Physique-Chimie · 2ème Année Bac — Sciences et Technologies Électriques

Les réactions acide-base

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Définition de Brönsted : Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton $H^+$ . Une base est capable d'en capter un.
Couple acide/base : $AH/A^-$ . La réaction est : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
Réaction acide-base : Transfert de $H^+$ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre : $A_1H + A_2^- \rightleftharpoons A_1^- + A_2H$ .
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité $K_a$ : Pour $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ , on a $K_a = \frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ .
Relation pH et $K_a$ : $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ avec $pK_a = -\log(K_a)$ .

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acide-base.
Calculer le taux d'avancement final $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ pour un acide dans l'eau.
Déterminer le $pK_a$ à partir du pH et des concentrations.
Utiliser le diagramme de prédominance : si $pH < pK_a$ , l'acide prédomine ; si $pH > pK_a$ , la base prédomine.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Solution d'acide éthanoïque à $10^{-2} mol/L$ avec $pK_a = 4,8$ . On utilise $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C) = \frac{1}{2}(4,8 - (-2)) = 3,4$ .
Diagramme : Si $pH = 5$ et $pK_a = 4,8$ , alors $pH > pK_a$ , donc la base $CH_3COO^-$ est majoritaire.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre l'avancement final $x_{éq}$ avec l'avancement maximal $x_{max}$ .
Ne pas mettre les crochets pour les concentrations à l'équilibre.

L'essentiel du cours

Définition de Brönsted : Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton $H^+$. Une base est capable d'en capter un.
Couple acide/base : $AH/A^-$. La réaction est : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
Réaction acide-base : Transfert de $H^+$ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre : $A_1H + A_2^- \rightleftharpoons A_1^- + A_2H$.
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité $K_a$ : Pour $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$, on a $K_a = \frac{[A^-]{éq}[H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$.
Relation pH et $K_a$ : $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]{éq}}{[AH]{éq}}$ avec $pK_a = -\log(K_a)$.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acide-base.
Calculer le taux d'avancement final $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ pour un acide dans l'eau.
Déterminer le $pK_a$ à partir du pH et des concentrations.
Utiliser le diagramme de prédominance : si $pH < pK_a$, l'acide prédomine ; si $pH > pK_a$, la base prédomine.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Solution d'acide éthanoïque à $10^{-2} mol/L$ avec $pK_a = 4,8$. On utilise $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C) = \frac{1}{2}(4,8 - (-2)) = 3,4$.
Diagramme : Si $pH = 5$ et $pK_a = 4,8$, alors $pH > pK_a$, donc la base $CH_3COO^-$ est majoritaire.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre l'avancement final $x_{éq}$ avec l'avancement maximal $x_{max}$.
Ne pas mettre les crochets pour les concentrations à l'équilibre.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Les réactions acide-base

1/4

Quelle est la relation entre $pH$ et $[H_3O^+]$ ?

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre un acide fort et un acide faible ?

Un acide fort réagit totalement avec l'eau ( $x_{éq} = x_{max}$ ), donc $\tau = 1$ .
Un acide faible réagit partiellement avec l'eau ( $x_{éq} < x_{max}$ ), donc $\tau < 1$ .

💡 À retenir : L'acide fort se dissocie complètement, l'acide faible est en équilibre.

Un acide fort réagit totalement avec l'eau ($x_{éq} = x_{max}$), donc $\tau = 1$.
Un acide faible réagit partiellement avec l'eau ($x_{éq} < x_{max}$), donc $\tau < 1$.

💡 À retenir : L'acide fort se dissocie complètement, l'acide faible est en équilibre.

Kifach n7seb tau ila 3tani ghir pH o تركيز C ?

On sait que $[H_3O^+]_{éq} = 10^{-pH}$ .
On utilise la formule $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ .
Tu remplaces par les valeurs et tu trouves le résultat.

💡 À retenir : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$ .

On sait que $[H_3O^+]_{éq} = 10^{-pH}$.
On utilise la formule $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$.
Tu remplaces par les valeurs et tu trouves le résultat.

💡 À retenir : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$.

Est-ce que le Ka change si on change la concentration ?

Non, le $K_a$ est une constante d'équilibre qui ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K_a$ est fixe pour un couple donné à une température donnée.

Non, le $K_a$ est une constante d'équilibre qui ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K_a$ est fixe pour un couple donné à une température donnée.

Chno hiya l'ampholyte ?

C'est une espèce qui peut agir comme un acide dans un couple et comme une base dans un autre (ex: $H_2O$ ou $HCO_3^-$ ).

💡 À retenir : L'ampholyte est à la fois donneur et accepteur de protons.

C'est une espèce qui peut agir comme un acide dans un couple et comme une base dans un autre (ex: $H_2O$ ou $HCO_3^-$).

💡 À retenir : L'ampholyte est à la fois donneur et accepteur de protons.

Pourquoi on utilise pH = pKa + logfrac{[A^-]}{[AH]} ?

Cette relation permet de lier le pH de la solution aux concentrations des espèces du couple et à la force de l'acide ( $pK_a$ ).

💡 À retenir : C'est l'équation de Henderson-Hasselbalch, très utile pour les zones de prédominance.

Cette relation permet de lier le pH de la solution aux concentrations des espèces du couple et à la force de l'acide ($pK_a$).

💡 À retenir : C'est l'équation de Henderson-Hasselbalch, très utile pour les zones de prédominance.

Wach Ke dima katساوي 10^{-14} ?

Non, seulement à 25°C. Si la température change, la valeur de $K_e$ change aussi.

💡 À retenir : $K_e$ est une constante de température.

Non, seulement à 25°C. Si la température change, la valeur de $K_e$ change aussi.

💡 À retenir : $K_e$ est une constante de température.

Comment savoir si une réaction est totale ou limitée ?

Calcule le taux d'avancement $\tau$ .
Si $\tau \approx 1$ , la réaction est totale.
Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

💡 À retenir : $\tau = 1$ signifie réaction totale.

Calcule le taux d'avancement $\tau$.
Si $\tau \approx 1$, la réaction est totale.
Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

💡 À retenir : $\tau = 1$ signifie réaction totale.

Comment tracer le diagramme de prédominance ?

Trace un axe gradué en pH.
Place le $pK_a$ sur l'axe.
À gauche ( $pH < pK_a$ ), l'acide prédomine. À droite ( $pH > pK_a$ ), la base prédomine.

💡 À retenir : $pH < pK_a \rightarrow$ Acide ; $pH > pK_a \rightarrow$ Base.

Trace un axe gradué en pH.
Place le $pK_a$ sur l'axe.
À gauche ($pH < pK_a$), l'acide prédomine. À droite ($pH > pK_a$), la base prédomine.

💡 À retenir : $pH < pK_a \rightarrow$ Acide ; $pH > pK_a \rightarrow$ Base.

Est-ce que l'eau est toujours un réactif ?

Oui, dans les réactions acide-base en solution aqueuse, l'eau est le solvant et intervient comme acide ou base.

💡 À retenir : L'eau est un ampholyte.

Kifach n7seb pKa ila 3tani Ka ?

Il suffit d'appliquer la définition : $pK_a = -\log(K_a)$ .

💡 À retenir : La fonction $-\log$ est la clé.

Il suffit d'appliquer la définition : $pK_a = -\log(K_a)$.

💡 À retenir : La fonction $-\log$ est la clé.

Pourquoi on dit que l'acide éthanoïque est faible ?

Parce que dans l'eau, il ne se dissocie pas totalement, il reste beaucoup de molécules $CH_3COOH$ non dissociées.

💡 À retenir : Un acide faible a un $\tau < 1$ .

Parce que dans l'eau, il ne se dissocie pas totalement, il reste beaucoup de molécules $CH_3COOH$ non dissociées.

💡 À retenir : Un acide faible a un $\tau < 1$.

Est-ce que le pH peut être négatif ?

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort ( $[H_3O^+] > 1 mol/L$ ), le pH peut être négatif.

💡 À retenir : $pH = -\log[H_3O^+]$ .

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort ($[H_3O^+] > 1 mol/L$), le pH peut être négatif.

💡 À retenir : $pH = -\log[H_3O^+]$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère une solution d'acide méthanoïque $HCOOH$ de concentration $C = 10^{-2} mol/L$ . Le pH mesuré est 2,9.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement $\tau$ .
Déterminer la valeur du $pK_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$ .

Exercice 1

On considère une solution d'acide méthanoïque $HCOOH$ de concentration $C = 10^{-2} mol/L$. Le pH mesuré est 2,9.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement $\tau$.
Déterminer la valeur du $pK_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

On mélange un volume $V_1$ d'acide éthanoïque ( $pK_a=4,8$ ) et un volume $V_2$ d'éthanoate de sodium. Le pH est 5,2.

Quelle espèce prédomine ?
Calculer le rapport $\frac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}$ .

Exercice 2

On mélange un volume $V_1$ d'acide éthanoïque ($pK_a=4,8$) et un volume $V_2$ d'éthanoate de sodium. Le pH est 5,2.

Quelle espèce prédomine ?
Calculer le rapport $\frac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}$.

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Exercice 3

Soit un acide $AH$ avec $pK_a = 3,2$ . On prépare une solution de concentration $C = 0,1 mol/L$ .

Calculer le pH en supposant que la dissociation est faible ( $[AH]_{éq} \approx C$ ).
Vérifier l'hypothèse.

Exercice 3

Soit un acide $AH$ avec $pK_a = 3,2$. On prépare une solution de concentration $C = 0,1 mol/L$.

Calculer le pH en supposant que la dissociation est faible ($[AH]_{éq} \approx C$).
Vérifier l'hypothèse.

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