Réactions Acide-Base — Cours, pH, KA, pKA, Exercices (Bac STE)

Objectifs d'apprentissage

Définir un acide et une base selon Brønsted (donneur et accepteur de proton)
Identifier un couple acide/base conjugué HA/A⁻ et écrire sa demi-équation
Définir le produit ionique de l'eau Ke et connaître sa valeur à 25°C
Relier le pH d'une solution à la concentration en ions oxonium [H3O+]
Définir la constante d'acidité KA d'un couple acide/base et le pKA associé
Construire et exploiter un diagramme de prédominance à partir du pKA
Prévoir si une réaction acide-base est totale à partir des constantes d'acidité des couples en présence

Formules et résultats clés

Définition de Brønsted

Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$ (donneur de proton). Une base est une espèce capable de capter un proton $H^+$ (accepteur de proton). Un acide HA et sa base conjuguée $A^-$ forment un couple acide/base, relié par la demi-équation $HA \rightleftharpoons A^- + H^+$ .

Produit ionique de l'eau et pH

$K_e = [H_3O^+][HO^-] = 1{,}0\times 10^{-14}\ \text{à }25°C \qquad \text{pH} = -\log[H_3O^+]$

Constante d'acidité KA et pKA

Pour un couple $HA/A^-$ , la constante d'acidité et le pKA associé sont définis par :

$K_A = \dfrac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]} \qquad pK_A = -\log K_A$

Diagramme de prédominance

Si $\text{pH} < pK_A$ , la forme acide HA prédomine. Si $\text{pH} > pK_A$ , la forme basique $A^-$ prédomine. Si $\text{pH} = pK_A$ , $[HA] = [A^-]$ .

Réaction totale ou limitée entre deux couples

Pour une réaction $HA_1 + A_2^- \rightleftharpoons A_1^- + HA_2$ entre deux couples $HA_1/A_1^-$ et $HA_2/A_2^-$ , la constante d'équilibre vaut $K = \dfrac{K_{A_1}}{K_{A_2}}$ . La réaction est considérée comme totale si $K \gg 1$ (typiquement $K > 10^4$ ), c'est-à-dire si les deux couples sont "forts l'un envers l'autre" — suffisamment éloignés sur l'échelle des pKA.

Erreurs fréquentes

Confondre la définition de Brønsted avec celle d'Arrhenius — Brønsted ne nécessite pas la présence préalable d'ions H+ ou HO- dans le milieu, mais un transfert de proton entre deux espèces.

Oublier que pH = -log[H3O+] nécessite une concentration exprimée en mol/L, et confondre le pH d'une solution avec le pKA d'un couple.

Se tromper de sens dans le diagramme de prédominance : c'est la forme acide HA qui prédomine pour pH inférieur au pKA, pas l'inverse.

Oublier que Ke = 10^-14 n'est valable qu'à 25°C — cette valeur change avec la température.

Croire qu'une réaction acide-base est automatiquement totale — elle ne l'est que si les couples en présence sont suffisamment éloignés en pKA (K très grand devant 1).

Exemple corrigé — pKA de l'acide éthanoïque

Énoncé

Le couple acide éthanoïque/ion éthanoate $CH_3COOH/CH_3COO^-$ a une constante d'acidité $K_A = 1{,}8\times 10^{-5}$ . 1) Calculer le pKA de ce couple. 2) Une solution d'acide éthanoïque a un pH = 3,5. Quelle est l'espèce prédominante dans cette solution ? 3) Calculer la concentration en ions oxonium $[H_3O^+]$ de cette solution, puis en déduire $[HO^-]$ (on donne $K_e = 1{,}0\times 10^{-14}$ à 25°C).

Correction

1) $pK_A = -\log(1{,}8\times 10^{-5}) \approx 4{,}75$ .

2) $\text{pH} (3{,}5) < pK_A (4{,}75)$ , donc l'espèce prédominante est la forme acide $CH_3COOH$ .

3) $[H_3O^+] = 10^{-\text{pH}} = 10^{-3{,}5} \approx 3{,}2\times 10^{-4}\ \text{mol/L}$ . $[HO^-] = \dfrac{K_e}{[H_3O^+]} = \dfrac{1{,}0\times 10^{-14}}{3{,}2\times 10^{-4}} \approx 3{,}1\times 10^{-11}\ \text{mol/L}$ .

3 exercices pour t'entraîner

Exercice 1

Facile

Une solution aqueuse a une concentration en ions oxonium $[H_3O^+] = 2{,}0\times 10^{-3}\ \text{mol/L}$ . Calculer son pH.

Voir la correction

$\text{pH} = -\log(2{,}0\times 10^{-3}) \approx 2{,}7$ .

Exercice 2

Moyen

Le couple ammonium/ammoniac $NH_4^+/NH_3$ a un $pK_A = 9{,}2$ . Dans une solution de pH = 11,0, quelle est l'espèce prédominante ? Écrire la demi-équation acide-base de ce couple.

Voir la correction

$\text{pH} (11{,}0) > pK_A (9{,}2)$ , donc la forme basique $NH_3$ est prédominante. Demi-équation : $NH_4^+ \rightleftharpoons NH_3 + H^+$ .

Exercice 3

Difficile

On fait réagir l'acide méthanoïque $HCOOH$ ( $K_A = 1{,}6\times 10^{-4}$ ) avec l'ammoniac $NH_3$ (couple $NH_4^+/NH_3$ , $K_A = 6{,}3\times 10^{-10}$ ) selon $HCOOH + NH_3 \to HCOO^- + NH_4^+$ . Calculer la constante d'équilibre K de cette réaction et conclure sur son caractère total ou limité.

Voir la correction

$K = \dfrac{K_A(HCOOH/HCOO^-)}{K_A(NH_4^+/NH_3)} = \dfrac{1{,}6\times 10^{-4}}{6{,}3\times 10^{-10}} \approx 2{,}5\times 10^{5}$ . Comme $K \gg 1$ (très supérieur à $10^4$ ), cette réaction acide-base est considérée comme totale.

3 exercices, c'est un début.

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Questions fréquentes

Qu'est-ce qu'un acide et une base selon Brønsted ?

Selon Brønsted, un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺ (donneur de proton), et une base est une espèce capable de capter un proton H⁺ (accepteur de proton). Un acide HA et sa base conjuguée A⁻ forment un couple acide/base, relié par la demi-équation HA = A⁻ + H⁺.

Quelle est la relation entre pH et la concentration en ions oxonium ?

Le pH d'une solution aqueuse est défini par pH = −log[H₃O⁺], où [H₃O⁺] est la concentration en ions oxonium exprimée en mol/L. Inversement, [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ. Plus [H₃O⁺] est grande, plus le pH est petit, c'est-à-dire plus la solution est acide.

Comment prévoir si une réaction acide-base est totale ou non ?

Une réaction entre un couple acide1/base1 et un couple base2/acide2 est considérée comme totale lorsque sa constante d'équilibre K = KA1/KA2 est très grande devant 1 (typiquement K > 10⁴), c'est-à-dire lorsque les deux couples sont suffisamment éloignés sur l'échelle des pKA. Plus les couples sont proches, plus la réaction reste limitée.