Physique · Prépa concours post-bac — ISPITS (paramédical)

Transformations liées aux 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 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 : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-pK_e}$ (à 25°C, $K_e = 10^{-14}$ ).
Constante d'acidité $K_a$ : $K_a = \frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ . On a $pK_a = -\log(K_a)$ .
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.
Diagramme de prédominance : Si $pH < pK_a$ , l'acide prédomine. Si $pH > pK_a$ , la base prédomine.

Méthodes à maîtriser

Calculer le pH d'une solution à partir de la concentration en $H_3O^+$ : $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Relier $pH$ , $pK_a$ et concentrations : $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$ .
Déterminer $\tau$ à partir du pH : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$ (pour un acide faible).

Exemples corrigés

Acide éthanoïque dans l'eau : $CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+$ .
Calcul de $K_a$ : Si $[H_3O^+] = 10^{-3} mol/L$ et $C = 0,1 mol/L$ , alors $K_a \approx \frac{(10^{-3})^2}{0,1} = 10^{-5}$ .

Erreurs fréquentes

Confondre $x_{max}$ (calculé avec le réactif limitant) et $x_{éq}$ (mesuré via le pH).
Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Utiliser la formule $pH = pK_a + \log\frac{[base]}{[acide]}$ pour un acide fort (c'est faux !).

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 : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-pK_e}$ (à 25°C, $K_e = 10^{-14}$).
Constante d'acidité $K_a$ : $K_a = \frac{[A^-]{éq}[H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$. On a $pK_a = -\log(K_a)$.
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.
Diagramme de prédominance : Si $pH < pK_a$, l'acide prédomine. Si $pH > pK_a$, la base prédomine.

Méthodes à maîtriser

Calculer le pH d'une solution à partir de la concentration en $H_3O^+$ : $pH = -\log[H_3O^+]$.
Relier $pH$, $pK_a$ et concentrations : $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$.
Déterminer $\tau$ à partir du pH : $\tau = \frac{10^{-pH}}{C}$ (pour un acide faible).

Exemples corrigés

Acide éthanoïque dans l'eau : $CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+$.
Calcul de $K_a$ : Si $[H_3O^+] = 10^{-3} mol/L$ et $C = 0,1 mol/L$, alors $K_a \approx \frac{(10^{-3})^2}{0,1} = 10^{-5}$.

Erreurs fréquentes

Confondre $x_{max}$ (calculé avec le réactif limitant) et $x_{éq}$ (mesuré via le pH).
Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Utiliser la formule $pH = pK_a + \log\frac{[base]}{[acide]}$ pour un acide fort (c'est faux !).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Transformations liées aux réactions acide-base

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Pour un acide faible, le taux d'avancement $\tau$ est :

❓ Questions fréquentes

Est-ce que tous les acides réagissent totalement avec l'eau ?

Non, seuls les acides forts réagissent totalement. Les acides faibles réagissent de manière limitée, ce qui conduit à un état d'équilibre chimique.

💡 À retenir : Un acide est fort si sa réaction avec l'eau est totale ( $\tau = 1$ ).

Non, seuls les acides forts réagissent totalement. Les acides faibles réagissent de manière limitée, ce qui conduit à un état d'équilibre chimique.

💡 À retenir : Un acide est fort si sa réaction avec l'eau est totale ($\tau = 1$).

Kifach n3ref wach l'acide 9wi wla da3if ghir men pKa?

Plus le $pK_a$ est petit, plus l'acide est fort.
Un acide est considéré comme fort si son $pK_a$ est négatif ou proche de zéro dans l'eau.

💡 À retenir : $pK_a$ petit = acide fort.

Plus le $pK_a$ est petit, plus l'acide est fort.
Un acide est considéré comme fort si son $pK_a$ est négatif ou proche de zéro dans l'eau.

💡 À retenir : $pK_a$ petit = acide fort.

Pourquoi on utilise le pH pour calculer x{éq} ?

Le pH mesure directement la concentration en ions oxonium $[H_3O^+]$ .
D'après l'équation de la réaction, $[H_3O^+] = x_{éq}/V$ .
Donc $x_{éq} = 10^{-pH} \times V$ .

💡 À retenir : La mesure du pH est la méthode la plus simple pour suivre l'avancement d'une réaction acide-base.

Le pH mesure directement la concentration en ions oxonium $[H_3O^+]$.
D'après l'équation de la réaction, $[H_3O^+] = x_{éq}/V$.
Donc $x_{éq} = 10^{-pH} \times V$.

💡 À retenir : La mesure du pH est la méthode la plus simple pour suivre l'avancement d'une réaction acide-base.

Est-ce que la constante Ka change si on ajoute de l'eau ?

Non, $K_a$ ne dépend que de la température. La dilution modifie les concentrations, mais le rapport reste constant.

💡 À retenir : $K_a$ est une constante d'équilibre, elle est indépendante de la concentration initiale.

Non, $K_a$ ne dépend que de la température. La dilution modifie les concentrations, mais le rapport reste constant.

💡 À retenir : $K_a$ est une constante d'équilibre, elle est indépendante de la concentration initiale.

Chno hiya l'relation bin pH o pKa f l'équilibre?

C'est la relation d'Henderson-Hasselbalch : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$ .

💡 À retenir : Cette formule permet de déterminer la forme prédominante.

C'est la relation d'Henderson-Hasselbalch : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$.

💡 À retenir : Cette formule permet de déterminer la forme prédominante.

Wach l'eau dima katl3b dawr base?

Non, l'eau est amphotère (ampholyte). Elle peut être un acide dans le couple $H_2O/HO^-$ ou une base dans le couple $H_3O^+/H_2O$ .

💡 À retenir : L'eau réagit selon le partenaire en face.

Non, l'eau est amphotère (ampholyte). Elle peut être un acide dans le couple $H_2O/HO^-$ ou une base dans le couple $H_3O^+/H_2O$.

💡 À retenir : L'eau réagit selon le partenaire en face.

Comment savoir si une réaction acide-base est favorisée ?

Une réaction est favorisée si elle se produit entre l'acide le plus fort et la base la plus forte des couples présents.

💡 À retenir : La règle du gamma ( $\gamma$ ) sur l'échelle des $pK_a$ .

Une réaction est favorisée si elle se produit entre l'acide le plus fort et la base la plus forte des couples présents.

💡 À retenir : La règle du gamma ($\gamma$) sur l'échelle des $pK_a$.

Est-ce que le pH peut être négatif ?

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $C > 1 mol/L$ ), le pH peut être négatif.

💡 À retenir : $pH = -\log[H_3O^+]$ est valable même si le résultat est négatif.

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $C > 1 mol/L$), le pH peut être négatif.

💡 À retenir : $pH = -\log[H_3O^+]$ est valable même si le résultat est négatif.

Kifach n7seb tau ila kan l'acide 9wi?

Pour un acide fort, la réaction est totale, donc $x_{éq} = x_{max}$ , ce qui donne $\tau = 1$ (ou 100%).

💡 À retenir : $\tau = 1$ est la signature d'une réaction totale.

Pour un acide fort, la réaction est totale, donc $x_{éq} = x_{max}$, ce qui donne $\tau = 1$ (ou 100%).

💡 À retenir : $\tau = 1$ est la signature d'une réaction totale.

Quelle est la différence entre Ke et Ka ?

$K_e$ est la constante d'autoprotolyse de l'eau (spécifique à l'eau). $K_a$ est la constante d'acidité d'un couple donné.

💡 À retenir : $K_e = [H_3O^+][HO^-]$ est toujours vérifié en solution aqueuse.

$K_e$ est la constante d'autoprotolyse de l'eau (spécifique à l'eau). $K_a$ est la constante d'acidité d'un couple donné.

💡 À retenir : $K_e = [H_3O^+][HO^-]$ est toujours vérifié en solution aqueuse.

Est-ce que la concentration initiale influence le pH ?

Oui, plus la solution est concentrée en acide, plus $[H_3O^+]$ est élevée, donc plus le pH est faible.

💡 À retenir : Le pH dépend de la concentration et de la force de l'acide.

Oui, plus la solution est concentrée en acide, plus $[H_3O^+]$ est élevée, donc plus le pH est faible.

💡 À retenir : Le pH dépend de la concentration et de la force de l'acide.

Pourquoi on dit que la réaction est limitée ?

Parce que les produits réagissent entre eux pour redonner les réactifs, on atteint un état d'équilibre dynamique.

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

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On prépare une solution aqueuse d'acide éthanoïque $CH_3COOH$ de concentration $C = 1,0 \times 10^{-2} mol/L$ . La mesure du pH donne $pH = 3,4$ .

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$ .
La réaction est-elle totale ? Justifier.

Exercice 1

On prépare une solution aqueuse d'acide éthanoïque $CH_3COOH$ de concentration $C = 1,0 \times 10^{-2} mol/L$. La mesure du pH donne $pH = 3,4$.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$.
La réaction est-elle totale ? Justifier.

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Exercice 2

Soit un couple $AH/A^-$ avec $pK_a = 4,8$ . On a une solution où $[A^-] = 2[AH]$ .

Calculer le pH de cette solution.
Quelle forme prédomine ?

Exercice 2

Soit un couple $AH/A^-$ avec $pK_a = 4,8$. On a une solution où $[A^-] = 2[AH]$.

Calculer le pH de cette solution.
Quelle forme prédomine ?

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Exercice 3

On mélange 10 mL d'acide chlorhydrique ( $H_3O^+ + Cl^-$ ) de concentration $0,1 mol/L$ avec 10 mL de soude ( $Na^+ + HO^-$ ) de même concentration.

Écrire l'équation bilan.
Calculer le pH final en supposant la réaction totale.

Exercice 3

On mélange 10 mL d'acide chlorhydrique ($H_3O^+ + Cl^-$) de concentration $0,1 mol/L$ avec 10 mL de soude ($Na^+ + HO^-$) de même concentration.

Écrire l'équation bilan.
Calculer le pH final en supposant la réaction totale.

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