Physique · Agronomie, vétérinaire & architecture — ENA Meknès (agriculture)

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 : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ .
Réaction acide-base : Transfert de $H^+$ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre.
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 : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right)$ .

Méthodes à maîtriser

Calculer le taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.
Déterminer l'espèce prédominante : Si $pH > pK_a$ , la base $A^-$ prédomine. Si $pH < pK_a$ , l'acide $AH$ prédomine.
Calculer le pH d'une solution : Utiliser la relation $pH = -\log[H_3O^+]$ .

Exemples corrigés

Exemple 1 : Solution d'acide éthanoïque à $10^{-2} mol/L$ avec $pH=3.4$ . $\tau = 10^{-3.4} / 10^{-2} \approx 0.04$ . La réaction est limitée.
Exemple 2 : Si $pH = pK_a$ , alors $[A^-] = [AH]$ .

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre l'avancement final $x_f$ avec l'avancement maximal $x_{max}$ .
Négliger l'autoprotolyse de l'eau quand le pH est proche de 7.

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 : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
Réaction acide-base : Transfert de $H^+$ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre.
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 : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[A^-]{éq}}{[AH]{éq}}\right)$.

Méthodes à maîtriser

Calculer le taux d'avancement $\tau$ : $\tau = \frac{[H_3O^+]_{éq}}{C}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.
Déterminer l'espèce prédominante : Si $pH > pK_a$, la base $A^-$ prédomine. Si $pH < pK_a$, l'acide $AH$ prédomine.
Calculer le pH d'une solution : Utiliser la relation $pH = -\log[H_3O^+]$.

Exemples corrigés

Exemple 1 : Solution d'acide éthanoïque à $10^{-2} mol/L$ avec $pH=3.4$. $\tau = 10^{-3.4} / 10^{-2} \approx 0.04$. La réaction est limitée.
Exemple 2 : Si $pH = pK_a$, alors $[A^-] = [AH]$.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre l'avancement final $x_f$ avec l'avancement maximal $x_{max}$.
Négliger l'autoprotolyse de l'eau quand le pH est proche de 7.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Transformations associées à des réactions acide-base

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

❓ Questions fréquentes

Quelle est la relation entre le pH et le pKa ?

La relation est $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$ . Elle permet de déterminer la composition du mélange à l'équilibre.

La relation est $pH = pK_a + \log\left(\frac{[Base]}{[Acide]}\right)$. Elle permet de déterminer la composition du mélange à l'équilibre.

Le pH dépend-il de la concentration ?

Oui, pour un acide faible, le pH augmente quand la dilution augmente (la concentration diminue).

Pourquoi dit-on que la réaction est limitée ?

Parce que l'acide ne se dissocie pas totalement dans l'eau, il reste un équilibre entre les réactifs et les produits.

Comment calculer le pKa à partir du pH et des concentrations ?

On utilise la formule $pK_a = pH - \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ . Il suffit de connaître le pH et les concentrations à l'équilibre.

On utilise la formule $pK_a = pH - \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$. Il suffit de connaître le pH et les concentrations à l'équilibre.

L'eau est-elle toujours un réactif ?

Dans les réactions acide-base en solution aqueuse, l'eau intervient souvent comme solvant et réactif (ampholyte).

Qu'est-ce qu'une espèce prédominante ?

C'est l'espèce dont la concentration est la plus élevée dans le mélange à l'équilibre.

Le pH peut-il être négatif ?

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort ( $[H_3O^+] > 1 mol/L$ ), le pH peut être négatif.

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort ($[H_3O^+] > 1 mol/L$), le pH peut être négatif.

Comment varie le pH avec la température ?

Le produit ionique $K_e$ varie avec la température, donc le pH de la neutralité ( $pH = 7$ à 25°C) change.

Le produit ionique $K_e$ varie avec la température, donc le pH de la neutralité ($pH = 7$ à 25°C) change.

Kifach n3raf wach tafa3ol acid-base koli wla la?

Hsab $x_f$ (t9dar t7sbo b $pH$ : $x_f = 10^{-pH} \cdot V$ ).
Hsab $x_{max}$ (b l'mohid).
Hsab $\tau = x_f / x_{max}$ .
Ila kan $\tau = 1$ , tafa3ol koli. Ila kan $\tau < 1$ , tafa3ol mahdod.

💡 À retenir : $\tau$ howa li kay7adad wach tafa3ol koli wla mahdod.

Hsab $x_f$ (t9dar t7sbo b $pH$ : $x_f = 10^{-pH} \cdot V$).
Hsab $x_{max}$ (b l'mohid).
Hsab $\tau = x_f / x_{max}$.
Ila kan $\tau = 1$, tafa3ol koli. Ila kan $\tau < 1$, tafa3ol mahdod.

💡 À retenir : $\tau$ howa li kay7adad wach tafa3ol koli wla mahdod.

Chno hiya l'far9 bin Ka w pKa?

$K_a$ hiya constante d'acidité, kat3ti 9owat l'acid.
$pK_a = -\log(K_a)$ .
Ktarma kan $K_a$ kbir, ktarma l'acid mjahad. Ktarma kan $pK_a$ sghir, ktarma l'acid mjahad.

💡 À retenir : $K_a$ kbir = $pK_a$ sghir = Acid mjahad.

$K_a$ hiya constante d'acidité, kat3ti 9owat l'acid.
$pK_a = -\log(K_a)$.
Ktarma kan $K_a$ kbir, ktarma l'acid mjahad. Ktarma kan $pK_a$ sghir, ktarma l'acid mjahad.

💡 À retenir : $K_a$ kbir = $pK_a$ sghir = Acid mjahad.

Kifach n7seb torkiz dyal anwa3 kimya'iya f l'equilibre?

St3mal tableau d'avancement.
St3mal $pH$ bach t3raf $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ .
St3mal $K_a$ bach t3raf l'ba9i.

💡 À retenir : $pH$ howa l'miftah dyal ga3 l'hisabat.

St3mal tableau d'avancement.
St3mal $pH$ bach t3raf $[H_3O^+] = 10^{-pH}$.
St3mal $K_a$ bach t3raf l'ba9i.

💡 À retenir : $pH$ howa l'miftah dyal ga3 l'hisabat.

Qu'est-ce qu'un ampholyte ?

C'est une espèce chimique qui peut jouer le rôle d'acide dans un couple et de base dans un autre. L'exemple classique est l'ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$ .

C'est une espèce chimique qui peut jouer le rôle d'acide dans un couple et de base dans un autre. L'exemple classique est l'ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On prépare une solution aqueuse d'acide méthanoïque $HCOOH$ de concentration $C = 10^{-2} mol/L$ . Le pH mesuré est 2.9.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$ . La réaction est-elle totale ?
Calculer le $pK_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$ .

Exercice 1

On prépare une solution aqueuse d'acide méthanoïque $HCOOH$ de concentration $C = 10^{-2} mol/L$. Le pH mesuré est 2.9.

Écrire l'équation de la réaction avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement final $\tau$. La réaction est-elle totale ?
Calculer le $pK_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Soit une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C = 5 \times 10^{-3} mol/L$ . Le $pK_a$ du couple $NH_4^+/NH_3$ est 9.2.

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

Exercice 2

Soit une solution d'ammoniac $NH_3$ de concentration $C = 5 \times 10^{-3} mol/L$. Le $pK_a$ du couple $NH_4^+/NH_3$ est 9.2.

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

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Exercice 3

On mélange 20 mL d'acide éthanoïque ( $C_1=0.1 mol/L, pK_{a1}=4.8$ ) et 20 mL de soude ( $C_2=0.05 mol/L$ ).

Calculer les quantités de matière initiales.
Déterminer l'état final du système.
Calculer le pH du mélange.

Exercice 3

On mélange 20 mL d'acide éthanoïque ($C_1=0.1 mol/L, pK_{a1}=4.8$) et 20 mL de soude ($C_2=0.05 mol/L$).

Calculer les quantités de matière initiales.
Déterminer l'état final du système.
Calculer le pH du mélange.

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