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Physique-Chimie · Bac PC · Coefficient 7

Réactions acide-base — Cours Chimie Bac PC

Un acide cède un proton H⁺, une base le capte : ce chapitre pose les couples acide/base conjugués, la constante d'acidité Ka et le diagramme de prédominance qui serviront de socle au dosage acido-basique.

Relu par Équipe Orka · 29 août 2026

Dans le programme du Bac PC

Coefficient 7, à égalité avec les Mathématiques. Ce chapitre applique directement le couple Qr/K des deux chapitres précédents au cas particulier des réactions acide-base, et prépare le dosage acido-basique qui suit.

À l'épreuve

Écrire un couple acide/base conjugué et sa demi-équation, exploiter la relation pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) pour trouver l'espèce prédominante ou un rapport de concentrations, parfois calculer la constante K d'une réaction entre deux couples à partir de leurs Ka.

Objectifs d'apprentissage

  • Identifier un couple acide/base conjugué HA/A⁻ et écrire sa demi-équation HA ⇌ A⁻ + H⁺
  • Définir la constante d'acidité Ka = [A⁻][H3O+]/[HA] et le pKa = −log(Ka)
  • Utiliser la relation pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) pour déterminer l'espèce prédominante et un rapport de concentrations
  • Calculer la constante K d'une réaction entre l'acide d'un couple et la base d'un autre, à partir de leurs Ka respectifs

Notions clés

Couple acide/base conjugué

Un acide HAHA cède un proton H+H^+ pour donner sa base conjuguée A−A^- : HA⇌A−+H+HA\rightleftharpoons A^-+H^+ (en solution aqueuse, avec l'eau : HA+H2O⇌A−+H3O+HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+). Une réaction acide-base est toujours un échange de protons entre l'acide d'un couple et la base d'un autre.

Constante d'acidité et relation d'Henderson

Ka=[A−][H3O+][HA]K_a=\dfrac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}, et pKa=−log⁡Ka\text{p}K_a=-\log K_a. On en tire la relation d'Henderson : pH=pKa+log⁡[A−][HA]\text{pH}=\text{p}K_a+\log\dfrac{[A^-]}{[HA]}, qui relie directement le pH mesuré au rapport des concentrations des deux formes du couple.

Diagramme de prédominance

Si pH<pKa\text{pH}<\text{p}K_a, la forme acide HAHA est prédominante ; si pH>pKa\text{pH}>\text{p}K_a, c'est la forme basique A−A^- ; à pH=pKa\text{pH}=\text{p}K_a, les deux formes sont en concentrations égales. Cette lecture directe évite tout calcul lorsqu'on cherche seulement l'espèce majoritaire.

Erreurs fréquentes

1

Confondre Ka et pKa : Ka est une constante (souvent très petite, notée en puissance de 10), pKa = −log(Ka) en est le cologarithme, plus facile à comparer.

2

Oublier que la relation pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) exige [HA] et [A⁻] non nulles (elle diverge si l'une des deux formes est absente).

3

Croire que toute réaction acide-base est totale : elle l'est seulement si l'écart de pKa entre les deux couples est suffisamment grand (typiquement plus de 4 unités).

Exemple corrigé

Énoncé

Le couple acide éthanoïque/éthanoate CH3COOH/CH3COO−CH_3COOH/CH_3COO^- a pKa=4,8\text{p}K_a=4{,}8. Une solution a un pH=5,5\text{pH}=5{,}5. Déterminer l'espèce prédominante et le rapport [CH3COO−]/[CH3COOH][CH_3COO^-]/[CH_3COOH].

Correction

Comparaison pH/pKa. pH=5,5>pKa=4,8\text{pH}=5{,}5 > \text{p}K_a=4{,}8 : c'est la forme basique CH3COO−CH_3COO^- (éthanoate) qui prédomine.
Relation d'Henderson. pH=pKa+log⁡[A−][HA]⇒log⁡[A−][HA]=pH−pKa=5,5−4,8=0,7\text{pH}=\text{p}K_a+\log\dfrac{[A^-]}{[HA]}\Rightarrow \log\dfrac{[A^-]}{[HA]}=\text{pH}-\text{p}K_a=5{,}5-4{,}8=0{,}7.
Rapport des concentrations. [CH3COO−][CH3COOH]=100,7≈5,0\dfrac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}=10^{0{,}7}\approx 5{,}0 : l'ion éthanoate est environ 5 fois plus concentré que l'acide éthanoïque.

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Exercice 1

Facile
Donner la base conjuguée de l'ion ammonium NH4⁺ et l'acide conjugué de l'ion méthanoate HCOO⁻.
Voir la correction
Base conjuguée de NH4+NH_4^+ : NH3NH_3 (ammoniac), via NH4+⇌NH3+H+NH_4^+\rightleftharpoons NH_3+H^+. Acide conjugué de HCOO−HCOO^- : HCOOHHCOOH (acide méthanoïque), via HCOOH⇌HCOO−+H+HCOOH\rightleftharpoons HCOO^-+H^+.

Exercice 2

Moyen
Le couple NH4+/NH3NH_4^+/NH_3 a pKa=9,2\text{p}K_a=9{,}2. Une solution a pH=8,2\text{pH}=8{,}2. Calculer le rapport [NH3]/[NH4+][NH_3]/[NH_4^+] et conclure sur l'espèce prédominante.
Voir la correction
log⁡[NH3][NH4+]=pH−pKa=8,2−9,2=−1,0\log\dfrac{[NH_3]}{[NH_4^+]}=\text{pH}-\text{p}K_a=8{,}2-9{,}2=-1{,}0, donc [NH3][NH4+]=10−1,0=0,10\dfrac{[NH_3]}{[NH_4^+]}=10^{-1{,}0}=0{,}10 : l'ion ammonium NH4+NH_4^+ (forme acide) est très largement prédominant (10 fois plus concentré que NH3NH_3), cohérent avec pH<pKa\text{pH}<\text{p}K_a.

Exercice 3

Difficile
Calculer la constante K de la réaction entre l'acide éthanoïque (pKa₁ = 4,8) et l'ammoniac (pKa₂ du couple NH4⁺/NH3 = 9,2) : CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO⁻ + NH4⁺. Cette réaction est-elle quasi-totale ?
Voir la correction
K=Ka1Ka2=10−pKa1/10−pKa2=10pKa2−pKa1=109,2−4,8=104,4≈2,5×104K=\dfrac{K_{a1}}{K_{a2}}=10^{-\text{p}K_{a1}}/10^{-\text{p}K_{a2}}=10^{\text{p}K_{a2}-\text{p}K_{a1}}=10^{9{,}2-4{,}8}=10^{4{,}4}\approx 2{,}5\times10^{4}. K est très grand devant 1 : la réaction est quasi-totale (règle pratique : un écart de pKa supérieur à 4 unités correspond déjà à K > 10⁴).

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Questions fréquentes

Comment savoir si une réaction acide-base est totale ?

En comparant les pKa des deux couples en jeu : K = 10^(pKa,base − pKa,acide). Plus l'écart entre les deux pKa est grand (au-delà d'environ 4 unités), plus K est grand et plus la réaction peut être considérée comme totale à l'échelle du programme.

Le diagramme de prédominance dispense-t-il de tout calcul ?

Il permet de répondre immédiatement à « quelle espèce est majoritaire ? » en comparant pH et pKa, sans calcul de rapport. Dès qu'on demande un rapport précis de concentrations, il faut repasser par la relation d'Henderson.

Pourquoi Ka est-il presque toujours écrit avec un exposant négatif ?

Parce que la plupart des acides du programme sont faibles : leur équilibre de dissociation est peu favorable, donc Ka est petit (souvent entre 10⁻¹⁴ et 10⁻¹). Le pKa = −log(Ka), généralement compris entre 0 et 14, est plus pratique à manipuler et à comparer au pH.

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