Chimie · Médecine, pharmacie & dentaire — 1ère année Pharmacie

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 $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .
Produit ionique de l'eau : $K_e = 10^{-14}$ à 25°C. $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Constante d'acidité $K_a$ : $K_a = \frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ . On définit $pK_a = -\log K_a$ .
Relation pH-pK_a : $pH = pK_a + \log\frac{[base]}{[acide]}$ .

Méthodes à maîtriser

Calculer le pH d'une solution d'acide faible : Utiliser l'approximation $[H_3O^+] \approx [A^-]$ et $[AH]_{éq} \approx C$ .
Déterminer le taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{[H_3O^+]_f}{C}$ .
Tracer la courbe de titrage : Identifier le point d'équivalence par la méthode des tangentes.

Exemples corrigés

Exemple 1 : Solution d'acide éthanoïque $C=0,1$ mol/L. $pH = 2,9$ . $\tau = 10^{-2,9} / 0,1 \approx 1,26\%$ .
Exemple 2 : À l'équivalence, $C_a V_a = C_b V_b$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre l'état final avec l'état d'équivalence lors d'un titrage.
Négliger l'autoprotolyse de l'eau sans vérifier si $[H_3O^+] > 10^{-6}$ mol/L.

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 $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
Produit ionique de l'eau : $K_e = 10^{-14}$ à 25°C. $pH = -\log[H_3O^+]$.
Constante d'acidité $K_a$ : $K_a = \frac{[A^-]{éq}[H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$. On définit $pK_a = -\log K_a$.
Relation pH-pK_a : $pH = pK_a + \log\frac{[base]}{[acide]}$.

Méthodes à maîtriser

Calculer le pH d'une solution d'acide faible : Utiliser l'approximation $[H_3O^+] \approx [A^-]$ et $[AH]_{éq} \approx C$.
Déterminer le taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{[H_3O^+]_f}{C}$.
Tracer la courbe de titrage : Identifier le point d'équivalence par la méthode des tangentes.

Exemples corrigés

Exemple 1 : Solution d'acide éthanoïque $C=0,1$ mol/L. $pH = 2,9$. $\tau = 10^{-2,9} / 0,1 \approx 1,26%$.
Exemple 2 : À l'équivalence, $C_a V_a = C_b V_b$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre l'état final avec l'état d'équivalence lors d'un titrage.
Négliger l'autoprotolyse de l'eau sans vérifier si $[H_3O^+] > 10^{-6}$ mol/L.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Réactions acido-basiques en solution aqueuse

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Pour un acide faible, la relation $pH = pK_a$ est vérifiée quand :

❓ 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 (équilibre chimique) : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .

💡 À retenir : L'acide fort n'a pas de $K_a$ car la réaction est totale, contrairement à l'acide faible.

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

💡 À retenir : L'acide fort n'a pas de $K_a$ car la réaction est totale, contrairement à l'acide faible.

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

Écris l'équation : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ .
Utilise l'expression $K_a = \frac{[H_3O^+]^2}{C - [H_3O^+]}$ .
Si $\tau < 5\%$ , on simplifie par $K_a \approx \frac{[H_3O^+]^2}{C}$ .
Donc $[H_3O^+] = \sqrt{K_a \cdot C}$ et $pH = -\log(\sqrt{K_a \cdot C})$ .

💡 À retenir : Vérifie toujours l'hypothèse $pH < pK_a - 1$ pour valider la simplification.

Écris l'équation : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$.
Utilise l'expression $K_a = \frac{[H_3O^+]^2}{C - [H_3O^+]}$.
Si $\tau < 5%$, on simplifie par $K_a \approx \frac{[H_3O^+]^2}{C}$.
Donc $[H_3O^+] = \sqrt{K_a \cdot C}$ et $pH = -\log(\sqrt{K_a \cdot C})$.

💡 À retenir : Vérifie toujours l'hypothèse $pH < pK_a - 1$ pour valider la simplification.

Wach l'eau katl3b dawr acide aw base ?

Oui, l'eau est un ampholyte. Elle appartient à deux couples :

$H_3O^+ / H_2O$ (l'eau est base).
$H_2O / OH^-$ (l'eau est acide).

💡 À retenir : C'est cette propriété qui permet l'autoprotolyse de l'eau.

Oui, l'eau est un ampholyte. Elle appartient à deux couples :

$H_3O^+ / H_2O$ (l'eau est base).
$H_2O / OH^-$ (l'eau est acide).

💡 À retenir : C'est cette propriété qui permet l'autoprotolyse de l'eau.

Comment choisir un 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.

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

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

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

Est-ce que la constante Ka change avec la concentration ?

Non, $K_a$ ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K_a$ est une constante thermodynamique pour un couple donné.

Non, $K_a$ ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K_a$ est une constante thermodynamique pour un couple donné.

Kifach n3ref wach tfa3ol koli aw la ?

Calcule le taux d'avancement final $\tau = x_f / x_{max}$ .

Si $\tau = 1$ , le réaction est totale.
Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

💡 À retenir : Pour un acide faible, $\tau$ est toujours inférieur à 1.

Calcule le taux d'avancement final $\tau = x_f / x_{max}$.

Si $\tau = 1$, le réaction est totale.
Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

💡 À retenir : Pour un acide faible, $\tau$ est toujours inférieur à 1.

Pourquoi on utilise la méthode des tangentes ?

Pour déterminer précisément le volume à l'équivalence $V_E$ sur une courbe de titrage $pH = f(V_b)$ .

💡 À retenir : Les tangentes parallèles permettent de trouver le point d'inflexion.

Pour déterminer précisément le volume à l'équivalence $V_E$ sur une courbe de titrage $pH = f(V_b)$.

💡 À retenir : Les tangentes parallèles permettent de trouver le point d'inflexion.

Quelle est la relation entre Ka et pKa ?

$pK_a = -\log(K_a)$ et $K_a = 10^{-pK_a}$ .

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

$pK_a = -\log(K_a)$ et $K_a = 10^{-pK_a}$.

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

Est-ce que le pH d'une solution acide augmente si on la dilue ?

Oui, car la concentration en ions $H_3O^+$ diminue par dilution.

💡 À retenir : Le pH d'un acide tend vers 7 par dilution infinie.

Oui, car la concentration en ions $H_3O^+$ diminue par dilution.

💡 À retenir : Le pH d'un acide tend vers 7 par dilution infinie.

C'est quoi une solution tampon ?

C'est une solution dont le pH varie très peu par ajout d'une petite quantité d'acide ou de base.

💡 À retenir : Elle contient un mélange acide faible/base conjuguée en proportions proches.

Comment calculer le pH d'un mélange acide fort/base forte ?

Il faut calculer les quantités de matière initiales $n(H_3O^+)$ et $n(OH^-)$ , puis déterminer le réactif limitant.

💡 À retenir : Le pH dépend de l'excès d'ions restants.

Il faut calculer les quantités de matière initiales $n(H_3O^+)$ et $n(OH^-)$, puis déterminer le réactif limitant.

💡 À retenir : Le pH dépend de l'excès d'ions restants.

Pourquoi le pH à l'équivalence d'un titrage acide faible/base forte est supérieur à 7 ?

À l'équivalence, on a formé la base conjuguée de l'acide faible, qui réagit avec l'eau pour donner des ions $OH^-$ .

💡 À retenir : La base formée est basique, donc $pH > 7$ .

À l'équivalence, on a formé la base conjuguée de l'acide faible, qui réagit avec l'eau pour donner des ions $OH^-$.

💡 À retenir : La base formée est basique, donc $pH > 7$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

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

Écrire l'équation de la réaction.
Calculer le taux d'avancement $\tau$ .
Calculer la constante $K_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$ .

Exercice 1

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

Écrire l'équation de la réaction.
Calculer le taux d'avancement $\tau$.
Calculer la constante $K_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$.

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