Chimie · Paramédical (ISPITS) — Sage-femme

Équilibres chimiques en solution aqueuse : Acides et Bases

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 : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité $K_A$ : $K_A = \frac{[A^-]_{éq} \cdot [H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ . On définit $pK_A = -\log(K_A)$ .
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ .

Méthodes à maîtriser

Calculer le pH d'une solution d'acide fort ( $pH = -\log C$ ) ou d'acide faible ( $pH \approx \frac{1}{2}(pK_A - \log C)$ ).
Déterminer le taux d'avancement final $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ .
Tracer le diagramme de prédominance en fonction du pH et du $pK_A$ .

Exemples corrigés

Calcul de pH : Pour une solution d'acide éthanoïque ( $C=0,1$ mol/L, $pK_A=4,8$ ), on a $pH = \frac{1}{2}(4,8 - \log(0,1)) = 2,9$ .
Diagramme : Si $pH < pK_A$ , la forme acide $AH$ prédomine.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre la concentration initiale $C$ et la concentration à l'équilibre $[AH]_{éq}$ .
Utiliser la formule $pH = -\log C$ pour un acide faible.

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 : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité $K_A$ : $K_A = \frac{[A^-]{éq} \cdot [H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$. On définit $pK_A = -\log(K_A)$.
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.

Méthodes à maîtriser

Calculer le pH d'une solution d'acide fort ($pH = -\log C$) ou d'acide faible ($pH \approx \frac{1}{2}(pK_A - \log C)$).
Déterminer le taux d'avancement final $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$.
Tracer le diagramme de prédominance en fonction du pH et du $pK_A$.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Pour une solution d'acide éthanoïque ($C=0,1$ mol/L, $pK_A=4,8$), on a $pH = \frac{1}{2}(4,8 - \log(0,1)) = 2,9$.
Diagramme : Si $pH < pK_A$, la forme acide $AH$ prédomine.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre la concentration initiale $C$ et la concentration à l'équilibre $[AH]_{éq}$.
Utiliser la formule $pH = -\log C$ pour un acide faible.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Équilibres chimiques en solution aqueuse : Acides et Bases

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La valeur du produit ionique de l'eau $K_e$ à 25°C est :

❓ Questions fréquentes

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

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$ .
Un acide faible réagit partiellement avec l'eau : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .
Pour l'acide fort, la concentration en ions oxonium est égale à la concentration initiale : $[H_3O^+] = C$ .
Pour l'acide faible, $[H_3O^+] < C$ .

💡 À retenir : L'acide fort se dissocie totalement, l'acide faible se dissocie partiellement.

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$.
Un acide faible réagit partiellement avec l'eau : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
Pour l'acide fort, la concentration en ions oxonium est égale à la concentration initiale : $[H_3O^+] = C$.
Pour l'acide faible, $[H_3O^+] < C$.

💡 À retenir : L'acide fort se dissocie totalement, l'acide faible se dissocie partiellement.

Kifach n7seb pH dyal chi ma7loul dyal base da3ifa ?

Ecris l'équation : $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$ .
Calcule $pOH = -\log[OH^-]$ .
Utilise la relation $pH = 14 - pOH$ (à 25°C).
Si tu as $K_b$ , utilise $[OH^-] \approx \sqrt{K_b \cdot C}$ .

💡 À retenir : Toujours passer par $pOH$ pour les bases.

Ecris l'équation : $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$.
Calcule $pOH = -\log[OH^-]$.
Utilise la relation $pH = 14 - pOH$ (à 25°C).
Si tu as $K_b$, utilise $[OH^-] \approx \sqrt{K_b \cdot C}$.

💡 À retenir : Toujours passer par $pOH$ pour les bases.

Chno hiya l'mou3adala dyal l'tafa3ol 3nd l'takafou2 ?

À l'équivalence, les quantités de matière des réactifs introduits sont dans les proportions stoechiométriques. Pour un titrage d'un acide $AH$ par une base $HO^-$ : $n(AH)_{initial} = n(HO^-)_{versé}$ .

💡 À retenir : $C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{BE}$ .

À l'équivalence, les quantités de matière des réactifs introduits sont dans les proportions stoechiométriques. Pour un titrage d'un acide $AH$ par une base $HO^-$ : $n(AH){initial} = n(HO^-){versé}$.

💡 À retenir : $C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{BE}$.

Est-ce que le pH dépend de la dilution ?

Oui, le pH dépend de la dilution. Pour un acide, plus on dilue (plus $C$ diminue), plus le pH augmente et se rapproche de 7.

💡 À retenir : La dilution diminue la concentration en ions $H_3O^+$ , donc augmente le pH.

Oui, le pH dépend de la dilution. Pour un acide, plus on dilue (plus $C$ diminue), plus le pH augmente et se rapproche de 7.

💡 À retenir : La dilution diminue la concentration en ions $H_3O^+$, donc augmente le pH.

Kifach n3ref wach l'tafa3ol koli aw la ?

Calcule le taux d'avancement final $\tau = x_{éq} / x_{max}$ .
Si $\tau = 1$ , le tafa3ol est total (koli).
Si $\tau < 1$ , le tafa3ol est limité (ghayr koli).

💡 À retenir : $\tau < 1$ signifie équilibre chimique.

Calcule le taux d'avancement final $\tau = x_{éq} / x_{max}$.
Si $\tau = 1$, le tafa3ol est total (koli).
Si $\tau < 1$, le tafa3ol est limité (ghayr koli).

💡 À retenir : $\tau < 1$ signifie équilibre chimique.

Quelle est la valeur de Ke à 37°C (température du corps humain) ?

À 37°C, $K_e$ n'est plus $10^{-14}$ . Elle est plus élevée, environ $2,4 \cdot 10^{-14}$ . Le pH de la neutralité est donc légèrement inférieur à 7.

💡 À retenir : $K_e$ augmente avec la température.

À 37°C, $K_e$ n'est plus $10^{-14}$. Elle est plus élevée, environ $2,4 \cdot 10^{-14}$. Le pH de la neutralité est donc légèrement inférieur à 7.

💡 À retenir : $K_e$ augmente avec la température.

Pourquoi dit-on que l'eau est un ampholyte ?

Parce qu'elle appartient à deux couples acide/base : $H_3O^+/H_2O$ et $H_2O/OH^-$ . Elle peut donc agir comme acide ou comme base.

💡 À retenir : L'eau est amphotère.

Parce qu'elle appartient à deux couples acide/base : $H_3O^+/H_2O$ et $H_2O/OH^-$. Elle peut donc agir comme acide ou comme base.

💡 À retenir : L'eau est amphotère.

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

Non, le $pK_A$ est une constante caractéristique du couple acide/base à une température donnée. Il ne dépend pas de la concentration.

💡 À retenir : $pK_A$ est indépendant de la concentration.

Non, le $pK_A$ est une constante caractéristique du couple acide/base à une température donnée. Il ne dépend pas de la concentration.

💡 À retenir : $pK_A$ est indépendant de la concentration.

Chno hiya l'mouhim f l'ma7loul l'monaddim (tampon) ?

Un mélange acide faible/base conjuguée dont le pH varie très peu par ajout d'acide ou de base, ou par dilution.

💡 À retenir : $pH \approx pK_A$ pour un tampon.

Un mélange acide faible/base conjuguée dont le pH varie très peu par ajout d'acide ou de base, ou par dilution.

💡 À retenir : $pH \approx pK_A$ pour un tampon.

Comment choisir l'indicateur coloré pour un titrage ?

Il faut que le pH à l'équivalence ( $pH_E$ ) soit compris dans la zone de virage de l'indicateur coloré.

💡 À retenir : La zone de virage doit contenir $pH_E$ .

Il faut que le pH à l'équivalence ($pH_E$) soit compris dans la zone de virage de l'indicateur coloré.

💡 À retenir : La zone de virage doit contenir $pH_E$.

Est-ce que la constante K d'une réaction dépend de l'état initial ?

Non, la constante d'équilibre $K$ ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K$ est indépendante des concentrations initiales.

Non, la constante d'équilibre $K$ ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K$ est indépendante des concentrations initiales.

Pourquoi le pH d'un acide fort est-il plus bas que celui d'un acide faible à même concentration ?

Parce que l'acide fort libère tous ses protons $H^+$ , alors que l'acide faible n'en libère qu'une petite partie. La concentration $[H_3O^+]$ est donc plus élevée pour l'acide fort.

💡 À retenir : Plus $[H_3O^+]$ est grand, plus le pH est petit.

Parce que l'acide fort libère tous ses protons $H^+$, alors que l'acide faible n'en libère qu'une petite partie. La concentration $[H_3O^+]$ est donc plus élevée pour l'acide fort.

💡 À retenir : Plus $[H_3O^+]$ est grand, plus le pH est petit.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

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

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$ .
Calculer la constante d'acidité $K_A$ du couple.

Exercice 1

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

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$.
Calculer la constante d'acidité $K_A$ du couple.

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Exercice 2

On titre 20 mL d'une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C_B$ par une solution d'acide chlorhydrique de concentration $C_A = 0,1$ mol/L. L'équivalence est atteinte pour $V_E = 15$ mL.

Calculer $C_B$ .
Quelle est la nature du mélange à l'équivalence ?

Exercice 2

On titre 20 mL d'une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C_B$ par une solution d'acide chlorhydrique de concentration $C_A = 0,1$ mol/L. L'équivalence est atteinte pour $V_E = 15$ mL.

Calculer $C_B$.
Quelle est la nature du mélange à l'équivalence ?

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Exercice 3

Un acide faible $AH$ a un $pK_A = 4,75$ . On prépare une solution où $[AH] = [A^-]$ . Quel est le pH de cette solution ? Justifier.

Exercice 3

Un acide faible $AH$ a un $pK_A = 4,75$. On prépare une solution où $[AH] = [A^-]$. Quel est le pH de cette solution ? Justifier.

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