Physique · Prépa concours post-bac — ENA Architecture

Transformations associées à des 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 : $AH / A^-$ . La demi-équation est : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
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 $K_a = \frac{[A^-]_{eq} \cdot [H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ .
$pK_a$ : $pK_a = -\log(K_a)$ et $K_a = 10^{-pK_a}$ .
Relation pH et $pK_a$ : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$ .
Taux d'avancement final $\tau$ : $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acide-base à partir de deux couples.
Calculer le pH d'une solution à partir de la concentration en ions oxonium : $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Déterminer $x_{eq}$ à partir du pH : $x_{eq} = [H_3O^+]_{eq} \cdot V$ .
Utiliser le diagramme de prédominance : si $pH < pK_a$ , l'acide prédomine ; si $pH > pK_a$ , la base prédomine.

Exemples corrigés

Calcul de $\tau$ : Pour une solution d'acide éthanoïque de concentration $C = 10^{-2}$ mol/L et $pH = 3,4$ : $[H_3O^+] = 10^{-3,4} \approx 3,98 \cdot 10^{-4}$ mol/L. $\tau = \frac{[H_3O^+]}{C} = \frac{3,98 \cdot 10^{-4}}{10^{-2}} = 0,0398 = 3,98\%$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre la concentration apportée $C$ et la concentration à l'équilibre $[AH]_{eq}$ .
Utiliser la formule $pH = pK_a$ alors que les concentrations ne sont pas égales.

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 demi-équation est : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
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 $K_a = \frac{[A^-]{eq} \cdot [H_3O^+]{eq}}{[AH]_{eq}}$.
$pK_a$ : $pK_a = -\log(K_a)$ et $K_a = 10^{-pK_a}$.
Relation pH et $pK_a$ : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$.
Taux d'avancement final $\tau$ : $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acide-base à partir de deux couples.
Calculer le pH d'une solution à partir de la concentration en ions oxonium : $pH = -\log[H_3O^+]$.
Déterminer $x_{eq}$ à partir du pH : $x_{eq} = [H_3O^+]_{eq} \cdot V$.
Utiliser le diagramme de prédominance : si $pH < pK_a$, l'acide prédomine ; si $pH > pK_a$, la base prédomine.

Exemples corrigés

Calcul de $\tau$ : Pour une solution d'acide éthanoïque de concentration $C = 10^{-2}$ mol/L et $pH = 3,4$ : $[H_3O^+] = 10^{-3,4} \approx 3,98 \cdot 10^{-4}$ mol/L. $\tau = \frac{[H_3O^+]}{C} = \frac{3,98 \cdot 10^{-4}}{10^{-2}} = 0,0398 = 3,98%$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre la concentration apportée $C$ et la concentration à l'équilibre $[AH]_{eq}$.
Utiliser la formule $pH = pK_a$ alors que les concentrations ne sont pas égales.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

Tu as appris les sciences en arabe ? Touche un mot pour voir sa traduction et une explication en darija.

La question que tu n'oses pas poser en classe ? Pose-la à UstadZéro jugement, même en darija, même à minuit. Il t'explique pas à pas et corrige ta démarche. Gratuit.Commencer gratuitement

Défi flash : 4 questions

Sans compte

🎯 Transformations associées à des réactions acide-base

1/4

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

❓ Questions fréquentes

Est-ce que la base conjuguée d'un acide fort est une base forte ?

Non, la base conjuguée d'un acide fort est une base indifférente (très faible), elle ne réagit pas avec l'eau.

💡 À retenir : Plus l'acide est fort, plus sa base conjuguée est faible.

Pourquoi on utilise le log pour le pH ?

Parce que les concentrations en ions $H_3O^+$ varient sur plusieurs ordres de grandeur (de $10^{-1}$ à $10^{-14}$ mol/L). Le log permet de ramener ces valeurs sur une échelle de 0 à 14.

💡 À retenir : Le pH est une échelle pratique.

Parce que les concentrations en ions $H_3O^+$ varient sur plusieurs ordres de grandeur (de $10^{-1}$ à $10^{-14}$ mol/L). Le log permet de ramener ces valeurs sur une échelle de 0 à 14.

💡 À retenir : Le pH est une échelle pratique.

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

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$ . Son taux d'avancement $\tau = 1$ .
Un acide faible réagit partiellement (limité) : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ . Son taux d'avancement $\tau < 1$ .

💡 À retenir : L'acide fort est totalement dissocié, l'acide faible est en équilibre.

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$. Son taux d'avancement $\tau = 1$.
Un acide faible réagit partiellement (limité) : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. Son taux d'avancement $\tau < 1$.

💡 À retenir : L'acide fort est totalement dissocié, l'acide faible est en équilibre.

Kifach n7seb pH dyal solution acide faible ?

Écris l'équation de la réaction avec l'eau.
Fais le tableau d'avancement.
Utilise la relation $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Si tu as le $pK_a$ et la concentration $C$ , utilise la relation approchée $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C)$ (si la dissociation est faible).

💡 À retenir : Toujours vérifier si la concentration est assez grande pour utiliser l'approximation.

Écris l'équation de la réaction avec l'eau.
Fais le tableau d'avancement.
Utilise la relation $pH = -\log[H_3O^+]$.
Si tu as le $pK_a$ et la concentration $C$, utilise la relation approchée $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C)$ (si la dissociation est faible).

💡 À retenir : Toujours vérifier si la concentration est assez grande pour utiliser l'approximation.

Est-ce que le pH peut être négatif ?

Oui, le pH est défini par $-\log[H_3O^+]$ . Si la concentration en ions oxonium est supérieure à 1 mol/L (par exemple dans une solution d'acide chlorhydrique très concentrée), le log sera positif, donc le pH sera négatif.

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

Oui, le pH est défini par $-\log[H_3O^+]$. Si la concentration en ions oxonium est supérieure à 1 mol/L (par exemple dans une solution d'acide chlorhydrique très concentrée), le log sera positif, donc le pH sera négatif.

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

Wach Ka katbdel ila zedna l'ma (dilution) ?

Non, $K_a$ est une constante d'équilibre, elle ne dépend que de la température. La dilution modifie les concentrations et le pH, mais pas la valeur de $K_a$ .

💡 À retenir : $K_a$ est indépendante de la concentration initiale.

Non, $K_a$ est une constante d'équilibre, elle ne dépend que de la température. La dilution modifie les concentrations et le pH, mais pas la valeur de $K_a$.

💡 À retenir : $K_a$ est indépendante de la concentration initiale.

Comment savoir quelle espèce prédomine dans une solution ?

Compare le pH de la solution au $pK_a$ du couple.
Si $pH < pK_a$ , l'acide prédomine.
Si $pH > pK_a$ , la base prédomine.
Si $pH = pK_a$ , les deux sont en concentrations égales.

💡 À retenir : Utilise le diagramme de prédominance.

Compare le pH de la solution au $pK_a$ du couple.
Si $pH < pK_a$, l'acide prédomine.
Si $pH > pK_a$, la base prédomine.
Si $pH = pK_a$, les deux sont en concentrations égales.

💡 À retenir : Utilise le diagramme de prédominance.

Chno hiya l'relation bin Ka o pKa ?

La relation est $pK_a = -\log(K_a)$ . C'est une échelle logarithmique pour manipuler des nombres plus simples que les puissances de 10.

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

La relation est $pK_a = -\log(K_a)$. C'est une échelle logarithmique pour manipuler des nombres plus simples que les puissances de 10.

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

Est-ce que l'eau peut réagir avec elle-même ?

Oui, c'est l'autoprotolyse de l'eau : $2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$ . C'est pour cela que même dans l'eau pure, il y a des ions.

💡 À retenir : Le produit ionique $K_e$ caractérise cet équilibre.

Oui, c'est l'autoprotolyse de l'eau : $2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$. C'est pour cela que même dans l'eau pure, il y a des ions.

💡 À retenir : Le produit ionique $K_e$ caractérise cet équilibre.

Kifach n3rf wach tafa3ol kml wla la ?

Calcule $x_{max}$ (si la réaction était totale).
Calcule $x_{eq}$ (à partir du pH ou de la conductivité).
Calcule $\tau = x_{eq} / x_{max}$ .
Si $\tau = 1$ , le réaction est totale. Si $\tau < 1$ , elle est limitée.

💡 À retenir : La plupart des réactions acide-base avec des acides faibles sont limitées.

Calcule $x_{max}$ (si la réaction était totale).
Calcule $x_{eq}$ (à partir du pH ou de la conductivité).
Calcule $\tau = x_{eq} / x_{max}$.
Si $\tau = 1$, le réaction est totale. Si $\tau < 1$, elle est limitée.

💡 À retenir : La plupart des réactions acide-base avec des acides faibles sont limitées.

Est-ce que le Ke change avec la température ?

Oui, $K_e$ est une constante d'équilibre, donc elle dépend de la température. À 25°C, $K_e = 10^{-14}$ . À d'autres températures, cette valeur change.

💡 À retenir : Toujours vérifier la température dans l'énoncé.

Oui, $K_e$ est une constante d'équilibre, donc elle dépend de la température. À 25°C, $K_e = 10^{-14}$. À d'autres températures, cette valeur change.

💡 À retenir : Toujours vérifier la température dans l'énoncé.

Wach l'ampholyte momkin ykon acide o base f nafs l'waqt ?

Non, pas dans la même réaction. Il peut se comporter comme un acide dans un couple et comme une base dans un autre couple.

💡 À retenir : Un ampholyte est une espèce "double jeu".

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

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

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 $HCOOH/HCOO^-$ .

Exercice 1

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

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 $HCOOH/HCOO^-$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Soit une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C = 5,0 \cdot 10^{-3}$ mol/L. Le $pK_a$ du couple $NH_4^+/NH_3$ est 9,2.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le pH de la solution.

Exercice 2

Soit une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C = 5,0 \cdot 10^{-3}$ mol/L. Le $pK_a$ du couple $NH_4^+/NH_3$ est 9,2.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le pH de la solution.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

On mélange 10 mL d'acide éthanoïque ( $C_1=0,1$ mol/L) et 10 mL de soude ( $C_2=0,1$ mol/L).

Écrire l'équation de la réaction.
Calculer le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ .
La réaction est-elle totale ?

Exercice 3

On mélange 10 mL d'acide éthanoïque ($C_1=0,1$ mol/L) et 10 mL de soude ($C_2=0,1$ mol/L).

Écrire l'équation de la réaction.
Calculer le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$.
La réaction est-elle totale ?

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Un prof de Physique pour aller plus loin

Les cours du soir avec des profs vérifiés arrivent : inscris-toi pour être prévenu(e) en premier.

Être prévenu(e) gratuitement

Transformations associées à des réactions acide-base

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Méthodes à maîtriser

Exemples corrigés

Erreurs fréquentes

L'essentiel du cours

Méthodes à maîtriser

Exemples corrigés

Erreurs fréquentes

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

❓ Questions fréquentes

✍️ Exercices type examen national

Un prof de Physique pour aller plus loin

Autres chapitres de Physique

L'essentiel du cours

Méthodes à maîtriser

Exemples corrigés

Erreurs fréquentes