final τ grandit.
- Sur le graphique, le pH de l'acide fort monte de 1 à chaque dilution par 10 (pente 1), celui de l'acide faible d'environ 0,5 (pente ½) : c'est parce que l'acide faible compense en se dissociant davantage.
- À très forte dilution, les deux pH tendent vers 7 sans jamais le dépasser : l'eau elle-même fournit des ions H3O+ (autoprotolyse). Une solution acide diluée ne devient jamais basique !
- La couleur de l'indicateur universel suit le pH : rouge très acide, orange, jaune, puis vert vers la neutralité.
Expériences à faire
- Dilue l'acide chlorhydrique 100 fois : de combien son pH a-t-il augmenté ? Et l'acide éthanoïque ?
- Quel facteur de dilution faut-il pour que le pH de l'acide éthanoïque augmente de 1 ? Pourquoi est-ce bien plus que 10 ?
- Compare l'acide fluorhydrique (pKa 3,17) et l'ion ammonium (pKa 9,25) à la même concentration : lequel est le plus dissocié ?
- Pars de C0 = 10−6 mol/L et dilue encore : le pH de l'acide fort peut-il dépasser 7 ?
- Avec « ✏️ Mon acide », choisis un pKa négatif : ton acide « faible » se comporte-t-il encore comme un acide faible ?
La chimie derrière l'animation
- pH = −log([H3O+] / c°) avec c° = 1 mol/L. Dilution d'un facteur F = Vfille / Vmère : C = C0 / F.
- Acide fort (réaction totale avec l'eau) : [H3O+] = C, donc pH = −log C : diluer 10 fois augmente le pH de 1.
- Acide faible : réaction limitée, de constante Ka = [A−]éq × [H3O+]éq / ([AH]éq × c°). Taux d'avancement final : τ = xf / xmax = [H3O+]f / C, qui augmente quand on dilue.
- Si l'acide faible est peu dissocié, pH ≈ ½ (pKa − log C) : diluer 10 fois augmente le pH d'environ 0,5.
- Modèle : pH calculé exactement à 25 °C en tenant compte de l'autoprotolyse de l'eau (Ke = 10−14). La loupe montre toujours 40 entités d'acide apportées : son volume réel grandit avec F.
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