Chimie · Paramédical (ISPITS) — Kinésithérapie & rééducation

Réactions acido-basiques en solution aqueuse

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 Brønsted : 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 $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
pH : $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Acide fort : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$ . La réaction est totale.
Acide faible : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ . La réaction est limitée.
Constante d'acidité : $K_A = \frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ . On a $pK_A = -\log(K_A)$ .

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH :
- Acide fort : $pH = -\log(C)$ .
- Acide faible : $pH = \frac{1}{2}(pK_A - \log(C))$ .
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ .
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ .

Exemples corrigés

Solution d'acide chlorhydrique ( $HCl$ ) à $10^{-2} mol/L$ : $pH = -\log(10^{-2}) = 2$ .
Solution d'acide éthanoïque à $10^{-2} mol/L$ ( $pK_A = 4,8$ ) : $pH = 0,5 \times (4,8 - \log(10^{-2})) = 3,4$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $pH$ est sans unité.
Confondre la concentration initiale $C$ avec la concentration à l'équilibre $[AH]_{éq}$ .
Utiliser la formule de l'acide faible pour un acide fort.

L'essentiel du cours

Définition de Brønsted : 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 $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
pH : $pH = -\log[H_3O^+]$.
Acide fort : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$. La réaction est totale.
Acide faible : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. La réaction est limitée.
Constante d'acidité : $K_A = \frac{[A^-]{éq}[H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$. On a $pK_A = -\log(K_A)$.

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH :
- Acide fort : $pH = -\log(C)$.
- Acide faible : $pH = \frac{1}{2}(pK_A - \log(C))$.
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$.

Exemples corrigés

Solution d'acide chlorhydrique ($HCl$) à $10^{-2} mol/L$ : $pH = -\log(10^{-2}) = 2$.
Solution d'acide éthanoïque à $10^{-2} mol/L$ ($pK_A = 4,8$) : $pH = 0,5 \times (4,8 - \log(10^{-2})) = 3,4$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $pH$ est sans unité.
Confondre la concentration initiale $C$ avec la concentration à l'équilibre $[AH]_{éq}$.
Utiliser la formule de l'acide faible pour un acide fort.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Réactions acido-basiques en solution aqueuse

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Le pH d'une solution d'acide fort de concentration $10^{-3} mol/L$ est :

❓ Questions fréquentes

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

L'acide fort réagit totalement avec l'eau : il n'en reste plus dans la solution.
L'acide faible réagit partiellement : il y a un équilibre chimique entre l'acide et sa base conjuguée.

💡 À retenir : L'acide fort est toujours totalement dissocié, contrairement à l'acide faible.

Kifach n7seb pH dyal chi solution d'acide faible ila 3tani KA o C ?

Écris l'équation de la réaction : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .
Utilise la relation : $pH = \frac{1}{2}(pK_A - \log(C))$ .
Assure-toi que la concentration $C$ est suffisamment élevée pour négliger l'autoprotolyse de l'eau.

💡 À retenir : La formule simplifiée est valable si $\tau < 0,1$ .

Écris l'équation de la réaction : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
Utilise la relation : $pH = \frac{1}{2}(pK_A - \log(C))$.
Assure-toi que la concentration $C$ est suffisamment élevée pour négliger l'autoprotolyse de l'eau.

💡 À retenir : La formule simplifiée est valable si $\tau < 0,1$.

Est-ce que le Ke change si on change la température ?

Oui, le produit ionique de l'eau $K_e$ dépend uniquement de la température. À 25°C, il vaut $10^{-14}$ , mais il augmente avec la température.

💡 À retenir : $K_e$ est une constante d'équilibre, donc elle varie avec $T$ .

Oui, le produit ionique de l'eau $K_e$ dépend uniquement de la température. À 25°C, il vaut $10^{-14}$, mais il augmente avec la température.

💡 À retenir : $K_e$ est une constante d'équilibre, donc elle varie avec $T$.

Chno hiya l'relation bin pH o pKa ?

La relation est : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$ . Elle permet de déterminer la forme prédominante d'un couple en solution.

💡 À retenir : Si $pH = pK_A$ , alors $[Base] = [Acide]$ .

La relation est : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$. Elle permet de déterminer la forme prédominante d'un couple en solution.

💡 À retenir : Si $pH = pK_A$, alors $[Base] = [Acide]$.

Pourquoi on dit que l'eau est un ampholyte ?

Parce qu'elle appartient à deux couples : $H_3O^+/H_2O$ (où elle est base) et $H_2O/OH^-$ (où elle est acide).

💡 À retenir : L'eau peut réagir avec elle-même (autoprotolyse).

Parce qu'elle appartient à deux couples : $H_3O^+/H_2O$ (où elle est base) et $H_2O/OH^-$ (où elle est acide).

💡 À retenir : L'eau peut réagir avec elle-même (autoprotolyse).

Wach l'pH dyal solution d'acide fort kayt'bdel ila zedna l'ma ?

Oui, en ajoutant de l'eau, on dilue la solution. La concentration $[H_3O^+]$ diminue, donc le $pH$ augmente et se rapproche de 7.

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

Oui, en ajoutant de l'eau, on dilue la solution. La concentration $[H_3O^+]$ diminue, donc le $pH$ augmente et se rapproche de 7.

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

Comment calculer le taux d'avancement final tau ?

Calcule la concentration en ions oxonium $[H_3O^+]_{éq} = 10^{-pH}$ .
Utilise la formule $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ .
Le résultat est sans unité et doit être inférieur à 1.

💡 À retenir : $\tau$ mesure le degré de dissociation de l'acide.

Calcule la concentration en ions oxonium $[H_3O^+]_{éq} = 10^{-pH}$.
Utilise la formule $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$.
Le résultat est sans unité et doit être inférieur à 1.

💡 À retenir : $\tau$ mesure le degré de dissociation de l'acide.

Est-ce que le pKa est une constante ?

Oui, pour un couple acide/base donné, le $pK_A$ est une constante qui ne dépend que de la température.

💡 À retenir : Plus le $pK_A$ est petit, plus l'acide est fort.

Oui, pour un couple acide/base donné, le $pK_A$ est une constante qui ne dépend que de la température.

💡 À retenir : Plus le $pK_A$ est petit, plus l'acide est fort.

C'est quoi une réaction acido-basique ?

C'est un transfert de proton $H^+$ entre l'acide d'un premier couple et la base d'un deuxième couple.

💡 À retenir : L'équation bilan est $A_1 + B_2 \rightarrow B_1 + A_2$ .

C'est un transfert de proton $H^+$ entre l'acide d'un premier couple et la base d'un deuxième couple.

💡 À retenir : L'équation bilan est $A_1 + B_2 \rightarrow B_1 + A_2$.

Est-ce que la concentration initiale influence le pH ?

Oui, plus une solution acide est concentrée, plus elle contient d'ions $H_3O^+$ , donc plus le pH est bas.

💡 À retenir : $pH$ est une fonction décroissante de la concentration $C$ .

Oui, plus une solution acide est concentrée, plus elle contient d'ions $H_3O^+$, donc plus le pH est bas.

💡 À retenir : $pH$ est une fonction décroissante de la concentration $C$.

Comment savoir si une espèce est prédominante ?

Compare le $pH$ de la solution au $pK_A$ du couple.
Si $pH < pK_A$ , c'est l'acide qui prédomine.
Si $pH > pK_A$ , c'est la base qui prédomine.

💡 À retenir : Le $pK_A$ est la zone de transition.

Compare le $pH$ de la solution au $pK_A$ du couple.
Si $pH < pK_A$, c'est l'acide qui prédomine.
Si $pH > pK_A$, c'est la base qui prédomine.

💡 À retenir : Le $pK_A$ est la zone de transition.

Est-ce que le pH peut être négatif ?

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $C > 1 mol/L$ ), le calcul $-\log(C)$ donne une valeur négative.

💡 À retenir : Le pH n'est pas limité à l'intervalle [0, 14].

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $C > 1 mol/L$), le calcul $-\log(C)$ donne une valeur négative.

💡 À retenir : Le pH n'est pas limité à l'intervalle [0, 14].

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On prépare une solution aqueuse d'acide éthanoïque ( $CH_3COOH$ ) de concentration $C = 1,0 \times 10^{-2} mol/L$ . Le pH mesuré est 3,4.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$ .
Déterminer la valeur du $pK_A$ du couple $CH_3COOH / CH_3COO^-$ .

Exercice 1

On prépare une solution aqueuse d'acide éthanoïque ($CH_3COOH$) de concentration $C = 1,0 \times 10^{-2} mol/L$. Le pH mesuré est 3,4.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$.
Déterminer la valeur du $pK_A$ du couple $CH_3COOH / CH_3COO^-$.

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Exercice 2

Une solution d'hydroxyde de sodium ( $NaOH$ ) a un pH de 12,5 à 25°C.

Calculer la concentration $[H_3O^+]$ .
En déduire la concentration $[OH^-]$ .
Calculer la concentration molaire $C$ de la solution.

Exercice 2

Une solution d'hydroxyde de sodium ($NaOH$) a un pH de 12,5 à 25°C.

Calculer la concentration $[H_3O^+]$.
En déduire la concentration $[OH^-]$.
Calculer la concentration molaire $C$ de la solution.

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Exercice 3

On mélange 10 mL d'acide chlorhydrique ( $10^{-2} mol/L$ ) et 10 mL d'eau distillée.

Calculer le nouveau pH.
Commenter l'évolution du pH.

Exercice 3

On mélange 10 mL d'acide chlorhydrique ($10^{-2} mol/L$) et 10 mL d'eau distillée.

Calculer le nouveau pH.
Commenter l'évolution du pH.

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