Chimie

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Réactions acido-basiques

Acides et bases sont partout : dans ton estomac, ton sang, les produits ménagers, les médicaments. La grandeur reine, le pH, mesure leur force d'un seul nombre. Comprendre comment le calculer et comment l'organisme le régule (à 7,4 près) est au cœur de la chimie médicale.

1Acides et bases : les définitions

Donner ou prendre un proton

Selon Brønsted, un acide est un donneur de proton (H⁺) et une base est un accepteur de proton. Quand un acide cède son H⁺, il devient sa base conjuguée (et inversement) : ils vont par paires.

Espèce	Rôle	Exemple
Acide	donne un H⁺	HCl, CH₃COOH
Base	accepte un H⁺	NaOH (OH⁻), NH₃
Couple acide/base	reliés par un H⁺	CH₃COOH / CH₃COO⁻

À chaque acide correspond une base conjuguée, et réciproquement.

Quand l'acide éthanoïque CH₃COOH cède son proton, quelle espèce obtient-on ?Réfléchis puis ouvre ▾

On obtient sa base conjuguée, l'ion éthanoate

C H_{3} C O O^{-}

. L'acide a perdu un H⁺ : le couple acide/base est

C H_{3} C O O H / C H_{3} C O O^{-}

. Acide et base conjuguée diffèrent toujours d'un seul proton.

Vérifie que tu as compris

Selon Brønsted, qu'est-ce qu'un acide ?Réfléchis puis ouvre ▾

Un donneur de proton H⁺ (la base, elle, est un accepteur de H⁺).

Comment obtient-on la base conjuguée d'un acide ?Réfléchis puis ouvre ▾

En lui retirant un proton H⁺. Acide et base conjuguée diffèrent d'un seul H⁺.

Dans le couple CH₃COOH / CH₃COO⁻, lequel est l'acide ?Réfléchis puis ouvre ▾

C H_{3} C O O H

, car il peut donner un H⁺ ;

C H_{3} C O O^{-}

est sa base conjuguée.

2Le pH et son échelle

Mesurer l'acidité d'un seul chiffre

Le pH quantifie la concentration en ions

H_{3} O^{+}

d'une solution. Comme cette concentration varie sur d'énormes ordres de grandeur, on utilise une échelle logarithmiquede 0 (très acide) à 14 (très basique), 7 étant neutre (à 25 °C).

Définition du pH

pH = - lo g [H_{3} O^{+}]

[H_{3} O^{+}]

concentration en ions hydroniummol/L

Quand l'utiliser

Pour calculer le pH à partir de la concentration en H₃O⁺ (ou l'inverse : [H₃O⁺] = 10^−pH).

Quand l'éviter

Si on connaît [OH⁻] : calculer d'abord pOH puis pH = 14 − pOH.

Interprétation

Chaque unité de pH = un facteur 10 sur la concentration. pH 3 est 10× plus acide que pH 4.

Piège au concours

Oublier le signe « moins » : le pH est l'opposé du log. Et une grande [H₃O⁺] ⇒ un PETIT pH.

Astuce mémo

« pH = moins log H » ; et [H₃O⁺] = 10 puissance (−pH).

pH = 7.0

neutre

[H₃O⁺] = 10^-7 mol/L

[OH⁻] = 10^-7 mol/L

Déplace le curseur : observe comment le pH, la couleur, et les concentrations en H₃O⁺ et OH⁻ varient. Un pH faible = beaucoup de H₃O⁺ = acide.

L'échelle est logarithmique

Une solution de pH 2 est 1000 fois plus acide qu'une solution de pH 5 (3 unités = 10³). Ne jamais raisonner « linéairement » sur le pH.

Une solution passe de pH 5 à pH 3. La concentration en H₃O⁺ a-t-elle été multipliée par 2 ?Réfléchis puis ouvre ▾

Non, par 100 ! L'échelle est logarithmique : passer de pH 5 à pH 3, c'est 2 unités, donc un facteur

1 0^{2} = 100

sur

[H_{3} O^{+}]

. Le pH écrase d'énormes variations en petits nombres.

Pour le futur médecin

Le corps entretient volontairement des pH très différents d'un compartiment à l'autre. Le suc gastrique tourne autour de pH 1,5 à 3,5 (il dénature les protéines alimentaires et bloque une grande partie des microbes avalés), le sang artériel est maintenu à 7,4, et l'urine varie couramment de 4,5 à 8 selon ce que les reins doivent éliminer.

Traduis ça en concentrations et l'échelle logarithmique devient parlante : entre un suc gastrique à pH 2 et le sang à pH 7,4, il y a 5,4 unités d'écart, soit un facteur $1 0^{5, 4}$ , plus de 200 000 sur $[H_{3} O^{+}]$ . C'est aussi pour ça qu'un laboratoire rapporte un pH sanguin avec deux décimales : 7,35 et 7,45 semblent voisins, mais ils encadrent déjà toute la zone considérée comme normale.

Vérifie que tu as compris

Comment définit-on le pH ?Réfléchis puis ouvre ▾

pH = - lo g [H_{3} O^{+}]

(l'opposé du logarithme de la concentration en hydronium).

Un pH faible correspond-il à beaucoup ou à peu de H₃O⁺ ?Réfléchis puis ouvre ▾

À beaucoup de H₃O⁺ : la solution est acide. Grand [H₃O⁺] ⇒ petit pH.

Quand le pH diminue d'une unité, comment varie [H₃O⁺] ?Réfléchis puis ouvre ▾

Elle est multipliée par 10 : l'échelle est logarithmique.

3Le produit ionique de l'eau

L'eau, un peu acide ET un peu basique

L'eau se dissocie légèrement :

2 H_{2} O ⇌ H_{3} O^{+} + O H^{-}

. Le produit des deux concentrations est une constante, Ke, qui relie acidité et basicité.

Produit ionique de l'eau

K_{e} = [H_{3} O^{+}] [O H^{-}] = 1 0^{- 14}

K_{e}

produit ionique de l'eau (à 25 °C)—

Quand l'utiliser

Pour relier [H₃O⁺] et [OH⁻], ou passer du pH au pOH (pH + pOH = 14).

Quand l'éviter

Ke ne vaut 10⁻¹⁴ qu'à 25 °C : à une autre température, la valeur change.

Interprétation

Si l'un augmente, l'autre diminue : leur produit reste 10⁻¹⁴. Neutre ⇒ [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷.

Piège au concours

Croire que Ke = 10⁻¹⁴ à toute température (ce n'est vrai qu'à 25 °C).

Astuce mémo

« pH + pOH = 14 » (à 25 °C).

Une solution a [OH⁻] = 10⁻³ mol/L. Quel est son pH ?Facile

Solution détaillée

pOH = −log(10⁻³) = 3. Donc pH = 14 − pOH = 14 − 3 = 11 (solution basique).

Vérifie que tu as compris

Combien vaut le produit ionique de l'eau à 25 °C ?Réfléchis puis ouvre ▾

[H_{3} O^{+}] [O H^{-}] = 1 0^{- 14}

Que vaut pH + pOH à 25 °C ?Réfléchis puis ouvre ▾

14 (conséquence directe de

K_{e} = 1 0^{- 14}

Dans l'eau pure neutre, que valent [H₃O⁺] et [OH⁻] ?Réfléchis puis ouvre ▾

1 0^{- 7}

mol/L chacune, d'où pH = 7.

4Acides/bases forts et faibles

Tout dissocier, ou seulement un peu

Un acide fort se dissocie totalement dans l'eau (tous ses H⁺ sont libérés). Un acide faible ne se dissocie que partiellement : il reste un équilibre, décrit par sa constante d'acidité Ka.

Type	Dissociation	[H₃O⁺]	Exemples
Acide fort	totale	= C (concentration)	HCl, HNO₃, H₂SO₄
Acide faible	partielle (équilibre Ka)	< C	CH₃COOH, H₂CO₃
Base forte	totale	[OH⁻] = C	NaOH, KOH

« Fort » ne veut pas dire « concentré » : c'est le degré de dissociation qui compte.

Un acide fort est-il forcément plus dangereux qu'un acide faible concentré ?Réfléchis puis ouvre ▾

Pas nécessairement. « Fort » décrit la dissociation totale, pas la concentration. Un acide faible très concentré peut libérer plus de H⁺ qu'un acide fort très dilué. Force (dissociation) et concentration sont deux choses distinctes.

Pour le futur médecin

L'acide lactique produit par le muscle lors d'un effort intense est un acide faible, de pKa voisin de 3,86. Mais « faible » ne veut pas dire inoffensif : dans un milieu à pH 7,4, donc très au-dessus de son pKa, il est en pratique totalement dissocié en lactate et $H_{3} O^{+}$ . Chaque molécule produite libère donc bel et bien son proton.

Ces protons sont d'abord encaissés par le tampon bicarbonate : lors d'un effort croissant, la concentration en $H C O_{3}^{-}$ du sang artériel baisse à peu près autant que le lactate monte. Quand la production dépasse la capacité du tampon, le pH artériel descend et peut approcher 7,1 lors d'un exercice maximal. La logique à retenir pour le concours : c'est l'écart entre le pH du milieu et le pKa qui fixe la fraction dissociée, pas l'étiquette « fort » ou « faible ».

Vérifie que tu as compris

Un acide fort se dissocie-t-il totalement ou partiellement ?Réfléchis puis ouvre ▾

Totalement : tous ses H⁺ sont libérés dans l'eau.

Que décrit la constante d'acidité Ka ?Réfléchis puis ouvre ▾

L'équilibre de dissociation d'un acide faible, donc sa force (plus Ka est grand, plus l'acide est fort).

« Fort » et « concentré » sont-ils synonymes ?Réfléchis puis ouvre ▾

Non : fort = dissociation totale ; concentré = beaucoup de moles par litre.

5Calculer un pH

La bonne formule selon le cas

La méthode dépend du type d'espèce : pour un acide FORT,

[H_{3} O^{+}] = C

. Pour un acide FAIBLE, il faut passer par Ka. Identifier fort/faible est donc la première étape.

pH d'un acide fort

pH = - lo g C

C

concentration de l'acide fortmol/L

Quand l'utiliser

Pour un acide fort (dissociation totale) : [H₃O⁺] = C.

Quand l'éviter

JAMAIS pour un acide faible (il ne se dissocie pas totalement).

Interprétation

Tout l'acide libère son H⁺, donc [H₃O⁺] = C, et pH = −log C directement.

Piège au concours

Appliquer cette formule à un acide faible : on surestime alors l'acidité.

Astuce mémo

Acide fort ⇒ « pH = −log de la concentration », tout simplement.

pH d'un acide faible

pH = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C)

p K_{a}

−log Ka, mesure la force de l'acide faible—

C

concentration de l'acide faiblemol/L

Quand l'utiliser

Pour un acide faible peu dissocié, connaissant son pKa et sa concentration.

Quand l'éviter

Pour un acide fort (utiliser pH = −log C).

Interprétation

Plus le pKa est grand, plus l'acide est faible (moins il libère de H⁺).

Piège au concours

Confondre Ka (constante) et pKa (= −log Ka). Plus pKa ↑, plus l'acide est faible.

Astuce mémo

Acide faible ⇒ « demi-somme pKa − log C ».

Quel est le pH d'une solution de HCl (acide fort) à 0,01 mol/L ?Intermédiaire

Solution détaillée

Acide fort ⇒

[H_{3} O^{+}] = C = 0, 01

. pH = −log(0,01) = −log(10⁻²) = 2.

Exemple résolu : pH d'un acide faible, et l'écart avec un acide fort

« Quel est le pH d'une solution d'acide acétique CH₃COOH à 0,10 mol/L, sachant que son $p K_{a} = 4, 8$ ? Compare avec un acide fort de même concentration. »

1. Identifier le type. CH₃COOH est un acide faible : il ne se dissocie que partiellement. On utilise donc $pH = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C)$ , jamais $- lo g C$ .

2. Calculer le log de tête. $C = 0, 10 = 1 0^{- 1}$ , donc $lo g C = - 1$ . C'est pour cela que les énoncés choisissent des puissances de 10 rondes.

3. Appliquer. $pH = \frac{1}{2} (4, 8 - (- 1)) = \frac{1}{2} \times 5, 8 = 2, 9$ .

4. Comparer. Un acide fort à la même concentration donnerait $pH = - lo g (1 0^{- 1}) = 1, 0$ . L'écart de 1,9 unité de pH signifie que la solution d'acide acétique est environ 80 fois moins acide en ions H₃O⁺, à concentration identique. Voilà toute la différence entre « concentré » et « fort ».

Le piège : appliquer $pH = - lo g C$ à l'acide faible et répondre 1. Un pH d'acide faible est toujours plus élevé que celui d'un acide fort de même concentration : si tu trouves l'inverse, tu t'es trompé de formule.

Vérifie que tu as compris

Quel est le pH d'un acide fort de concentration C ?Réfléchis puis ouvre ▾

pH = - lo g C

, car

[H_{3} O^{+}] = C

Quelle formule donne le pH d'un acide faible ?Réfléchis puis ouvre ▾

pH = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C)

Peut-on appliquer pH = −log C à un acide faible ?Réfléchis puis ouvre ▾

Non : il ne se dissocie pas totalement, donc [H₃O⁺] < C. On surestimerait l'acidité.

6Les solutions tampons

Résister aux variations de pH

Une solution tampon (un acide faible + sa base conjuguée) résiste aux variations de pH : on peut y ajouter un peu d'acide ou de base sans que le pH bouge beaucoup. C'est vital pour les milieux biologiques.

Équation de Henderson-Hasselbalch

pH = p K_{a} + lo g \frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]}

[A^{-}]

concentration de la base conjuguéemol/L

[H A]

concentration de l'acide faiblemol/L

Quand l'utiliser

Pour calculer le pH d'une solution tampon (mélange acide faible / base conjuguée).

Quand l'éviter

Pour un acide fort ou un acide faible seul (sans sa base conjuguée).

Interprétation

Quand [A⁻] = [HA], le pH = pKa : c'est là que le tampon est le plus efficace.

Piège au concours

Inverser le rapport [A⁻]/[HA] (base conjuguée au numérateur).

Astuce mémo

« pH = pKa + log(base/acide) ».

Pour le futur médecin

Le sang est tamponné à pH 7,4 par le couple

H_{2} C O_{3} / H C O_{3}^{-}

(acide carbonique / bicarbonate). Une variation de seulement 0,4 unité de pH peut être mortelle. Les poumons (CO₂) et les reins (HCO₃⁻) ajustent ce tampon en permanence : c'est l'équilibre acido-basique.

Pourquoi un tampon est-il le plus efficace lorsque pH = pKa ?Réfléchis puis ouvre ▾

Quand

[A^{-}] = [H A]

, le rapport vaut 1 et

lo g 1 = 0

, donc pH = pKa. Dans cette situation, il y a autant d'acide que de base conjuguée : le système peut absorber aussi bien un ajout d'acide (consommé par A⁻) que de base (consommée par HA). C'est le point d'équilibre optimal.

Exemple résolu : retrouver le pH 7,4 du sang

« Dans le plasma, $[H C O_{3}^{-}] = 24$ mmol/L et $[H_{2} C O_{3}] = 1, 2$ mmol/L. Le pKa apparent du couple vaut 6,1. Retrouve le pH du sang. »

1. Le rapport base / acide. $\frac{[ H C O _{3}^{-} ]}{[ H _{2} C O _{3} ]} = \frac{24}{1 , 2} = 20$ . Les unités (mmol/L) se simplifient, inutile de convertir : seul le rapport compte dans Henderson-Hasselbalch.

2. Le log, sans calculatrice. $lo g 20 = lo g 2 + lo g 10 = 0, 30 + 1 = 1, 30$ . Retiens $lo g 2 \approx 0, 30$ et $lo g 3 \approx 0, 48$ : avec ces deux valeurs tu décomposes presque tous les logs du concours.

3. Appliquer. $pH = p K_{a} + lo g \frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]} = 6, 1 + 1, 30 = 7, 4$ . C'est exactement le pH artériel physiologique, et ce n'est pas une coïncidence : l'organisme maintient activement ce rapport de 20 pour 1.

La lecture clinique. En hyperventilant, on élimine du CO₂, donc $[H_{2} C O_{3}]$ baisse, le rapport augmente et le pH monte : c'est l'alcalose respiratoire. À l'inverse, une hypoventilation fait grimper $[H_{2} C O_{3}]$ et fait chuter le pH (acidose respiratoire).

Le piège : inverser le rapport et écrire acide sur base. On trouverait $6, 1 - 1, 30 = 4, 8$ , un pH incompatible avec la vie. Un résultat aberrant doit toujours te faire relire le sens du rapport.

Vérifie que tu as compris

De quoi est composée une solution tampon ?Réfléchis puis ouvre ▾

D'un acide faible et de sa base conjuguée (par exemple

C H_{3} C O O H / C H_{3} C O O^{-}

Quelle équation donne le pH d'un tampon ?Réfléchis puis ouvre ▾

Henderson-Hasselbalch :

pH = p K_{a} + lo g ([A^{-}] / [H A])

Quand un tampon est-il le plus efficace ?Réfléchis puis ouvre ▾

Quand pH = pKa, c'est-à-dire lorsque

[A^{-}] = [H A]

7Neutralisation et titrage

Acide + base → sel + eau

Une neutralisation fait réagir un acide et une base pour former de l'eau et un sel :

H^{+} + O H^{-} \to H_{2} O

. Le titrage exploite cette réaction pour déterminer une concentration inconnue.

Le point d'équivalence

Au point d'équivalence d'un titrage, l'acide et la base ont réagi en proportions stœchiométriques :

n_{a c i d e} = n_{ba se}

, soit

C_{a} V_{a} = C_{b} V_{b}

(pour un mono-acide / mono-base). C'est ce qui permet de remonter à la concentration inconnue.

On neutralise 20 mL d'un acide fort de concentration inconnue par 10 mL de NaOH à 0,1 mol/L. Quelle est la concentration de l'acide ?Niveau concours

Solution détaillée

À l'équivalence :

C_{a} V_{a} = C_{b} V_{b} \Rightarrow C_{a} = \frac{C _{b} V _{b}}{V _{a}} = \frac{0 , 1 \times 10}{20} = 0, 05

mol/L.

Vérifie que tu as compris

Quels produits forme une neutralisation acide + base ?Réfléchis puis ouvre ▾

De l'eau et un sel :

H^{+} + O H^{-} \to H_{2} O

Quelle relation vaut au point d'équivalence (mono-acide / mono-base) ?Réfléchis puis ouvre ▾

C_{a} V_{a} = C_{b} V_{b}

: les quantités d'acide et de base sont égales.

À quoi sert un titrage ?Réfléchis puis ouvre ▾

À déterminer une concentration inconnue grâce au volume versé à l'équivalence.

8Oxydes acides, oxydes basiques et électrolytes

Beaucoup d'acides et de bases viennent d'un oxyde

Dissous dans l'eau, un oxyde de non-métal donne un acide, et un oxyde de métal donne une base. Savoir reconnaître un oxyde acide ou basique est un classique du concours, et la clé pour prévoir le caractère d'une solution.

Type d'oxyde	Formé par	Avec l'eau donne	Exemples
Oxyde acide (anhydride)	un non-métal	un acide	CO₂, SO₃, NO₂, P₄O₁₀
Oxyde basique	un métal	une base (hydroxyde)	Na₂O, CaO, K₂O, MgO
Oxyde amphotère	métal « frontière »	réagit avec acide ET base	Al₂O₃, ZnO

Règle simple : non-métal ⇒ oxyde acide ; métal ⇒ oxyde basique. (Piège : NaNO₃ ou Ca(OH)₂ ne sont PAS des oxydes.)

De l'oxyde à l'acide / la base

C O_{2} + H_{2} O \to H_{2} C O_{3}

(acide carbonique) : CO₂ est un oxyde acide.

C a O + H_{2} O \to C a (O H)_{2}

(chaux éteinte) : CaO est un oxyde basique.

S O_{3} + H_{2} O \to H_{2} S O_{4}

: SO₃ est acide (à l'origine des pluies acides).

Acides et bases sont des électrolytes

Un électrolyte est une substance qui, dissoute, libère des ions et rend donc la solution conductrice du courant. Un électrolyte fort (acide/base fort, sel soluble) est totalement dissocié : la solution conduit très bien. Un électrolyte faible (acide/base faible) n'est que partiellement dissocié : peu d'ions, la solution conduit mal.

Une solution d'acide acétique (acide faible) conduit-elle aussi bien le courant qu'une solution de HCl de même concentration ?Réfléchis puis ouvre ▾

Non. HCl est un électrolyte fort (dissociation totale) : beaucoup d'ions, bonne conductivité. L'acide acétique est un électrolyte faible : il ne se dissocie que partiellement, donc il y a peu d'ions et la solution conduit mal. Dans un solvant apolaire (cyclohexane), l'acide acétique ne se dissocie pas du tout et ne conduit pas.

Parmi CO₂, Na₂O, NO₂ et CaO, lesquels sont des oxydes acides ?Intermédiaire

Solution détaillée

Les oxydes de non-métaux : CO₂ et NO₂ (donnent respectivement H₂CO₃ et un mélange d'acides nitreux/nitrique). Na₂O et CaO sont des oxydes de métaux ⇒ oxydes basiques.

Vérifie que tu as compris

Que donne un oxyde de non-métal dissous dans l'eau ?Réfléchis puis ouvre ▾

Un acide : c'est un oxyde acide (CO₂ ⇒ H₂CO₃, SO₃ ⇒ H₂SO₄).

Que donne un oxyde de métal dissous dans l'eau ?Réfléchis puis ouvre ▾

Une base : c'est un oxyde basique (CaO ⇒ Ca(OH)₂).

Qu'est-ce qu'un électrolyte ?Réfléchis puis ouvre ▾

Une substance qui, dissoute, libère des ions et rend la solution conductrice du courant.

9Les erreurs fréquentes

Les erreurs qui coûtent des points

Oublier le signe « moins » dans pH = −log[H₃O⁺]
Pourquoi : on lit le log directement
le pH est l'OPPOSÉ du log : une grande [H₃O⁺] donne un PETIT pH.
Confondre oxyde acide et oxyde basique
Pourquoi : on oublie de regarder métal / non-métal
non-métal ⇒ oxyde acide (CO₂, SO₃) ; métal ⇒ oxyde basique (Na₂O, CaO).
Raisonner linéairement sur le pH
l'échelle est logarithmique : 2 unités de pH = un facteur 100 sur [H₃O⁺].
Appliquer pH = −log C à un acide faible
un acide faible ne se dissocie pas totalement : utiliser Ka (pH = ½(pKa − log C)).
Confondre « fort » et « concentré »
fort = dissociation totale ; concentré = beaucoup de moles. Deux notions distinctes.
Croire que Ke = 10⁻¹⁴ à toute température
ce n'est valable qu'à 25 °C (de même pour pH + pOH = 14).
Inverser le rapport dans Henderson
pH = pKa + log([base conjuguée]/[acide]) : la base est au numérateur.

Points clés à retenir

Acide = donneur de H⁺ ; base = accepteur de H⁺ ; ils vont par couples acide/base conjuguée.
pH = $- lo g [H_{3} O^{+}]$ ; échelle logarithmique 0–14 (neutre 7 à 25 °C). Grand [H₃O⁺] ⇒ petit pH.
Produit ionique : $[H_{3} O^{+}] [O H^{-}] = 1 0^{- 14}$ ⇒ pH + pOH = 14 (à 25 °C).
Fort = dissociation totale ([H₃O⁺] = C) ; faible = partielle (utiliser Ka). « Fort » ≠ « concentré ».
pH acide fort = −log C ; pH acide faible = ½(pKa − log C).
Tampon (acide faible + base conjuguée) : $pH = p K_{a} + lo g ([A^{-}] / [H A])$ , optimal quand pH = pKa.
Oxyde de non-métal ⇒ oxyde acide (CO₂, SO₃) ; oxyde de métal ⇒ oxyde basique (Na₂O, CaO).
Électrolyte fort = dissociation totale (conduit bien) ; faible = partielle (conduit mal).

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