Physique-Chimie · Prépa concours post-bac — Écoles militaires & royales

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 Brönsted : Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$ . Une base est capable d'en capter un.
Réaction acide-base : $AH + B^- \rightleftharpoons A^- + BH$ .
Produit ionique de l'eau : $K_e = 10^{-14}$ à 25°C. $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Constante d'acidité $K_A$ : Pour $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ , on a $K_A = \frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ .
Relation pH-pKa : $pH = pKa + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$ .
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{eq}}{C}$ . 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 d'acide faible ou de base faible.
Déterminer le $pKa$ à partir du pH et des concentrations à l'équilibre.
Utiliser le diagramme de prédominance : si $pH < pKa$ , l'acide prédomine ; si $pH > pKa$ , la base prédomine.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Solution d'acide éthanoïque $C=10^{-2}$ mol/L, $pKa=4,8$ . $pH = 0,5(pKa - \log C) = 0,5(4,8 - (-2)) = 3,4$ .
Diagramme : Si $pH=5$ et $pKa=4,8$ , alors $pH > pKa$ , donc la base $CH_3COO^-$ prédomine.

Erreurs fréquentes

Confondre $K_A$ et $K_e$ .
Oublier que $K_A$ dépend de la température.
Utiliser la formule $pH = pKa + \log([B]/[A])$ pour des systèmes hors équilibre.
Négliger $[H_3O^+]$ provenant de l'eau dans les calculs de pH pour des solutions très diluées (à vérifier par le professeur).

L'essentiel du cours

Définition de Brönsted : Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$. Une base est capable d'en capter un.
Réaction acide-base : $AH + B^- \rightleftharpoons A^- + BH$.
Produit ionique de l'eau : $K_e = 10^{-14}$ à 25°C. $pH = -\log[H_3O^+]$.
Constante d'acidité $K_A$ : Pour $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$, on a $K_A = \frac{[A^-]{eq}[H_3O^+]{eq}}{[AH]_{eq}}$.
Relation pH-pKa : $pH = pKa + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$.
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{eq}}{C}$. 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 d'acide faible ou de base faible.
Déterminer le $pKa$ à partir du pH et des concentrations à l'équilibre.
Utiliser le diagramme de prédominance : si $pH < pKa$, l'acide prédomine ; si $pH > pKa$, la base prédomine.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Solution d'acide éthanoïque $C=10^{-2}$ mol/L, $pKa=4,8$. $pH = 0,5(pKa - \log C) = 0,5(4,8 - (-2)) = 3,4$.
Diagramme : Si $pH=5$ et $pKa=4,8$, alors $pH > pKa$, donc la base $CH_3COO^-$ prédomine.

Erreurs fréquentes

Confondre $K_A$ et $K_e$.
Oublier que $K_A$ dépend de la température.
Utiliser la formule $pH = pKa + \log([B]/[A])$ pour des systèmes hors équilibre.
Négliger $[H_3O^+]$ provenant de l'eau dans les calculs de pH pour des solutions très diluées (à vérifier par le professeur).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

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🎯 Transformations liées aux réactions acide-base

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Pour un acide faible, si on dilue la solution, le taux d'avancement $\tau$ :

❓ Questions fréquentes

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

Dans le programme du secondaire, oui, les réactions acide-base sont étudiées en solution aqueuse.

Comment tracer le diagramme de prédominance ?

On place le $pKa$ sur un axe de pH. À gauche, l'acide prédomine, à droite, la base prédomine.

La réaction AH + H2O est-elle toujours limitée ?

Si $AH$ est un acide faible, oui. Si $AH$ est un acide fort, la réaction est considérée comme totale.

Kifach n3ref wach l'acide mjahd wla la?

Regarde la valeur du $pKa$ du couple.
Plus le $pKa$ est petit, plus l'acide est fort.
Un acide est dit "fort" s'il réagit totalement avec l'eau ( $\tau = 1$ ).

💡 À retenir : Un acide fort a un $pKa < 0$ , un acide faible a un $pKa > 0$ .

Regarde la valeur du $pKa$ du couple.
Plus le $pKa$ est petit, plus l'acide est fort.
Un acide est dit "fort" s'il réagit totalement avec l'eau ($\tau = 1$).

💡 À retenir : Un acide fort a un $pKa < 0$, un acide faible a un $pKa > 0$.

Chno hiya l'utilité dyal solution tampon?

Une solution tampon est un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée en quantités proches. Son rôle est de maintenir le pH quasi constant malgré l'ajout de petites quantités d'acide ou de base, ou après dilution.

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

Kifach n7seb [H3O+] ila 3ndi pH?

C'est une simple application de la fonction logarithme :

On sait que $pH = -\log[H_3O^+]$ .
Donc $\log[H_3O^+] = -pH$ .
On applique l'exponentielle : $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ (en mol/L).

💡 À retenir : La concentration doit toujours être positive.

C'est une simple application de la fonction logarithme :

On sait que $pH = -\log[H_3O^+]$.
Donc $\log[H_3O^+] = -pH$.
On applique l'exponentielle : $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ (en mol/L).

💡 À retenir : La concentration doit toujours être positive.

La constante d'acidité KA change-t-elle avec la concentration ?

Non, $K_A$ est une constante d'équilibre qui ne dépend que de la température. Elle ne varie pas avec la concentration initiale de l'acide.

Qu'est-ce qu'un ampholyte ?

C'est une espèce chimique qui peut agir comme un acide dans un couple et comme une base dans un autre (ex: $HCO_3^-$ ou $H_2O$ ).

C'est une espèce chimique qui peut agir comme un acide dans un couple et comme une base dans un autre (ex: $HCO_3^-$ ou $H_2O$).

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.

Pourquoi le pH d'une solution d'acide fort est-il égal à -log C ?

Car l'acide fort réagit totalement : $[H_3O^+] = C$ . Donc $pH = -\log C$ .

Car l'acide fort réagit totalement : $[H_3O^+] = C$. Donc $pH = -\log C$.

Quelle est la différence entre réaction totale et limitée ?

Une réaction totale a un taux d'avancement $\tau = 1$ , alors qu'une réaction limitée a $\tau < 1$ et atteint un état d'équilibre.

Une réaction totale a un taux d'avancement $\tau = 1$, alors qu'une réaction limitée a $\tau < 1$ et atteint un état d'équilibre.

Le pKa peut-il être négatif ?

Oui, pour les acides très forts (ex: $HCl$ avec $pKa \approx -7$ ), mais au lycée, on travaille souvent avec des acides faibles ( $pKa > 0$ ).

Oui, pour les acides très forts (ex: $HCl$ avec $pKa \approx -7$), mais au lycée, on travaille souvent avec des acides faibles ($pKa > 0$).

✍️ 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 ?
Calculer la constante d'acidité $K_A$ du couple.

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 ?
Calculer la constante d'acidité $K_A$ du couple.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Soit un couple $AH/A^-$ avec $pKa = 4,8$ . On mélange $10$ mL d'acide à $0,1$ mol/L et $10$ mL de base à $0,1$ mol/L. Quel est le pH du mélange ?

Exercice 2

Soit un couple $AH/A^-$ avec $pKa = 4,8$. On mélange $10$ mL d'acide à $0,1$ mol/L et $10$ mL de base à $0,1$ mol/L. Quel est le pH du mélange ?

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Exercice 3

Calculer le pH d'une solution d'hydroxyde de sodium $NaOH$ de concentration $C = 5,0 \times 10^{-3}$ mol/L.

Exercice 3

Calculer le pH d'une solution d'hydroxyde de sodium $NaOH$ de concentration $C = 5,0 \times 10^{-3}$ mol/L.

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