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Physique-Chimie · Bac SMB · Coefficient 7

Réactions acide-base — Cours Chimie Bac SMB

Théorie de Brønsted, couples acide/base HA/A⁻, pH = −log[H₃O⁺], constante d'acidité K_A et pK_A, relation pH = pK_A + log([A⁻]/[AH]), diagramme de prédominance et solution tampon.

Relu par Équipe Orka · 29 août 2026

Dans le programme du Bac SMB

Coefficient 7 en Bac SMB. Ce chapitre exploite le formalisme Q_r/K sur les couples acide-base : il fournit la relation pH ↔ pK_A ↔ rapport des espèces, centrale pour l'interprétation des dosages qui suivent. Le maniement du logarithme décimal s'appuie sur le cours de Mathématiques (coefficient 9).

À l'épreuve

Identifier des couples acide-base, écrire l'équation d'une réaction acide-base, calculer un pH à partir de K_A (ou l'inverse), utiliser un diagramme de prédominance, et justifier le caractère tampon d'un mélange équimolaire acide/base conjuguée.

Objectifs d'apprentissage

  • Définir un acide et une base selon Brønsted et identifier les couples HA/A⁻
  • Relier pH et [H₃O⁺] : pH = −log[H₃O⁺], [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ
  • Définir K_A et pK_A d'un couple acide-base
  • Exploiter la relation pH = pK_A + log([A⁻]/[AH]) et le diagramme de prédominance
  • Reconnaître et préparer une solution tampon

Notions clés

Couples acide-base

Selon Brønsted : un acide cède un proton H+H^{+}, une base capte un proton. Ils forment un couple AH/A−AH/A^{-} relié par AH=A−+H+AH=A^{-}+H^{+}. Une réaction acide-base transfère un proton d'un acide vers la base d'un autre couple.

pH et constante d'acidité

pH=−log⁡[H3O+]pH=-\log[H_3O^{+}] et [H3O+]=10−pH[H_3O^{+}]=10^{-pH}. Pour le couple AH/A−AH/A^{-} : KA=[A−][H3O+][AH]K_A=\dfrac{[A^{-}][H_3O^{+}]}{[AH]}, pKA=−log⁡KApK_A=-\log K_A. Un acide est d'autant plus fort que KAK_A est grand (et pKApK_A petit).

Prédominance et solution tampon

pH=pKA+log⁡[A−][AH]pH=pK_A+\log\dfrac{[A^{-}]}{[AH]}. Si pH<pKApH<pK_A : AHAH prédomine ; si pH>pKApH>pK_A : A−A^{-} prédomine ; si pH=pKApH=pK_A : [AH]=[A−][AH]=[A^{-}]. Une solution tampon ([AH]≈[A−][AH]\approx[A^{-}], pH≈pKApH\approx pK_A) modère les variations de pH par ajout modéré d'acide, de base ou d'eau.

Autoprotolyse de l'eau et produit ionique KeK_e

L'eau pure réagit sur elle-même : 2H2O⇌H3O++HO−2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-, c'est l'autoprotolyse de l'eau. Sa constante d'équilibre est le produit ionique de l'eau, Ke=[H3O+] [HO−]=1,0×10−14K_e = [H_3O^+]\,[HO^-] = 1{,}0\times10^{-14} à 25 °C, soit pKe=−log⁡Ke=14pK_e = -\log K_e = 14. Elle vaut dans toute solution aqueuse. Conséquences à 25 °C : une solution est neutre si pH=7pH = 7, acide si pH<7pH < 7, basique si pH>7pH > 7 ; et pH=pKe+log⁡[HO−]pH = pK_e + \log[HO^-]. Exemple : une solution de soude à 1,0×10−2 mol⋅L−11{,}0\times10^{-2}\ mol\cdot L^{-1} a [HO−]=10−2[HO^-] = 10^{-2}, donc pH=14−2=12pH = 14 - 2 = 12.

Erreurs fréquentes

1
Oublier de tenir compte du volume total après mélange dans le calcul des concentrations.
2
Confondre acide fort (τ = 1, totalement dissocié) et acide concentré (grande valeur de C).
3
Utiliser pH = pK_A + log([AH]/[A⁻]) : c'est log([base]/[acide]) = log([A⁻]/[AH]).

Exemple corrigé

Énoncé

On mélange 50 mL50\ \text{mL} d'acide méthanoïque HCOOHHCOOH à 0,10 mol/L0{,}10\ \text{mol/L} et 50 mL50\ \text{mL} de méthanoate de sodium HCOONaHCOONa à 0,10 mol/L0{,}10\ \text{mol/L} (pKA(HCOOH/HCOO−)=3,8pK_A(HCOOH/HCOO^{-})=3{,}8). Calculer le pH du mélange.

Correction

Quantités après mélange. n(HCOOH)=n(HCOO−)=0,050×0,10=5,0×10−3 moln(HCOOH)=n(HCOO^{-})=0{,}050\times0{,}10=5{,}0\times10^{-3}\ \text{mol} dans V=100 mLV=100\ \text{mL}.
Concentrations. [HCOOH]=[HCOO−]=5,0×10−2 mol/L[HCOOH]=[HCOO^{-}]=5{,}0\times10^{-2}\ \text{mol/L}.
pH. pH=pKA+log⁡[HCOO−][HCOOH]=3,8+log⁡(1)=3,8pH=pK_A+\log\dfrac{[HCOO^{-}]}{[HCOOH]}=3{,}8+\log(1)=3{,}8.
Nature. [AH]=[A−][AH]=[A^{-}] : c'est une solution tampon de pH =pKA=3,8=pK_A=3{,}8.

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3 exercices pour t'entraîner

Exercice 1

Facile
Le pH d'une solution est de 2,52{,}5 à 25 ∘C25\,^\circ\text{C}. Calculer [H3O+][H_3O^{+}].
Voir la correction
[H3O+]=10−2,5≈3,2×10−3 mol/L[H_3O^{+}]=10^{-2{,}5}\approx 3{,}2\times10^{-3}\ \text{mol/L}.

Exercice 2

Moyen
Pour le couple NH4+/NH3NH_4^{+}/NH_3, pKA=9,2pK_A=9{,}2. À pH=8,0pH=8{,}0, quelle espèce prédomine ?
Voir la correction
pH=8,0<pKA=9,2pH=8{,}0<pK_A=9{,}2 : la forme acide NH4+NH_4^{+} prédomine.

Exercice 3

Difficile
On veut préparer un tampon de pH=5,0pH=5{,}0 avec le couple acide éthanoïque / éthanoate (pKA=4,8pK_A=4{,}8). Quel rapport [CH3COO−][CH3COOH]\dfrac{[CH_3COO^{-}]}{[CH_3COOH]} faut-il réaliser ?
Voir la correction
pH=pKA+log⁡[CH3COO−][CH3COOH]⇒log⁡[CH3COO−][CH3COOH]=5,0−4,8=0,2pH=pK_A+\log\dfrac{[CH_3COO^{-}]}{[CH_3COOH]}\Rightarrow \log\dfrac{[CH_3COO^{-}]}{[CH_3COOH]}=5{,}0-4{,}8=0{,}2, donc [CH3COO−][CH3COOH]=100,2≈1,6\dfrac{[CH_3COO^{-}]}{[CH_3COOH]}=10^{0{,}2}\approx 1{,}6.

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Questions fréquentes

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

Deux espèces qui se déduisent l'une de l'autre par échange d'un proton H⁺ : l'acide (donneur) et sa base conjuguée (accepteur), notés AH/A⁻ et reliés par AH = A⁻ + H⁺.

Comment prévoir l'espèce prédominante d'un couple ?

En comparant le pH au pK_A : si pH < pK_A, la forme acide AH prédomine ; si pH > pK_A, la forme basique A⁻ prédomine ; à pH = pK_A, les deux ont la même concentration.

Qu'est-ce qu'une solution tampon ?

Un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée en proportions voisines : son pH, proche du pK_A, varie peu lorsqu'on ajoute une quantité modérée d'acide, de base ou d'eau.

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