Réactions acide-base

Vue d'ensemble

Les réactions acide-base sont l'archétype de la transformation chimique en solution aqueuse : elles unifient sous un même formalisme — le modèle de Brønsted-Lowry — des centaines d'équilibres que tu manipuleras en chimie analytique, en biochimie et en chimie organique. Cette fiche regroupe les 9 résultats incontournables du chapitre, les 3 démonstrations à savoir refaire (Henderson-Hasselbalch, pH d'un acide faible, pH d'une solution tampon) et la grille de méthodes-type pour calculer un pH ou interpréter un titrage.

Au programme MPSI (officiel) — Modèle de Brønsted ; couple acide/base ; constante d'acidité

K_{a}

p K_{a}

; produit ionique de l'eau ; autoprotolyse ; pH d'une solution aqueuse ; classification des acides et bases (forts/faibles) ; diagramme de prédominance ; titrages acido-basiques (équivalence, indicateurs colorés, méthode des tangentes) ; solutions tampons.

Prérequis

Notion d'équilibre chimique et de constante d'équilibre $K °$ (quotient de réaction $Q_{r}$ )
Manipulation du logarithme décimal : $lo g (ab) = lo g a + lo g b$ , $lo g (1 0^{x}) = x$
Concentration molaire $C$ en mol·L⁻¹, bilan de matière et électroneutralité d'une solution

🎯 Accompagnement Majorant

Tu confonds encore acide fort, faible, $K_{a}$ , $p K_{a}$ et $p H$ ? C'est le chapitre qui fait perdre le plus de points en chimie aux DS de MPSI parce qu'il enchaîne 4 logarithmes et 3 approximations. Nos mentors alumni X · Centrale · Mines remettent à plat le schéma de raisonnement en une séance ciblée, avec exos issus de tes DS.

Trouver un mentor MPSI →

1. Modèle de Brønsted-Lowry — couples acide/base

Définition 1.1 — Acide et base de Brønsted

Dans le modèle de Brønsted-Lowry (1923) : un acide cède un proton $H^{+}$ ; une base capte un proton $H^{+}$ . Une réaction acide-base est donc un transfert de proton entre un donneur et un accepteur.

Définition 1.2 — Couple acide/base conjugués

À tout acide $A H$ correspond une base conjuguée $A^{-}$ (par perte d'un proton). On note le couple $A H / A^{-}$ avec la demi-équation $A H ⇌ A^{-} + H^{+}$ . Le proton $H^{+}$ n'existe pas libre en solution aqueuse : il est solvaté en $H_{3} O^{+}$ (ion oxonium).

💡 Couples à connaître par cœur.

H_{3} O^{+} / H_{2} O

H_{2} O / O H^{-}

N H_{4}^{+} / N H_{3}

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

H C l / C l^{-}

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

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

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

(le bicarbonate est amphotère).

Définition 1.3 — Espèce amphotère (ou ampholyte)

Une espèce est dite amphotère si elle est à la fois acide d'un couple et base d'un autre. Exemples : $H_{2} O$ et $H C O_{3}^{-}$ .

Proposition 1.4 — Équation d'une réaction acide-base

Deux couples sont en jeu : l'acide d'un couple cède son proton à la base de l'autre : $A_{1} H + A_{2}^{-} ⇌ A_{1}^{-} + A_{2} H$ . Échange de proton, jamais d'électrons (≠ rédox).

⚠ Piège #1 — Confondre Brønsted et Lewis. En MPSI, le modèle au programme est Brønsted (transfert de

H^{+}

). Le modèle de Lewis (transfert de doublet électronique) est plus général mais hors-programme. Ne dis pas « doublet libre qui accepte un proton » : dis « la base capte un proton ».

2. Autoprotolyse de l'eau — produit ionique et pH

Définition 2.1 — Autoprotolyse de l'eau

L'eau étant amphotère, deux molécules échangent un proton : $2 H_{2} O ⇌ H_{3} O^{+} + O H^{-}$ . Réaction très peu avancée mais présente dans toute solution aqueuse, même neutre.

Théorème 2.2 — Produit ionique de l'eau

À température fixée, le produit $K_{e} = [H_{3} O^{+}] \cdot [O H^{-}]$ est une constante, le produit ionique de l'eau. À 25 °C, $K_{e} = 1 0^{- 14}$ , soit $p K_{e} = 14, 0$ .

Définition 2.3 — pH d'une solution aqueuse

Le pH d'une solution aqueuse diluée est défini par $p H = - lo g [H_{3} O^{+}]$ (avec $[H_{3} O^{+}]$ en mol·L⁻¹). Réciproquement $[H_{3} O^{+}] = 1 0^{- p H}$ . Sans unité, valable pour $1 0^{- 6} \leq [H_{3} O^{+}] \leq 1$ mol·L⁻¹.

Proposition 2.4 — Échelle de pH à 25 °C

En prenant le logarithme du produit ionique : $p H + pO H = p K_{e} = 14, 0$ à 25 °C, avec $pO H = - lo g [O H^{-}]$ . On en déduit l'échelle de pH :

Solution acide : $[H_{3} O^{+}] > [O H^{-}]$ , soit $p H < 7$ .
Solution neutre : $[H_{3} O^{+}] = [O H^{-}]$ , soit $p H = 7$ .
Solution basique : $[H_{3} O^{+}] < [O H^{-}]$ , soit $p H > 7$ .

⚠ Piège #2 — L'échelle pH=7 dépend de la température.

p K_{e}

varie avec

T

(endo-thermique :

K_{e}

augmente avec

T

). À 60 °C, l'eau pure a

p H \approx 6, 5

et reste neutre car

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

. « Neutre » ≠ « pH = 7 », « neutre » signifie

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

3. Constante d'acidité Ka et pKa

Définition 3.1 — Constante d'acidité Ka

Pour un couple $A H / A^{-}$ en solution aqueuse, on écrit la réaction de l'acide $A H$ sur l'eau :

A H + H_{2} O ⇌ A^{-} + H_{3} O^{+} .

La constante d'acidité du couple est la constante d'équilibre associée :

K_{a} = \frac{[ A ^{-} ] [ H _{3} O ^{+} ]}{[ A H ]},

les concentrations étant prises à l'équilibre. $K_{a}$ ne dépend que du couple et de la température. On note $p K_{a} = - lo g K_{a}$ .

Proposition 3.2 — Plus Ka est grand, plus l'acide est fort

$K_{a}$ mesure l'avancement de la réaction $A H + H_{2} O ⇌ A^{-} + H_{3} O^{+}$ . Plus $K_{a}$ est grand (donc plus $p K_{a}$ est petit), plus l'équilibre est déplacé vers la droite : l'acide est fort (au sens du modèle de Brønsted). À l'inverse, un $K_{a}$ très faible signifie un acide qui se dissocie peu.

Proposition 3.3 — Lien Ka, Kb et Ke pour un couple AH/A⁻

La base conjuguée $A^{-}$ admet aussi une constante de basicité $K_{b}$ (constante de la réaction $A^{-} + H_{2} O ⇌ A H + O H^{-}$ ). On a :

K_{a} \cdot K_{b} = K_{e}, p K_{a} + p K_{b} = p K_{e} = 14, 0 (\overset{a}{ˋ} 25 °C) .

Conséquence pratique : plus l'acide est fort ( $p K_{a}$ petit), plus sa base conjuguée est faible ( $p K_{b}$ grand), et inversement.

Définition 3.4 — Acides forts / acides faibles

Dans l'eau à 25 °C, l'échelle des $p K_{a}$ est bornée par $H_{3} O^{+} / H_{2} O$ ( $p K_{a} = 0$ ) et $H_{2} O / O H^{-}$ ( $p K_{a} = 14$ ).

Acide fort : $p K_{a} \leq 0$ , totalement dissocié ( $A H + H_{2} O \to A^{-} + H_{3} O^{+}$ ). Ex. $H C l$ , $H N O_{3}$ , $H C l O_{4}$ .
Acide faible : $0 < p K_{a} < 14$ , équilibre limité. Ex. $C H_{3} C O O H$ ( $p K_{a} = 4, 8$ ), $N H_{4}^{+}$ ( $p K_{a} = 9, 2$ ).
Base forte : $p K_{a} \geq 14$ du couple. Ex. $N a O H$ , $K O H$ .

📝 Nivellement par l'eau. Tout acide de

p K_{a} < 0

apparaît dans l'eau aussi fort que

H_{3} O^{+}

: l'eau nivelle les acides forts. Pour distinguer

H C l

H C l O_{4}

, on utilise un solvant moins basique.

4. Diagramme de prédominance — espèce majoritaire selon le pH

Théorème 4.1 — Relation de Henderson-Hasselbalch ★ À savoir démontrer

Pour un couple $A H / A^{-}$ de constante $K_{a}$ , en solution aqueuse à l'équilibre :

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

Démonstration (à partir de la définition de Ka)

Par définition, $K_{a} = \frac{[ A ^{-} ] [ H _{3} O ^{+} ]}{[ A H ]}$ . On isole $[H_{3} O^{+}]$ :

[H_{3} O^{+}] = K_{a} \cdot \frac{[ A H ]}{[ A ^{-} ]} .

En passant au $- lo g$ (qui est une fonction décroissante) :

- lo g [H_{3} O^{+}] = - lo g K_{a} - lo g (\frac{[ A H ]}{[ A ^{-} ]}),

soit, en utilisant $p H = - lo g [H_{3} O^{+}]$ , $p K_{a} = - lo g K_{a}$ et $- lo g \frac{[ A H ]}{[ A ^{-} ]} = + lo g \frac{[ A ^{-} ]}{[ A H ]}$ :

p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ A H ]}) . ■

Lecture qualitative : la position de $p H$ par rapport à $p K_{a}$ donne directement le rapport entre la base conjuguée et l'acide. C'est l'outil diagnostique n°1 du chapitre.

Proposition 4.2 — Diagramme de prédominance

De la relation de Henderson-Hasselbalch on déduit la règle de lecture du diagramme :

Si $p H < p K_{a}$ : $lo g ([A^{-}] / [A H]) < 0$ , donc $[A H] > [A^{-}]$ — l'acide $A H$ prédomine.
Si $p H = p K_{a}$ : $[A H] = [A^{-}]$ , les deux espèces sont à équivalence.
Si $p H > p K_{a}$ : $[A^{-}] > [A H]$ , la base conjuguée $A^{-}$ prédomine.

Convention « majoritaire à 10:1 » : on dit que l'une des deux espèces est très majoritaire si son rapport molaire à l'autre est au moins 10, soit $∣ p H - p K_{a} ∣ \geq 1$ .

💡 Exemple — Couple acide acétique / acétate (pKa = 4,8). À

p H = 2

(jus de citron) :

C H_{3} C O O H

très majoritaire. À

p H = 4, 8

: équivalence

[C H_{3} C O O H] = [C H_{3} C O O^{-}]

. À

p H = 7, 4

(sang) :

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

ultra-majoritaire (rapport ≈ 400). C'est la raison physiologique pour laquelle l'acétate ingéré circule dans le sang sous forme déprotonée.

📐 Méthode-type — Tracer un diagramme de prédominance.

Identifier les couples et leurs $p K_{a}$ . Pour un polyacide (ex. $H_{3} P O_{4}$ ), il y en a plusieurs : $p K_{a 1} = 2, 1$ , $p K_{a 2} = 7, 2$ , $p K_{a 3} = 12, 4$ .
Placer les $p K_{a}$ sur un axe horizontal de pH (0 à 14 par défaut).
Étiqueter les zones de prédominance. À gauche du premier $p K_{a}$ : forme la plus protonée. À droite du dernier : forme la plus déprotonée. Entre deux $p K_{a}$ , forme intermédiaire (amphotère).
Conclure sur l'espèce majoritaire au pH d'étude — c'est ce qui détermine la réactivité.

5. Calcul de pH — méthodes par niveau

5.1 — Solution d'acide fort ou de base forte

📐 Méthode-type — Acide fort de concentration $C_{0}$ . Pour

C_{0} \geq 1 0^{- 6}

mol·L⁻¹ (autoprotolyse négligeable) :

p H = - lo g C_{0} .

L'acide est totalement dissocié, donc

[H_{3} O^{+}] = C_{0}

. Exemple :

H C l

C_{0} = 1 0^{- 2}

mol·L⁻¹ donne

p H = 2

📐 Méthode-type — Base forte de concentration $C_{0}$ . De même

[O H^{-}] = C_{0}

, donc

pO H = - lo g C_{0}

et :

p H = p K_{e} - pO H = 14 + lo g C_{0} (\overset{a}{ˋ} 25 °C) .

Exemple :

N a O H

C_{0} = 1 0^{- 3}

mol·L⁻¹ donne

p H = 11

⚠ Piège #3 — Solutions très diluées. Si

C_{0} < 1 0^{- 6}

mol·L⁻¹, on ne peut plus négliger l'autoprotolyse de l'eau : la formule

p H = - lo g C_{0}

donnerait des valeurs absurdes (

p H = 8

pour un acide à

1 0^{- 8}

mol·L⁻¹ !). Il faut alors résoudre l'électroneutralité

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

avec

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

. Une solution très diluée d'un acide reste légèrement acide, jamais basique.

5.2 — Solution d'acide faible

Théorème 5.1 — pH d'un acide faible (formule approchée) ★ À savoir démontrer

Pour un acide faible $A H$ de constante $K_{a}$ introduit à la concentration $C_{0}$ dans l'eau, sous les hypothèses :

$K_{a}$ suffisamment petit ( $A H$ peu dissocié, donc $[A^{-}] ≪ C_{0}$ ),
solution non trop diluée ( $C_{0} ≫ K_{e}$ , autoprotolyse négligée),

on a :

p H = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C_{0}) = \frac{1}{2} (p K_{a} + p C_{0}) .

Démonstration (bilan + 2 approximations + Henderson)

Bilan de matière sur l'acide : $[A H] + [A^{-}] = C_{0}$ . Électroneutralité (sans autres ions) : $[H_{3} O^{+}] = [A^{-}] + [O H^{-}]$ .

Approximation 1 — Solution non trop diluée : $[O H^{-}] ≪ [H_{3} O^{+}]$ , l'autoprotolyse est négligeable devant la réaction acide-base. L'électroneutralité donne alors $[H_{3} O^{+}] \approx [A^{-}]$ .

Approximation 2 — Acide peu dissocié : $[A^{-}] ≪ [A H]$ , donc $[A H] \approx C_{0}$ (la conservation donne $[A H] \approx C_{0}$ ).

On injecte dans la définition de $K_{a}$ :

K_{a} = \frac{[ A ^{-} ] [ H _{3} O ^{+} ]}{[ A H ]} \approx \frac{[ H _{3} O ^{+} ] ^{2}}{C _{0}},

d'où $[H_{3} O^{+}] = K_{a} C_{0}$ . En passant au $- lo g$ :

p H = - lo g [H_{3} O^{+}] = - \frac{1}{2} lo g (K_{a} C_{0}) = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C_{0}) . ■

Vérification a posteriori indispensable : on calcule $[A^{-}] / C_{0}$ avec la valeur de $p H$ obtenue ; si ce rapport est $< 10%$ , l'approximation 2 est validée ; sinon, il faut résoudre l'équation du second degré exacte.

💡 Exemple — Acide acétique 0,1 mol·L⁻¹ (pKa = 4,8).

p H = \frac{1}{2} (4, 8 + 1) = 2, 9

. Vérification : taux de dissociation

α \approx 1, 3%

, bien

< 10%

. Approximation validée.

5.3 — Solution de base faible

Proposition 5.2 — pH d'une base faible

Symétriquement, pour une base faible $B$ (couple $B H^{+} / B$ , constante $p K_{a}$ ) à $C_{0}$ , sous les approximations analogues : $p H = \frac{1}{2} (p K_{a} + p K_{e} + lo g C_{0})$ . Ex. $N H_{3}$ à 0,1 mol·L⁻¹ ( $p K_{a} = 9, 2$ ) : $p H = 11, 1$ .

6. Titrages acido-basiques

Définition 6.1 — Titrage et point d'équivalence

Titrer une solution d'acide (ou de base) consiste à y ajouter progressivement une solution de base (ou d'acide) de concentration connue, le titrant, jusqu'à ce que la quantité ajoutée corresponde stœchiométriquement à la quantité initiale à doser.

Le point d'équivalence est l'état du système pour lequel les quantités apportées sont dans les proportions stœchiométriques de la réaction de titrage :

n_{titrant ajout \overset{e}{ˊ}} = n_{esp \overset{e}{ˋ} ce titr \overset{e}{ˊ} e initiale} .

Proposition 6.2 — Réaction de titrage idéale

Pour qu'un titrage soit exploitable, la réaction de titrage doit être :

Unique (une seule réaction prépondérante),
Rapide (équilibre atteint en quelques secondes),
Totale (constante d'équilibre $K \geq 1 0^{4}$ ).

C'est toujours le cas pour : acide fort + base forte, acide fort + base faible, acide faible + base forte. Pour acide faible + base faible, la réaction est rarement totale et le titrage est déconseillé.

📐 Méthode-type — Repérer expérimentalement l'équivalence.

pH-métrie + méthode des tangentes parallèles sur la courbe $p H = f (V_{titrant})$ . À l'équivalence, le pH varie brusquement (point d'inflexion) ; on trace deux tangentes parallèles de part et d'autre du saut, et la médiatrice donne $V_{eq}$ .
Conductimétrie : on suit la conductivité $σ$ en fonction du volume ajouté ; un changement de pente net signale l'équivalence (ions disparaissent ou apparaissent).
Indicateur coloré (méthode rapide, moins précise) : on choisit un indicateur dont la zone de virage encadre le pH à l'équivalence.

Définition 6.3 — Indicateur coloré et zone de virage

Un indicateur coloré acido-basique est un couple $H I n d / I n d^{-}$ dont les deux formes ont des couleurs différentes. La zone de virage est l'intervalle de pH où l'œil perçoit le changement de couleur, soit (par la règle 10:1) :

zone de virage \approx [p K_{a} (Ind) - 1; p K_{a} (Ind) + 1] .

Critère de choix : le pH à l'équivalence doit être dans la zone de virage de l'indicateur choisi.

💡 Indicateurs à connaître. Hélianthine : 3,1–4,4 (rouge→jaune, acide fort/base faible). Bleu de bromothymol : 6,0–7,6 (jaune→bleu, acide fort/base forte). Phénolphtaléine : 8,2–10,0 (incolore→rose, acide faible/base forte).

⚠ Piège #4 — pH à l'équivalence ≠ 7 sauf cas particulier. Pour un titrage acide fort / base forte,

p H_{eq} = 7

à 25 °C. Mais pour acide faible (ex.

C H_{3} C O O H

) titré par une base forte, le sel

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

formé est une base faible, donc

p H_{eq} > 7

(typiquement 8–9). Symétriquement, titrer

N H_{3}

par

H C l

donne

p H_{eq} < 7

(le sel

N H_{4}^{+}

est un acide faible). Conclusion : choisis l'indicateur après avoir calculé

p H_{eq}

— pas l'inverse.

🧑‍🏫 Décortique un titrage en séance

Les titrages sont LA partie du chapitre qui tombe en TP et en DS écrit. En 1 séance avec un mentor Majorant, tu maîtrises la méthode des tangentes, le calcul de $p H_{eq}$ (formules exactes acide fort/faible × base forte/faible) et le choix d'indicateur — exactement ce que les correcteurs notent.

Réserver une séance MPSI →

7. Solutions tampons

Définition 7.1 — Solution tampon

Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lors de :

l'ajout modéré d'un acide fort ou d'une base forte,
une dilution modérée.

On l'obtient par mélange d'un acide faible $A H$ et de sa base conjuguée $A^{-}$ en proportions comparables.

Théorème 7.2 — pH d'une solution tampon ★ À savoir démontrer

Pour un mélange équimolaire d'un acide faible $A H$ et de sa base conjuguée $A^{-}$ , à concentrations $C_{a}$ et $C_{b}$ telles que $C_{a}, C_{b} ≫ [H_{3} O^{+}], [O H^{-}]$ :

p H \approx p K_{a} + lo g (\frac{C _{b}}{C _{a}}) .

Cas particulier équimolaire : $C_{a} = C_{b}$ donne $p H = p K_{a}$ .

Démonstration (à partir de Henderson + approximations)

On part de la relation de Henderson-Hasselbalch (Théorème 4.1) :

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

Soient $C_{a}$ la concentration totale apportée en $A H$ et $C_{b}$ en $A^{-}$ (typiquement par dissolution d'un sel comme l'acétate de sodium). À l'équilibre, l'acide faible $A H$ se dissocie un peu ( $\to A^{-}$ ) et la base $A^{-}$ se reprotone un peu ( $\to A H$ ) ; les deux échanges sont contre l'autoprotolyse, donc d'amplitude $\sim [H_{3} O^{+}]$ ou $[O H^{-}]$ .

Approximation tampon — Si $C_{a}, C_{b} ≫ [H_{3} O^{+}]$ et $C_{a}, C_{b} ≫ [O H^{-}]$ (concentrations bien plus grandes que les corrections dues à l'autoprotolyse), alors :

[A H] \approx C_{a}, [A^{-}] \approx C_{b} .

Henderson devient :

p H \approx p K_{a} + lo g (\frac{C _{b}}{C _{a}}) . ■

Le pH ne dépend plus que du rapport $C_{b} / C_{a}$ — c'est ce qui explique l'effet tampon : ajouter un peu d'acide ou de base modifie peu ce rapport tant qu'on reste $≪ C_{a}, C_{b}$ .

Proposition 7.3 — Pouvoir tampon — domaine d'efficacité

Un tampon est efficace tant que $∣ p H - p K_{a} ∣ \leq 1$ , soit $\frac{1}{10} \leq \frac{C _{b}}{C _{a}} \leq 10$ . Hors de cet intervalle, la formule reste vraie mais le pouvoir tampon s'effondre (la dérivée $d p H / d n_{ajout \overset{e}{ˊ}}$ explose).

💡 Exemple — Tampon acétate à pH = 4,8. Mélange équimolaire

C H_{3} C O O H

C H_{3} C O O N a

(0,1 mol·L⁻¹ chacun) :

p H = p K_{a} = 4, 8

. Ajout de 1 mL de

H C l

à 0,1 mol·L⁻¹ dans 100 mL : pH ≈ 4,79 (au lieu de ≈ 3 dans l'eau pure). C'est exactement le rôle du tampon bicarbonate sanguin à pH ≈ 7,4.

8. Erreurs classiques en copie (vues par les correcteurs)

Ces erreurs sont relevées chaque année dans les rapports de jury (CCINP, Mines-Ponts, Centrale, X-ENS) sur les épreuves comportant un volet acide-base. Elles coûtent typiquement entre 0,5 et 2 points par occurrence.

⚠ Erreur 1 — Appliquer la formule $p H = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C_{0})$ sans vérifier les approximations. Si

K_{a} \cdot C_{0}

est trop grand (par exemple

p K_{a} < 1

C_{0}

modeste), l'acide n'est plus « peu dissocié » et le calcul faux. Réflexe : après calcul de

p H

, estimer

α = [A^{-}] / C_{0} = 1 0^{(p H - p K_{a})} / (1 + 1 0^{(p H - p K_{a})})

et vérifier

α < 10%

. Sinon, résolution exacte du second degré.

⚠ Erreur 2 — Confondre acide fort et acide concentré. « Fort » qualifie un

p K_{a} \leq 0

(force intrinsèque du couple), « concentré » qualifie une grande valeur de

C_{0}

. Un acide faible très concentré peut avoir un pH plus bas qu'un acide fort dilué.

C H_{3} C O O H

pur (

C_{0} \approx 17

mol·L⁻¹) a

p H \approx 2, 4

;

H C l

1 0^{- 3}

mol·L⁻¹ a

p H = 3

⚠ Erreur 3 — Oublier que le pH dépend de $T$ . Beaucoup d'élèves écrivent « pH = 7 ⇒ solution neutre » sans préciser « à 25 °C ». Aux autres températures, la valeur de

p H

d'une solution neutre change (car

p K_{e}

change). Le critère physique de neutralité est

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

, pas «

p H = 7

».

⚠ Erreur 4 — Choisir un indicateur coloré sans calculer $p H_{eq}$ . L'élève écrit « j'utilise la phénolphtaléine pour titrer

H C l

par

N a O H

» : c'est accepté en pratique mais sous-optimal (zone de virage 8–10, équivalence à pH = 7). Le bleu de bromothymol (zone 6–7,6) est le bon choix. Toujours calculer/estimer

p H_{eq}

avant le choix d'indicateur.

⚠ Erreur 5 — Écrire la réaction de titrage avec $H^{+}$ au lieu de $H_{3} O^{+}$ . En solution aqueuse, le proton n'existe pas libre : il est solvaté. Écrire

H C l + N a O H \to N a C l + H_{2} O

est admis en équation-bilan globale, mais une réaction acide-base au sens Brønsted s'écrit

H_{3} O^{+} + O H^{-} \to 2 H_{2} O

. Précision exigée aux concours.

9. Pour aller plus loin

Les réactions acide-base sont l'infrastructure de tout l'équilibre en solution aqueuse. Les chapitres qui les réinvestissent en MPSI puis en spé :

Cinétique chimique — réactions acide-base quasi-instantanées, référence d'échelle de temps.
Diagrammes de distribution (spé) — polyacides comme $H_{3} P O_{4}$ , couples couplés.
Oxydoréduction et diagrammes E-pH — pH dans la loi de Nernst, diagrammes de Pourbaix.
Complexation et solubilité — précipitation de $C u (O H)_{2}$ , complexation par $N H_{3}$ gouvernées par le pH.
Chimie organique — $p K_{a}$ gouvernent nucléophilie, électrophilie et régiosélectivité.

Récap final — Ce qu'il faut absolument retenir

À la veille d'une khôlle ou d'un DS, parcours cette checklist : tu dois pouvoir répondre « oui, sans hésiter » à chaque question.

Sais-tu énoncer la définition de Brønsted d'un acide et d'une base, et écrire la demi-équation $A H ⇌ A^{-} + H^{+}$ ?
Sais-tu écrire la réaction d'autoprotolyse de l'eau et donner la valeur de $K_{e}$ à 25 °C ?
Sais-tu définir $K_{a}$ , $p K_{a}$ , et établir la relation $p K_{a} + p K_{b} = p K_{e}$ ?
Sais-tu démontrer la relation de Henderson-Hasselbalch à partir de la définition de $K_{a}$ ?
Sais-tu tracer un diagramme de prédominance et conclure sur l'espèce majoritaire à un pH donné ?
Sais-tu calculer le pH d'une solution d'acide fort et d'une solution de base forte (et leurs limites de validité) ?
Sais-tu démontrer la formule approchée $p H = \frac{1}{2} (p K_{a} - lo g C_{0})$ pour un acide faible, en citant les 2 approximations ?
Sais-tu démontrer la formule du pH d'une solution tampon $p H = p K_{a} + lo g (C_{b} / C_{a})$ et préciser son domaine d'efficacité ?
Sais-tu identifier les 3 critères d'une réaction de titrage exploitable (unique, rapide, totale) ?
Sais-tu choisir un indicateur coloré à partir du pH à l'équivalence et de sa zone de virage $p K_{a} \pm 1$ ?
Sais-tu expliquer pourquoi $p H_{eq} \neq = 7$ lors d'un titrage acide faible / base forte et estimer sa valeur ?
Connais-tu au moins 3 couples acide/base avec leur $p K_{a}$ approximatif (acétique 4,8 ; ammonium 9,2 ; bicarbonate 6,4 et 10,3) ?

Démonstrations à savoir refaire

Relation de Henderson-Hasselbalch — $lo g$ de la définition de $K_{a}$ , isoler $[H_{3} O^{+}]$
pH d'un acide faible — bilan + électroneutralité + 2 approximations (peu dissocié, autoprotolyse négligeable)
pH d'une solution tampon — Henderson + approximation tampon ( $C_{a}, C_{b} ≫ [H_{3} O^{+}], [O H^{-}]$ )

Vue d'ensemble

Prérequis

1. Modèle de Brønsted-Lowry — couples acide/base

2. Autoprotolyse de l'eau — produit ionique et pH

3. Constante d'acidité Ka et pKa

4. Diagramme de prédominance — espèce majoritaire selon le pH

5. Calcul de pH — méthodes par niveau

5.1 — Solution d'acide fort ou de base forte

5.2 — Solution d'acide faible

5.3 — Solution de base faible

6. Titrages acido-basiques

7. Solutions tampons

8. Erreurs classiques en copie (vues par les correcteurs)

9. Pour aller plus loin

Récap final — Ce qu'il faut absolument retenir

Démonstrations à savoir refaire

Fiches associées

Systèmes physico-chimiques

Transformation chimique

Cinétique chimique

Configuration électronique d'un atome

Classification périodique des éléments

Entités chimiques moléculaires

Tu veux aller plus loin sur ce chapitre ?