📝 FICHE DE RÉSUMÉ

I. Définitions (Brönsted)

• Acide : espèce capable de céder un proton H⁺.
• Base : espèce capable de capter un proton H⁺.

II. Acides forts usuels

Exemples :

• Acide chlorhydrique HCl(aq)
• Acide nitrique HNO₃(aq)
• Acide sulfurique H₂SO₄(aq) (première dissociation)

Dans l’eau :

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ (totale)

Pour une solution d’acide fort monoprotonique de concentration C :

[H₃O⁺] ≈ C ⟹ pH = − log C

III. Bases fortes usuelles

Exemples :

• Soude : NaOH(aq)
• Potasse : KOH(aq)

Dans l’eau :

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Pour une base forte monobasique de concentration C :

[OH⁻] ≈ C

À 25 °C, avec K_e = [H₃O⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ :

[H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / C ⟹ pH = 14 + log C

IV. Calculs simples de pH

1. Solution d’acide fort (monoprotonique) de concentration C

[H₃O⁺] ≈ C ⟹ pH ≈ − log C

2. Solution de base forte (monobasique) de concentration C

[OH⁻] ≈ C ⟹ [H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / C ⟹ pH ≈ 14 + log C

V. À retenir

• Un acide fort (ou une base forte) est pratiquement totalement dissocié(e) en solution aqueuse.
• Dans les exercices, on assimile souvent leur réaction avec l’eau à une réaction totale.
• Les formules pH = − log C (acide fort) et pH = 14 + log C (base forte) sont des approximations valables pour des solutions pas trop concentrées.

Fiche réalisée à partir du cours de chimie « Acide fort – Base forte » (Terminale C, ecole-ci.org).