Chimie · Prépa concours post-bac — ENSA & ENSAM

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 réaction est $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité $K_A$ : Pour $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ , on a $K_A = \frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ .
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ .
Taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acido-basique à partir de deux couples.
Calculer le pH d'une solution d'acide faible ou de base faible.
Utiliser le diagramme de prédominance pour savoir quelle espèce est majoritaire.
Déterminer $\tau$ à partir de la mesure du pH : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ .

Exemples corrigés

Calcul de pH : Pour une solution d'acide éthanoïque à $C=10^{-2}$ mol/L ( $pK_A=4,8$ ), on a $[H_3O^+] \approx \sqrt{K_A \cdot C} = \sqrt{10^{-4,8} \cdot 10^{-2}} = 10^{-3,4}$ . Donc $pH = 3,4$ .
Diagramme : Si $pH < pK_A$ , l'acide $AH$ prédomine. Si $pH > pK_A$ , la base $A^-$ prédomine.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre $x_{max}$ (calculé avec le réactif limitant) et $x_{éq}$ (calculé avec le pH).
Penser que la réaction d'un acide avec l'eau est toujours totale.

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 réaction est $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité $K_A$ : Pour $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$, on a $K_A = \frac{[A^-]{éq}[H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$.
Relation pH-pKa : $pH = pK_A + \log\frac{[A^-]{éq}}{[AH]{éq}}$.
Taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation d'une réaction acido-basique à partir de deux couples.
Calculer le pH d'une solution d'acide faible ou de base faible.
Utiliser le diagramme de prédominance pour savoir quelle espèce est majoritaire.
Déterminer $\tau$ à partir de la mesure du pH : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Pour une solution d'acide éthanoïque à $C=10^{-2}$ mol/L ($pK_A=4,8$), on a $[H_3O^+] \approx \sqrt{K_A \cdot C} = \sqrt{10^{-4,8} \cdot 10^{-2}} = 10^{-3,4}$. Donc $pH = 3,4$.
Diagramme : Si $pH < pK_A$, l'acide $AH$ prédomine. Si $pH > pK_A$, la base $A^-$ prédomine.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre $x_{max}$ (calculé avec le réactif limitant) et $x_{éq}$ (calculé avec le pH).
Penser que la réaction d'un acide avec l'eau est toujours totale.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Transformations associées à des réactions acide-base

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La valeur du $pK_A$ d'un acide faible est 4,0. À pH = 5,0, quelle est l'espèce prédominante ?

❓ Questions fréquentes

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

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

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

Kifach n7seb x{max} ila kan 3ndi tafa3ol dyal 7amd m3a l'ma ?

Écris l'équation : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$ .
Le réactif limitant est l'acide $AH$ (car l'eau est en excès).
$x_{max} = n_{initial}(AH) = C \cdot V$ .

💡 À retenir : Pour un acide dans l'eau, $x_{max}$ est toujours égal à la quantité de matière initiale de l'acide.

Écris l'équation : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$.
Le réactif limitant est l'acide $AH$ (car l'eau est en excès).
$x_{max} = n_{initial}(AH) = C \cdot V$.

💡 À retenir : Pour un acide dans l'eau, $x_{max}$ est toujours égal à la quantité de matière initiale de l'acide.

Est-ce que le pKA change si on change la concentration ?

Non, le $pK_A$ est une constante thermodynamique qui ne dépend que de la température. Il est propre à chaque couple acide/base.

💡 À retenir : $pK_A$ est fixe pour une température donnée, peu importe la dilution.

Non, le $pK_A$ est une constante thermodynamique qui ne dépend que de la température. Il est propre à chaque couple acide/base.

💡 À retenir : $pK_A$ est fixe pour une température donnée, peu importe la dilution.

Chno hiya l'relation bin pH o pKA ?

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 selon le pH du milieu.

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 selon le pH du milieu.

Pourquoi on utilise souvent 10^{-14} pour Ke ?

Parce que dans les exercices de chimie au lycée, on travaille presque toujours à 25°C. À cette température, le produit ionique de l'eau est exactement $10^{-14}$ .

💡 À retenir : Si l'énoncé donne une autre température, il faut utiliser la valeur fournie.

Parce que dans les exercices de chimie au lycée, on travaille presque toujours à 25°C. À cette température, le produit ionique de l'eau est exactement $10^{-14}$.

💡 À retenir : Si l'énoncé donne une autre température, il faut utiliser la valeur fournie.

Kifach n3ref wach tafa3ol 7amd-9a3ida 7adit aw la ?

Calcule le taux d'avancement $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ .
Si $\tau = 1$ , le tafa3ol est total.
Si $\tau < 1$ , le tafa3ol est limité.

💡 À retenir : La plupart des réactions acido-basiques avec des acides faibles sont limitées.

Calcule le taux d'avancement $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$.
Si $\tau = 1$, le tafa3ol est total.
Si $\tau < 1$, le tafa3ol est limité.

💡 À retenir : La plupart des réactions acido-basiques avec des acides faibles sont limitées.

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

Oui, dans le cadre du programme de chimie en solution aqueuse, l'eau est le solvant par défaut.

💡 À retenir : L'eau joue le rôle d'ampholyte (elle peut être acide ou base).

Comment savoir si une espèce est un ampholyte ?

Une espèce est un ampholyte si elle apparaît dans deux couples différents : une fois comme base (dans le couple $AH^+/A$ ) et une fois comme acide (dans le couple $A/A^-$ ). Exemple : $HCO_3^-$ .

💡 À retenir : L'ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$ est l'exemple classique.

Une espèce est un ampholyte si elle apparaît dans deux couples différents : une fois comme base (dans le couple $AH^+/A$) et une fois comme acide (dans le couple $A/A^-$). Exemple : $HCO_3^-$.

💡 À retenir : L'ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$ est l'exemple classique.

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

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

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

C'est quoi un indicateur coloré ?

C'est un couple acide/base dont les deux formes ont des couleurs différentes. On l'utilise pour repérer l'équivalence lors d'un titrage.

💡 À retenir : Le changement de couleur se produit dans la zone de virage.

Pourquoi on dit que KA est une constante ?

Parce qu'à une température donnée, le rapport des concentrations à l'équilibre reste constant, quel que soit l'état initial du système.

💡 À retenir : $K_A$ ne dépend que de la température.

Parce qu'à une température donnée, le rapport des concentrations à l'équilibre reste constant, quel que soit l'état initial du système.

💡 À retenir : $K_A$ ne dépend que de la température.

Est-ce que la réaction entre un acide fort et une base forte est limitée ?

Non, la réaction entre un acide fort et une base forte est toujours totale.

💡 À retenir : C'est une réaction très rapide et totale, souvent utilisée pour les titrages.

✍️ 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.
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.
Calculer le taux d'avancement $\tau$. La réaction est-elle totale ?

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Exercice 2

Soit un couple $AH/A^-$ avec $pK_A = 4,8$ . On a une solution où $[A^-] = 2[AH]$ . Quel est le pH de la solution ?

Exercice 2

Soit un couple $AH/A^-$ avec $pK_A = 4,8$. On a une solution où $[A^-] = 2[AH]$. Quel est le pH de la solution ?

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Exercice 3

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

Écrire l'équation.
Calculer le pH final.

Exercice 3

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

Écrire l'équation.
Calculer le pH final.

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