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.

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.

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).

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.

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.

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.

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.

8Les 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.
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.

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