Physique · Agronomie, vétérinaire & architecture — ENA Meknès (agriculture)

Contrôle de l'évolution des systèmes chimiques (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 : Noté $(AH/A^-)$ , relié par la demi-équation : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
Réaction acide-base : Transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre.
Constante d'acidité $K_A$ : Pour un acide $AH$ dans l'eau : $K_A = \frac{[A^-]_{éq} \cdot [H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ .
Relation $pH$ et $pKa$ : $pH = pKa + \log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right)$ .
Taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH : Utiliser $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Détermination de $\tau$ : Pour un acide faible : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$ .
Utilisation du diagramme de prédominance :
- Si $pH < pKa$ , l'acide $AH$ prédomine.
- Si $pH > pKa$ , la base $A^-$ prédomine.
- Si $pH = pKa$ , $[AH] = [A^-]$ .

Exemples corrigés

Calcul de $K_A$ : Soit une solution d'acide éthanoïque à $C=0,1$ mol/L, $pH=2,9$ . $K_A = \frac{10^{-2 \cdot pH}}{C - 10^{-pH}} \approx 1,6 \cdot 10^{-5}$ .
Sens d'évolution : Comparer $Q_{r,éq}$ avec $K$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $x_{max} = C \cdot V$ pour une réaction totale.
Confondre $[H_3O^+]$ avec $C$ (valable uniquement pour un acide fort).
Se tromper dans le signe du $\log$ lors du calcul du $pKa$ .

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 : Noté $(AH/A^-)$, relié par la demi-équation : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
Réaction acide-base : Transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre.
Constante d'acidité $K_A$ : Pour un acide $AH$ dans l'eau : $K_A = \frac{[A^-]{éq} \cdot [H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$.
Relation $pH$ et $pKa$ : $pH = pKa + \log\left(\frac{[A^-]{éq}}{[AH]{éq}}\right)$.
Taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH : Utiliser $pH = -\log[H_3O^+]$.
Détermination de $\tau$ : Pour un acide faible : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$.
Utilisation du diagramme de prédominance :
- Si $pH < pKa$, l'acide $AH$ prédomine.
- Si $pH > pKa$, la base $A^-$ prédomine.
- Si $pH = pKa$, $[AH] = [A^-]$.

Exemples corrigés

Calcul de $K_A$ : Soit une solution d'acide éthanoïque à $C=0,1$ mol/L, $pH=2,9$. $K_A = \frac{10^{-2 \cdot pH}}{C - 10^{-pH}} \approx 1,6 \cdot 10^{-5}$.
Sens d'évolution : Comparer $Q_{r,éq}$ avec $K$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $x_{max} = C \cdot V$ pour une réaction totale.
Confondre $[H_3O^+]$ avec $C$ (valable uniquement pour un acide fort).
Se tromper dans le signe du $\log$ lors du calcul du $pKa$.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Contrôle de l'évolution des systèmes chimiques (Réactions acide-base)

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Pour un acide faible, la relation entre $pH$ , $pKa$ et les concentrations est :

Pour un acide faible, la relation entre $pH$, $pKa$ et les concentrations est :

❓ Questions fréquentes

Est-ce que tous les acides réagissent totalement avec l'eau ?

Non, seuls les acides forts réagissent totalement avec l'eau ( $\tau = 1$ ). Les acides faibles réagissent partiellement ( $\tau < 1$ ), ce qui signifie que la réaction est limitée et conduit à un état d'équilibre chimique.

💡 À retenir : Acide fort $\rightarrow$ réaction totale ; Acide faible $\rightarrow$ équilibre.

Non, seuls les acides forts réagissent totalement avec l'eau ($\tau = 1$). Les acides faibles réagissent partiellement ($\tau < 1$), ce qui signifie que la réaction est limitée et conduit à un état d'équilibre chimique.

💡 À retenir : Acide fort $\rightarrow$ réaction totale ; Acide faible $\rightarrow$ équilibre.

Kifach n3ref chkon li ghaleb, l'acide wla l'base, f wa7d l'milieu ?

7seb l'pH dyal l'milieu.
9arno m3a l'pKa dyal l'couple.
Ila kan $pH < pKa$ , l'acide $AH$ howa li ghaleb. Ila kan $pH > pKa$ , l'base $A^-$ hiya li ghaleba.

💡 À retenir : $pH < pKa \implies$ Acide prédomine.

7seb l'pH dyal l'milieu.
9arno m3a l'pKa dyal l'couple.
Ila kan $pH < pKa$, l'acide $AH$ howa li ghaleb. Ila kan $pH > pKa$, l'base $A^-$ hiya li ghaleba.

💡 À retenir : $pH < pKa \implies$ Acide prédomine.

Pourquoi utilise-t-on le pKa au lieu de KA ?

Le $K_A$ est souvent un nombre très petit (ex: $10^{-5}$ ), ce qui est difficile à manipuler. Le $pKa$ permet de travailler avec des nombres simples (ex: 5).

💡 À retenir : $pKa = -\log(K_A)$ .

Le $K_A$ est souvent un nombre très petit (ex: $10^{-5}$), ce qui est difficile à manipuler. Le $pKa$ permet de travailler avec des nombres simples (ex: 5).

💡 À retenir : $pKa = -\log(K_A)$.

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

Dans le cadre de ce chapitre, oui, car nous étudions les réactions des acides et des bases avec l'eau (solvant). L'eau agit comme une base avec un acide, ou comme un acide avec une base (ampholyte).

💡 À retenir : L'eau est un ampholyte : $H_2O/OH^-$ et $H_3O^+/H_2O$ .

💡 À retenir : L'eau est un ampholyte : $H_2O/OH^-$ et $H_3O^+/H_2O$.

Kifach n7seb tau ila kan 3ndi ghir l'pH w l'concentration C ?

3ref bli $x_{éq} = [H_3O^+] \cdot V = 10^{-pH} \cdot V$ .
3ref bli $x_{max} = C \cdot V$ .
$\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}} = \frac{10^{-pH} \cdot V}{C \cdot V} = \frac{10^{-pH}}{C}$ .

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

3ref bli $x_{éq} = [H_3O^+] \cdot V = 10^{-pH} \cdot V$.
3ref bli $x_{max} = C \cdot V$.
$\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}} = \frac{10^{-pH} \cdot V}{C \cdot V} = \frac{10^{-pH}}{C}$.

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

Qu'est-ce qu'une zone de virage ?

C'est l'intervalle de pH dans lequel l'indicateur coloré change de couleur. Il correspond à la zone où les deux formes (acide et base) de l'indicateur sont présentes en quantités comparables.

💡 À retenir : Zone de virage $\approx pKa \pm 1$ .

C'est l'intervalle de pH dans lequel l'indicateur coloré change de couleur. Il correspond à la zone où les deux formes (acide et base) de l'indicateur sont présentes en quantités comparables.

💡 À retenir : Zone de virage $\approx pKa \pm 1$.

Est-ce que le pH dépend de la concentration ?

Oui, pour un acide faible, plus la solution est diluée, plus le pH augmente (se rapproche de 7).

💡 À retenir : La dilution augmente le pH d'un acide.

Chno l'far9 bin l'acide fort w l'acide faible ?

L'acide fort s'ionise totalement dans l'eau ( $pH = -\log C$ ). L'acide faible s'ionise partiellement et dépend de sa constante $K_A$ ( $pH = \frac{1}{2}(pKa - \log C)$ ).

💡 À retenir : Acide fort = total ; Acide faible = partiel.

L'acide fort s'ionise totalement dans l'eau ($pH = -\log C$). L'acide faible s'ionise partiellement et dépend de sa constante $K_A$ ($pH = \frac{1}{2}(pKa - \log C)$).

💡 À retenir : Acide fort = total ; Acide faible = partiel.

Comment calculer le pH d'un mélange ?

Il faut utiliser la constante d'équilibre de la réaction qui se produit entre l'acide le plus fort et la base la plus forte présents dans le mélange.

💡 À retenir : Toujours identifier les espèces présentes avant de calculer.

Pourquoi le pH de l'eau pure est 7 à 25°C ?

Parce que dans l'eau pure, $[H_3O^+] = [OH^-]$ . Comme $K_e = [H_3O^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14}$ , alors $[H_3O^+]^2 = 10^{-14}$ , donc $[H_3O^+] = 10^{-7}$ .

💡 À retenir : $pH = -\log(10^{-7}) = 7$ .

Parce que dans l'eau pure, $[H_3O^+] = [OH^-]$. Comme $K_e = [H_3O^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14}$, alors $[H_3O^+]^2 = 10^{-14}$, donc $[H_3O^+] = 10^{-7}$.

💡 À retenir : $pH = -\log(10^{-7}) = 7$.

Le pKa change-t-il avec la température ?

Oui, la constante d'acidité $K_A$ dépend de la température, donc le $pKa$ varie également.

💡 À retenir : $K_A$ est une constante d'équilibre, donc dépend de $T$ .

Oui, la constante d'acidité $K_A$ dépend de la température, donc le $pKa$ varie également.

💡 À retenir : $K_A$ est une constante d'équilibre, donc dépend de $T$.

Est-ce que tous les indicateurs colorés conviennent pour tous les dosages ?

Non, il faut choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence du dosage.

💡 À retenir : Zone de virage doit inclure $pH_E$ .

Non, il faut choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence du dosage.

💡 À retenir : Zone de virage doit inclure $pH_E$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Un acide $AH$ a un $pKa = 4,8$ . On prépare une solution où $[A^-] = 2[AH]$ . Quel est le pH de cette solution ?

Exercice 1

Un acide $AH$ a un $pKa = 4,8$. On prépare une solution où $[A^-] = 2[AH]$. Quel est le pH de cette solution ?

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

On considère une solution aqueuse d'acide méthanoïque $HCOOH$ de concentration $C = 1,0 \cdot 10^{-2}$ mol/L. Le pH mesuré est $pH = 2,9$ .

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$ . La réaction est-elle totale ?
Calculer la constante d'acidité $K_A$ du couple $HCOOH/HCOO^-$ .

Exercice 2

On considère une solution aqueuse d'acide méthanoïque $HCOOH$ de concentration $C = 1,0 \cdot 10^{-2}$ mol/L. Le pH mesuré est $pH = 2,9$.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$. La réaction est-elle totale ?
Calculer la constante d'acidité $K_A$ du couple $HCOOH/HCOO^-$.

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Exercice 3

Soit une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C = 0,05$ mol/L. $pKa(NH_4^+/NH_3) = 9,2$ .

Calculer le pH de la solution.
Déterminer les concentrations des espèces présentes à l'équilibre.

Exercice 3

Soit une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C = 0,05$ mol/L. $pKa(NH_4^+/NH_3) = 9,2$.

Calculer le pH de la solution.
Déterminer les concentrations des espèces présentes à l'équilibre.

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