🧪 Force d'un acide : taux d'avancement final et Ka
Un acide fort donne TOUS ses protons à l'eau ; un acide faible en garde presque tous pour lui. Comment le savoir ? Avec un simple pH-mètre ! Plonge la sonde, et déduis de la mesure le taux d'avancement final et la constante d'acidité Ka, comme un vrai chimiste… puis démasque l'acide mystère.
🧪 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
- Le pH mesuré donne directement l'avancement final : xf = [H3O+]f = 10−pH (en mol/L). Le tableau d'avancement se remplit avec cette valeur.
- Pour l'acide éthanoïque à 10−2 mol/L, à peine 4 molécules sur 100 ont cédé leur proton : τ ≈ 4 %. La réaction avec l'eau est très limitée : c'est un acide faible.
- La grille de 100 molécules ne se fige jamais : des molécules se dissocient et d'autres se reforment sans cesse, mais leur nombre reste constant. C'est l'équilibre dynamique.
- Sur la courbe τ = f(pKa), plus le pKa est petit, plus l'acide est dissocié à concentration égale. L'intersection avec la droite « τ mesuré » donne le pKa.
- Quand le pH s'approche de 7, l'eau fournit elle-même une partie des ions H3O+ : la méthode donne alors un Ka faux, et l'animation te prévient.
Expériences à faire
- Mesure le pH de l'acide méthanoïque à 0,1 mol/L puis à 0,001 mol/L : τ change-t-il ? Et Ka ?
- Range les acides de la liste du plus fort au plus faible en mesurant τ à la même concentration.
- Avec l'acide chlorhydrique, pourquoi ne peut-on pas calculer Ka avec la formule xf² / (C − xf) ?
- Choisis « 🕵️ Acide mystère » : mesure le pH, calcule son pKa et retrouve de quel acide il s'agit.
- Avec « ✏️ Mon acide », cherche le pKa pour lequel la moitié des molécules sont dissociées : quel lien avec C ?
La chimie derrière l'animation
- Réaction de l'acide avec l'eau : AH + H2O ⇌ A− + H3O+. L'eau étant en excès, xmax = C (en mol/L) et, d'après le pH, xf = [H3O+]f = 10−pH.
- Taux d'avancement final : τ = xf / xmax. Si τ = 1 la réaction est totale (acide fort) ; si τ < 1 elle est limitée (acide faible).
- Constante d'acidité : Ka = [A−]éq × [H3O+]éq / ([AH]éq × c°) = xf² / ((C − xf) × c°) et pKa = −log Ka. Ka ne dépend que de l'acide (et de la température), pas de C.
- À concentration égale, plus Ka est grand (pKa petit), plus τ est grand : l'acide est plus fort.
- Modèle : pH « vrai » calculé exactement à 25 °C (autoprotolyse de l'eau comprise, Ke = 10−14), puis arrondi à 0,01 comme sur un pH-mètre : les valeurs déduites ont donc une petite incertitude, comme en TP.
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