Chimie · Écoles d'ingénieurs — FST — MIP / MIPC / BCG

Équilibres 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 Brønsted : Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton $H^+$ . Une base est capable d'en capter un.
Produit ionique de l'eau : À 25°C, $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$ .
Constante d'acidité $K_A$ : Pour un couple $AH/A^-$ , $K_A = \frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ . On note $pK_A = -\log(K_A)$ .
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ .
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acide-base.
Calculer le pH d'une solution d'acide fort ou de base forte.
Déterminer le $pK_A$ à partir du pH d'une solution d'acide faible.
Utiliser la relation de l'équivalence : $C_A V_A = C_B V_B$ (pour un dosage acide fort/base forte).

Exemples corrigés

Exemple : Calculer le pH d'une solution d'acide chlorhydrique $HCl$ de concentration $C = 10^{-2} mol/L$ . Réponse : $HCl$ est un acide fort, il se dissocie totalement : $[H_3O^+] = C = 10^{-2} mol/L$ . $pH = -\log(10^{-2}) = 2$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre $x_{max}$ (réaction totale) et $x_{eq}$ (état d'équilibre).
Utiliser la formule $pH = pK_A + \log(base/acide)$ alors que le milieu n'est pas à l'équilibre.

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.
Produit ionique de l'eau : À 25°C, $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$.
Constante d'acidité $K_A$ : Pour un couple $AH/A^-$, $K_A = \frac{[A^-]{eq}[H_3O^+]{eq}}{[AH]_{eq}}$. On note $pK_A = -\log(K_A)$.
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acide-base.
Calculer le pH d'une solution d'acide fort ou de base forte.
Déterminer le $pK_A$ à partir du pH d'une solution d'acide faible.
Utiliser la relation de l'équivalence : $C_A V_A = C_B V_B$ (pour un dosage acide fort/base forte).

Exemples corrigés

Exemple : Calculer le pH d'une solution d'acide chlorhydrique $HCl$ de concentration $C = 10^{-2} mol/L$. Réponse : $HCl$ est un acide fort, il se dissocie totalement : $[H_3O^+] = C = 10^{-2} mol/L$. $pH = -\log(10^{-2}) = 2$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre $x_{max}$ (réaction totale) et $x_{eq}$ (état d'équilibre).
Utiliser la formule $pH = pK_A + \log(base/acide)$ alors que le milieu n'est pas à l'équilibre.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Équilibres 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 : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .

💡 À retenir : L'acide fort n'a pas de $K_A$ (ou il est très grand), alors que l'acide faible est caractérisé par son $pK_A$ .

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$.
Un acide faible réagit partiellement avec l'eau : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.

💡 À retenir : L'acide fort n'a pas de $K_A$ (ou il est très grand), alors que l'acide faible est caractérisé par son $pK_A$.

Kifach n7seb xmax f tafa3ol dyal acide m3a l'eau ?

Ecris l'equation de la reaction.
Fard (suppose) que l'acide est le reactif limitant.
$x_{max} = n_{initial}(AH) = C \times V$ .

💡 À retenir : $x_{max}$ est la valeur théorique si la réaction était totale.

Ecris l'equation de la reaction.
Fard (suppose) que l'acide est le reactif limitant.
$x_{max} = n_{initial}(AH) = C \times V$.

💡 À retenir : $x_{max}$ est la valeur théorique si la réaction était totale.

Est-ce que le pH peut être négatif ?

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $C > 1 mol/L$ ), le calcul $-\log[H_3O^+]$ 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 $-\log[H_3O^+]$ donne une valeur négative.

💡 À retenir : Le pH est une échelle logarithmique, il n'est pas limité entre 0 et 14.

Chno hiya l'equivalence f dosage ?

C'est le moment où les réactifs sont mélangés dans les proportions stoechiométriques.

💡 À retenir : À l'équivalence, le réactif titrant et le réactif titré ont été totalement consommés.

Kifach n3ref wach l'acide ghadi yf3l kaml wla la ?

Il faut calculer le taux d'avancement $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$ . Si $\tau = 1$ , c'est total. Si $\tau < 1$ , c'est limité.

💡 À retenir : Un acide fort a toujours $\tau = 1$ dans l'eau.

Il faut calculer le taux d'avancement $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$. Si $\tau = 1$, c'est total. Si $\tau < 1$, c'est limité.

💡 À retenir : Un acide fort a toujours $\tau = 1$ dans l'eau.

Pourquoi on utilise le pKa au lieu de Ka ?

Parce que les valeurs de $K_A$ sont souvent très petites (ex: $10^{-5}$ ), le $pK_A$ permet de manipuler des nombres plus simples (ex: 5).

💡 À retenir : $pK_A = -\log(K_A)$ . Plus le $pK_A$ est petit, plus l'acide est fort.

Parce que les valeurs de $K_A$ sont souvent très petites (ex: $10^{-5}$), le $pK_A$ permet de manipuler des nombres plus simples (ex: 5).

💡 À retenir : $pK_A = -\log(K_A)$. Plus le $pK_A$ est petit, plus l'acide est fort.

Est-ce que l'eau est toujours le solvant ?

Dans le programme de chimie en solution aqueuse, oui, l'eau est le solvant par définition.

💡 À retenir : L'eau est un ampholyte, elle peut agir comme acide ou comme base.

Wach l'indicateur coloré kaytbedel lon dyalo f pH=7 dima ?

Non, chaque indicateur a une zone de virage spécifique (ex: Hélianthine entre 3.1 et 4.4).

💡 À retenir : Il faut choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence.

Comment calculer le pH d'un mélange ?

Il faut déterminer la quantité de matière totale de $H_3O^+$ ou $HO^-$ et diviser par le volume total de la solution.

💡 À retenir : Ne jamais additionner les pH directement !

Il faut déterminer la quantité de matière totale de $H_3O^+$ ou $HO^-$ et diviser par le volume total de la solution.

💡 À retenir : Ne jamais additionner les pH directement !

C'est quoi un couple acide/base conjugué ?

C'est deux espèces qui diffèrent par un seul proton $H^+$ .

💡 À retenir : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .

C'est deux espèces qui diffèrent par un seul proton $H^+$.

💡 À retenir : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.

Est-ce que la concentration initiale influence le pH ?

Oui, plus une solution est concentrée en acide, plus le pH est bas.

💡 À retenir : Pour un acide faible, le pH dépend aussi de la constante $K_A$ .

Oui, plus une solution est concentrée en acide, plus le pH est bas.

💡 À retenir : Pour un acide faible, le pH dépend aussi de la constante $K_A$.

Pourquoi on dit que la réaction est limitée ?

Parce que les produits réagissent entre eux pour redonner les réactifs (équilibre dynamique).

💡 À retenir : L'état d'équilibre est atteint quand les vitesses de réaction directe et inverse sont égales.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On prépare 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 $\tau$ . La réaction est-elle totale ?

Exercice 1

On prépare 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 $\tau$. La réaction est-elle totale ?

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

On dose $V_A = 20 mL$ d'acide chlorhydrique de concentration $C_A$ par une solution de soude de concentration $C_B = 0,1 mol/L$ . L'équivalence est atteinte pour $V_B = 15 mL$ .

Calculer $C_A$ .

Exercice 2

On dose $V_A = 20 mL$ d'acide chlorhydrique de concentration $C_A$ par une solution de soude de concentration $C_B = 0,1 mol/L$. L'équivalence est atteinte pour $V_B = 15 mL$.

Calculer $C_A$.

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Exercice 3

Soit un couple acide/base de $pK_A = 4,8$ .

Calculer le rapport $[Base]/[Acide]$ à pH = 4,8.
Quelle espèce est prédominante à pH = 6 ?

Exercice 3

Soit un couple acide/base de $pK_A = 4,8$.

Calculer le rapport $[Base]/[Acide]$ à pH = 4,8.
Quelle espèce est prédominante à pH = 6 ?

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