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

Équilibres en solution aqueuse : Acido-basiques

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 : $AH / A^-$ tel que $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
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-pKa : $pH = pKa + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ .

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH d'un acide fort : $pH = -\log(C)$ .
Calcul du pH d'un acide faible : Utiliser le tableau d'avancement et l'approximation $[H_3O^+] \approx [A^-]$ si la réaction est peu avancée.
Détermination de l'équivalence : Utiliser la relation $C_a V_a = C_b V_b$ lors d'un titrage acide-base.

Exemples corrigés

Calcul pH : Solution d'acide chlorhydrique $C = 10^{-2} mol/L$ . $pH = -\log(10^{-2}) = 2$ .
Relation $K_A$ : Si $pH = pKa$ , alors $[A^-] = [AH]$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre acide fort (réaction totale) et acide faible (équilibre).
Négliger l'eau dans le bilan de matière alors qu'elle est le solvant.

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 : $AH / A^-$ tel que $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
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-pKa : $pH = pKa + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH d'un acide fort : $pH = -\log(C)$.
Calcul du pH d'un acide faible : Utiliser le tableau d'avancement et l'approximation $[H_3O^+] \approx [A^-]$ si la réaction est peu avancée.
Détermination de l'équivalence : Utiliser la relation $C_a V_a = C_b V_b$ lors d'un titrage acide-base.

Exemples corrigés

Calcul pH : Solution d'acide chlorhydrique $C = 10^{-2} mol/L$. $pH = -\log(10^{-2}) = 2$.
Relation $K_A$ : Si $pH = pKa$, alors $[A^-] = [AH]$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre acide fort (réaction totale) et acide faible (équilibre).
Négliger l'eau dans le bilan de matière alors qu'elle est le solvant.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Équilibres en solution aqueuse : Acido-basiques

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

❓ Questions fréquentes

Qu'est-ce qu'une solution tampon ?

C'est une solution dont le pH varie très peu par ajout modéré d'acide ou de base, ou par dilution. Elle est composée d'un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée.

💡 À retenir : Le pH d'une solution tampon est proche du pKa du couple utilisé.

kifach n7seb pH dyal acide faible?

Écris l'équation de la réaction avec l'eau.
Fais un tableau d'avancement.
Utilise $K_A = \frac{[H_3O^+]^2}{C - [H_3O^+]}$ .
Si l'acide est peu dissocié, on simplifie par $K_A \approx \frac{[H_3O^+]^2}{C}$ .
Calcule $[H_3O^+] = \sqrt{K_A \cdot C}$ puis $pH = -\log[H_3O^+]$ .

💡 À retenir : Vérifie toujours si l'approximation $[H_3O^+] \ll C$ est valide.

Écris l'équation de la réaction avec l'eau.
Fais un tableau d'avancement.
Utilise $K_A = \frac{[H_3O^+]^2}{C - [H_3O^+]}$.
Si l'acide est peu dissocié, on simplifie par $K_A \approx \frac{[H_3O^+]^2}{C}$.
Calcule $[H_3O^+] = \sqrt{K_A \cdot C}$ puis $pH = -\log[H_3O^+]$.

💡 À retenir : Vérifie toujours si l'approximation $[H_3O^+] \ll C$ est valide.

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 est une échelle logarithmique, il n'est pas limité entre 0 et 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 est une échelle logarithmique, il n'est pas limité entre 0 et 14.

chno hiya l'différence bin acide fort w acide faible ?

L'acide fort réagit totalement avec l'eau (il se dissocie à 100%), alors que l'acide faible réagit partiellement et atteint un état d'équilibre chimique.

💡 À retenir : L'acide fort n'a pas de pKa défini dans l'eau car la réaction est totale.

Comment choisir un indicateur coloré pour un titrage ?

Il faut choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence du titrage.

💡 À retenir : La zone de virage doit encadrer le pH de la solution à l'équivalence.

kifach n3ref wach l'réaction tatimya (totale) wla la ?

Regarde la valeur de la constante d'équilibre $K$ . Si $K > 10^4$ , la réaction est considérée comme totale. Sinon, elle est limitée.

💡 À retenir : Pour les réactions acido-basiques, compare $K$ à $10^4$ .

Regarde la valeur de la constante d'équilibre $K$. Si $K > 10^4$, la réaction est considérée comme totale. Sinon, elle est limitée.

💡 À retenir : Pour les réactions acido-basiques, compare $K$ à $10^4$.

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

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

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

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

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

Le pKa peut-il être négatif ?

Oui, pour les acides très forts, le pKa est négatif. Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.

💡 À retenir : Un pKa négatif signifie que l'acide est plus fort que l'ion hydronium $H_3O^+$ .

Oui, pour les acides très forts, le pKa est négatif. Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.

💡 À retenir : Un pKa négatif signifie que l'acide est plus fort que l'ion hydronium $H_3O^+$.

Est-ce que la dilution change le pKa ?

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

💡 À retenir : Seul le pH change lors de la dilution.

Qu'est-ce qu'une réaction acido-basique ?

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

💡 À retenir : L'acide cède, la base capte.

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

💡 À retenir : L'acide cède, la base capte.

Comment calculer la constante d'équilibre d'une réaction acido-basique ?

On utilise les $K_A$ des deux couples : $K = \frac{K_{A1}}{K_{A2}}$ .

💡 À retenir : $K_{A1}$ est celui de l'acide qui réagit.

On utilise les $K_A$ des deux couples : $K = \frac{K_{A1}}{K_{A2}}$.

💡 À retenir : $K_{A1}$ est celui de l'acide qui réagit.

Quelle est la relation entre KA et Kb ?

Pour un couple $AH/A^-$ , on a $K_A \cdot K_b = K_e$ , où $K_b$ est la constante de basicité de la base $A^-$ .

💡 À retenir : $pK_A + pK_b = 14$ à 25°C.

Pour un couple $AH/A^-$, on a $K_A \cdot K_b = K_e$, où $K_b$ est la constante de basicité de la base $A^-$.

💡 À retenir : $pK_A + pK_b = 14$ à 25°C.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On dispose d'une solution 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 constante d'acidité $K_A$ du couple.

Exercice 1

On dispose d'une solution 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 constante d'acidité $K_A$ du couple.

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Exercice 2

On titre $V_a = 20 mL$ 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 $V_{a,éq} = 15 mL$ .

Écrire l'équation de la réaction de titrage.
Calculer $C_b$ .

Exercice 2

On titre $V_a = 20 mL$ 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 $V_{a,éq} = 15 mL$.

Écrire l'équation de la réaction de titrage.
Calculer $C_b$.

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Exercice 3

Un mélange contient $0,1 mol$ d'acide méthanoïque ( $HCOOH$ ) et $0,05 mol$ de méthanoate de sodium ( $HCOONa$ ). $pKa = 3,8$ . Calculer le pH.

Exercice 3

Un mélange contient $0,1 mol$ d'acide méthanoïque ($HCOOH$) et $0,05 mol$ de méthanoate de sodium ($HCOONa$). $pKa = 3,8$. Calculer le pH.

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