Définition de Bronsted-Lowry et défintion d'Arrhenius pour les acides et les bases.

Dans cette vidéo, tu apprendras comment utiliser l'équation d'ionisation d'une base forte en solution aqueuse, pour résoudre des problèmes : trouver la concentration initiale de la base, à partir du pH de la solution, ou l'inverse. Il faut aussi prendre en compte la stœchiométrie de l'équation de dissolution, quand on utilise des hydroxydes de métaux, autres que les alcalins.

Rappel sur Ka et pKa. Exemple de calcul du pH d'une solution d'acide faible.

Contenu du cours :

1. Définition

   • Principe de l’autoprotolyse

   • Eau = acide et base

2. Équation de réaction

   • Écriture de l’équation chimique

   • Interprétation (H₃O⁺ et OH⁻)

3. Constante d’équilibre : produit ionique de l’eau

   • Expression de Ke

   • Valeur numérique à 25 °C

4. Cas particulier : eau pure

   • Égalité des concentrations [H₃O⁺] et [OH⁻]

   • Définition du pH neutre

5. Intérêt et applications

   • Existence permanente de H₃O⁺ et OH⁻

   • Base de l’échelle de pH

   • Utilité dans les calculs acido-basiques

6. Résumé à retenir

   • Équation clé

   • Valeur de Ke

   • Conséquences sur le pH de l’eau pure

Comment écrire un équilibre acido-basique et comment évaluer la force d'un acide à l'aide de la constante d'acidité Ka

Calcul du pH d'une solution tampon à partir de la relation de Henderson-Hasselbalch ; application à la détermination du pH après ajout de NaOH ou de HCl.

Introduction aux solutions tampons et application à la régulation du pH sanguin.

Dans cette vidéo : L'équation de Henderson-Hasselback représente une façon de déterminer le pH d'une solution tampon, et la formule est la suivante : pH = pKₐ + log([A⁻]/[HA]). Dans cette équation, [HA] et [A⁻] font référence à l'équilibre de concentration de la paire d'acide-base conjugués utilisé pour créer la solution tampon. Lorsque [HA] = [A⁻], la solution pH est égale au pKₐ de l'acide