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

Équilibres 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.
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité ( $K_a$ ) : Pour un couple $AH/A^-$ , $K_a = \frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ . On pose $pK_a = -\log(K_a)$ .
Relation pH-pKa : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ .
Taux d'avancement : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$ . Si $\tau < 1$ , la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH : Pour un acide fort, $pH = -\log(C)$ . Pour un acide faible, $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C)$ .
Diagramme de prédominance : Si $pH < pK_a$ , l'acide prédomine. Si $pH > pK_a$ , la base prédomine.
Détermination de l'équivalence : Utiliser la relation à l'équivalence $C_a V_a = C_b V_b$ pour un dosage acide-base.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Solution d'acide éthanoïque ( $CH_3COOH$ ) à $0,1 mol/L$ ( $pK_a = 4,75$ ). $pH = 0,5 \times (4,75 - \log(0,1)) = 2,875$ .
Prédominance : À $pH = 5$ , comme $5 > 4,75$ , la base $CH_3COO^-$ est prédominante.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre $x_{max}$ (réaction totale) et $x_{éq}$ (réaction limitée).
Utiliser la formule $pH = -\log C$ pour un acide faible (c'est une erreur grave).

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.
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25°C.
Constante d'acidité ($K_a$) : Pour un couple $AH/A^-$, $K_a = \frac{[A^-]{éq}[H_3O^+]{éq}}{[AH]_{éq}}$. On pose $pK_a = -\log(K_a)$.
Relation pH-pKa : $pH = pK_a + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.
Taux d'avancement : $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

Méthodes à maîtriser

Calcul du pH : Pour un acide fort, $pH = -\log(C)$. Pour un acide faible, $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log C)$.
Diagramme de prédominance : Si $pH < pK_a$, l'acide prédomine. Si $pH > pK_a$, la base prédomine.
Détermination de l'équivalence : Utiliser la relation à l'équivalence $C_a V_a = C_b V_b$ pour un dosage acide-base.

Exemples corrigés

Calcul de pH : Solution d'acide éthanoïque ($CH_3COOH$) à $0,1 mol/L$ ($pK_a = 4,75$). $pH = 0,5 \times (4,75 - \log(0,1)) = 2,875$.
Prédominance : À $pH = 5$, comme $5 > 4,75$, la base $CH_3COO^-$ est prédominante.

Erreurs fréquentes

Oublier que $K_e$ dépend de la température.
Confondre $x_{max}$ (réaction totale) et $x_{éq}$ (réaction limitée).
Utiliser la formule $pH = -\log C$ pour un acide faible (c'est une erreur grave).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Équilibres acido-basiques en solution aqueuse

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Pour un acide fort de concentration $10^{-3} mol/L$ , le pH est :

Pour un acide fort de concentration $10^{-3} mol/L$, le pH est :

❓ Questions fréquentes

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

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$ . Il n'y a plus de molécules $AH$ à l'équilibre.
Un acide faible réagit partiellement : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ . Il reste un mélange des deux espèces à l'équilibre.

💡 À retenir : L'acide fort est limité par la concentration, l'acide faible est limité par sa constante $K_a$ .

Un acide fort réagit totalement avec l'eau : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$. Il n'y a plus de molécules $AH$ à l'équilibre.
Un acide faible réagit partiellement : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. Il reste un mélange des deux espèces à l'équilibre.

💡 À retenir : L'acide fort est limité par la concentration, l'acide faible est limité par sa constante $K_a$.

Kifach n7seb pH dyal m7lol dyal 9a3ida da3ifa?

Ecris l'équation : $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$ .
Calcule $pOH = \frac{1}{2}(pK_b - \log C_b)$ avec $pK_b = 14 - pK_a$ .
Utilise la relation $pH = 14 - pOH$ .

💡 À retenir : Toujours passer par $pOH$ pour les bases pour éviter les erreurs de signe.

Ecris l'équation : $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$.
Calcule $pOH = \frac{1}{2}(pK_b - \log C_b)$ avec $pK_b = 14 - pK_a$.
Utilise la relation $pH = 14 - pOH$.

💡 À retenir : Toujours passer par $pOH$ pour les bases pour éviter les erreurs de signe.

Wach Ka katghyr ila zedna l-ma (tkhfif) ?

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

💡 À retenir : $K_a$ est fixe pour un couple donné à une température donnée.

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

💡 À retenir : $K_a$ est fixe pour un couple donné à une température donnée.

Est-ce que le pH d'une solution peut être négatif ?

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $HCl$ à $2 mol/L$ ), $pH = -\log(2) \approx -0,3$ .

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

Oui, pour des solutions très concentrées en acide fort (ex: $HCl$ à $2 mol/L$), $pH = -\log(2) \approx -0,3$.

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

Comment choisir l'indicateur coloré pour un dosage ?

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

💡 À retenir : La zone de virage doit encadrer le $pH_{eq}$ .

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

💡 À retenir : La zone de virage doit encadrer le $pH_{eq}$.

Chno hiya l-far9 bin l-moukafi2 o l-mouatadila f-t-tfa3ol?

L'équivalence est l'état où les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques. C'est un point expérimental.

💡 À retenir : À l'équivalence, le mélange est stœchiométrique.

Pourquoi le pH d'une solution tampon ne change presque pas ?

Parce qu'elle contient un mélange d'acide faible et de sa base conjuguée en quantités importantes, qui neutralisent les ajouts d'acide ou de base.

💡 À retenir : Une solution tampon résiste aux variations de pH.

Kifach n3rf wach tfa3ol koli ola la?

Calcule le taux d'avancement $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$ . Si $\tau = 1$ , il est total. Si $\tau < 1$ , il est limité.

💡 À retenir : $\tau < 1$ signifie équilibre chimique.

Calcule le taux d'avancement $\tau = \frac{x_{éq}}{x_{max}}$. Si $\tau = 1$, il est total. Si $\tau < 1$, il est limité.

💡 À retenir : $\tau < 1$ signifie équilibre chimique.

Quelle est la relation entre pKa et la force de l'acide ?

Plus le $pK_a$ est petit, plus l'acide est fort (il cède son proton plus facilement).

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

Plus le $pK_a$ est petit, plus l'acide est fort (il cède son proton plus facilement).

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

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

Dans le programme, oui, nous travaillons uniquement en solution aqueuse.

💡 À retenir : Le solvant est l'eau ( $H_2O$ ).

Dans le programme, oui, nous travaillons uniquement en solution aqueuse.

💡 À retenir : Le solvant est l'eau ($H_2O$).

Est-ce que le pH change avec la température ?

Oui, car $K_e$ varie avec la température. À 25°C, $pH_{neutre} = 7$ , mais à d'autres températures, il change.

💡 À retenir : $pH = 7$ n'est neutre qu'à 25°C.

Oui, car $K_e$ varie avec la température. À 25°C, $pH_{neutre} = 7$, mais à d'autres températures, il change.

💡 À retenir : $pH = 7$ n'est neutre qu'à 25°C.

Pourquoi on utilise le log pour le pH ?

Pour manipuler des nombres simples (0 à 14) au lieu de puissances de 10 très petites (ex: $10^{-7} mol/L$ ).

💡 À retenir : Le pH est une échelle logarithmique.

Pour manipuler des nombres simples (0 à 14) au lieu de puissances de 10 très petites (ex: $10^{-7} mol/L$).

💡 À retenir : Le pH est une échelle logarithmique.

✍️ 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 avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement $\tau$ . La réaction est-elle totale ?
Calculer la constante d'acidité $K_a$ 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 avec l'eau.
Calculer le taux d'avancement $\tau$. La réaction est-elle totale ?
Calculer la constante d'acidité $K_a$ du couple $HCOOH/HCOO^-$.

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Exercice 2

On dose $V_a = 20 mL$ d'une solution d'ammoniac $NH_3$ ( $C_b$ ) par une solution d'acide chlorhydrique ( $C_a = 0,1 mol/L$ ). L'équivalence est atteinte pour $V_{a,eq} = 15 mL$ .

Calculer $C_b$ .
Définir l'équivalence.

Exercice 2

On dose $V_a = 20 mL$ d'une solution d'ammoniac $NH_3$ ($C_b$) par une solution d'acide chlorhydrique ($C_a = 0,1 mol/L$). L'équivalence est atteinte pour $V_{a,eq} = 15 mL$.

Calculer $C_b$.
Définir l'équivalence.

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Exercice 3

Soit un mélange de $CH_3COOH$ ( $pK_a = 4,75$ ) et $CH_3COO^-$ . Le pH est 5,25.

Calculer le rapport $\frac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}$ .
Quelle espèce prédomine ?

Exercice 3

Soit un mélange de $CH_3COOH$ ($pK_a = 4,75$) et $CH_3COO^-$. Le pH est 5,25.

Calculer le rapport $\frac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}$.
Quelle espèce prédomine ?

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