🎯 En bref
Le chapitre acide-base, pH et titrages est l'un des piliers de la spécialité physique-chimie de Terminale et tombe presque à chaque session du bac 2026. Tout part d'une définition à maîtriser : pH = −log([H₃O⁺]), donc [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ. À partir de là, on enchaîne les couples acide-base, la constante d'acidité Ka (et pKa = −log Ka), le diagramme de prédominance et surtout le titrage acido-basique, où l'équivalence se repère par colorimétrie ou pH-métrie. Chez Majorant, on observe qu'un élève qui automatise ces cinq briques gagne plusieurs points sur cette partie très codifiée. Cet article vous donne les formules en Unicode, un titrage corrigé pas à pas et les erreurs à ne plus commettre.
ℹ️ Info
Au bac, le nombre de chiffres significatifs du pH correspond à ceux de la concentration : un pH ne se donne qu'avec le bon nombre de décimales. On écrit pH = 2,7 (deux chiffres significatifs sur la concentration), pas pH = 2,700. C'est un réflexe attendu en exploitation de titrage.
💡 Conseil
Test express en exercice : on vous donne C et pH. Calculez −log(C). Si le pH mesuré est égal à −log(C), l'acide est fort ; s'il est nettement supérieur, l'acide est faible. Ce petit calcul de contrôle, travaillé en cours particuliers, permet de trancher en dix secondes sans réciter le cours.
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Ne confondez jamais l'équivalence avec le point de demi-équivalence. À la demi-équivalence (V = V_E/2), pour le titrage d'un acide faible par une base forte, on a [AH] = [A⁻], donc pH = pKa. C'est la méthode graphique attendue pour déterminer le pKa d'un couple à partir d'une courbe de titrage.
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Faire une demande de mentorat -->Le chapitre acide-base revient à presque toutes les sessions du bac de spécialité physique-chimie, souvent couplé à un titrage qui vaut une bonne partie du barème de l'exercice de chimie. C'est une excellente nouvelle : les questions sont extrêmement répétitives d'une année sur l'autre, et le correcteur récompense la rigueur sur les définitions, les unités et l'exploitation de l'équivalence. Ethan H., mentor Majorant diplômé de Mines Paris, le résume ainsi à ses élèves : sur ce chapitre, on ne perd pas de points sur la théorie, on les perd sur un logarithme mal manipulé ou une relation à l'équivalence oubliée. Dans cet article, nous passons en revue le pH et la concentration en ions H₃O⁺, les acides et bases faibles et forts, les couples acide-base, la constante d'acidité Ka et le pKa, le diagramme de prédominance, puis le titrage acido-basique de A à Z, avec un exemple corrigé de niveau bac 2026 et un plan de révision.
Le pH (potentiel hydrogène) mesure l'acidité d'une solution aqueuse. C'est une grandeur sans unité, définie à partir de la concentration en ions oxonium H₃O⁺ (aussi notés H⁺) par la relation fondamentale du chapitre :
pH = −log([H₃O⁺])
où [H₃O⁺] est exprimée en mol/L. Cette relation s'inverse immédiatement, et c'est cette forme qui sert le plus souvent en exercice :
[H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ
Trois lectures à mémoriser pour interpréter n'importe quelle valeur :
- •Si pH < 7, la solution est acide ([H₃O⁺] > 10⁻⁷ mol/L).
- •Si pH = 7, la solution est neutre (à 25 °C).
- •Si pH > 7, la solution est basique ([H₃O⁺] < 10⁻⁷ mol/L).
Point crucial que beaucoup d'élèves négligent : l'échelle de pH est logarithmique. Quand le pH diminue d'une unité, la concentration en H₃O⁺ est multipliée par 10. Une solution de pH 3 est donc cent fois plus acide qu'une solution de pH 5, pas deux fois.
Un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺ ; une base est une espèce capable de capter un proton H⁺ (définition de Brønsted). La distinction fort/faible est celle qui structure tout le chapitre.
Un acide fort réagit totalement avec l'eau : toutes ses molécules libèrent leur proton. Pour un monoacide fort de concentration apportée C, on a donc [H₃O⁺] = C, d'où :
pH = −log(C)
L'acide chlorhydrique (HCl) et l'acide nitrique (HNO₃) sont les exemples classiques.
Un acide faible ne réagit que partiellement avec l'eau : seule une fraction des molécules cède son proton, la réaction est limitée (équilibre chimique). La concentration en H₃O⁺ est alors inférieure à la concentration apportée, donc le pH d'un acide faible est plus élevé que celui d'un acide fort de même concentration. L'acide éthanoïque (CH₃COOH) est l'archétype de l'acide faible au lycée.
La même logique vaut pour les bases : une base forte (comme la soude NaOH) réagit totalement, une base faible (comme l'ammoniac NH₃) partiellement.
À chaque acide correspond une base conjuguée : le couple acide-base est noté AH / A⁻, reliés par le transfert d'un proton :
AH ⇌ A⁻ + H⁺
Quelques couples à connaître par cœur pour le bac 2026 :
| Couple acide / base | Acide | Base conjuguée |
|---|
| Acide éthanoïque / ion éthanoate | CH₃COOH | CH₃COO⁻ |
| Ion ammonium / ammoniac | NH₄⁺ | NH₃ |
| Acide carbonique / ion hydrogénocarbonate | CO₂,H₂O | HCO₃⁻ |
| Ion oxonium / eau | H₃O⁺ | H₂O |
| Eau / ion hydroxyde | H₂O | HO⁻ |
L'eau apparaît dans deux couples (H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻) : on dit qu'elle est amphotère (ou ampholyte), car elle peut jouer le rôle d'acide ou de base. Lors d'une réaction acido-basique, l'acide d'un couple réagit avec la base d'un autre couple, et il y a transfert de proton de l'un vers l'autre. Savoir écrire cette équation-bilan en combinant deux demi-équations est une compétence testée quasi systématiquement.
Pour un acide faible AH en équilibre dans l'eau, la constante d'acidité Ka quantifie la force de l'acide :
Ka = [A⁻] × [H₃O⁺] / [AH]
Plus Ka est grand, plus l'équilibre est déplacé vers la droite, donc plus l'acide est fort. Comme les valeurs de Ka s'étalent sur plusieurs ordres de grandeur, on préfère manipuler le pKa :
pKa = −log(Ka) et Ka = 10⁻ᵖᴷᵃ
La hiérarchie est inversée par rapport à Ka : plus le pKa est petit, plus l'acide est fort. En combinant la définition de Ka et celle du pH, on obtient la relation la plus utile du chapitre, celle qui permet d'exploiter n'importe quel diagramme :
pH = pKa + log([A⁻] / [AH])
Cette formule (parfois appelée relation d'Henderson-Hasselbalch, mais souvent redémontrée en Terminale) est le pont direct entre le pH mesuré et la composition de la solution.
Le diagramme de prédominance traduit graphiquement la relation pH = pKa + log([A⁻]/[AH]) sur un axe de pH. Le point de bascule est le pKa du couple :
- •Si pH < pKa, alors [AH] > [A⁻] : la forme acide AH prédomine.
- •Si pH > pKa, alors [A⁻] > [AH] : la forme basique A⁻ prédomine.
- •Si pH = pKa, alors [AH] = [A⁻] : les deux formes sont en concentrations égales.
Concrètement, on trace un axe horizontal gradué en pH, on place le pKa, et on annonce quelle espèce domine de part et d'autre.
AH prédomine A⁻ prédomine
──────────────┼──────────────→ pH
pKa
Ce diagramme sert à répondre à une question ultra-fréquente : « sous quelle forme l'espèce est-elle majoritaire à tel pH ? ». Pour les indicateurs colorés, on parle de zone de virage : sur un intervalle d'environ pKa ± 1, les deux teintes coexistent et le changement de couleur s'opère. C'est exactement ce qui rend un indicateur exploitable dans un titrage. Cette logique est très proche de celle qu'on retrouve dans le chapitre des transformations chimiques et de l'avancement, qu'il est utile de réviser en parallèle.
Un titrage (ou dosage) permet de déterminer la concentration inconnue d'une espèce (le réactif titré) en la faisant réagir avec une solution de concentration connue (le réactif titrant) versée progressivement à la burette. La réaction support d'un titrage doit être totale, rapide et unique : ce sont les trois conditions à citer en copie.
Le cœur du raisonnement est l'équivalence. À l'équivalence, les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques de l'équation : le réactif titrant a exactement consommé tout le réactif titré. Pour un titrage où acide et base réagissent mole à mole, cela s'écrit :
C_titré × V_titré = C_titrant × V_équivalence
d'où la concentration cherchée :
C_titré = C_titrant × V_équivalence / V_titré
Tout l'enjeu expérimental est donc de repérer le volume à l'équivalence V_E. Deux méthodes sont au programme.
Le repérage colorimétrique
On ajoute quelques gouttes d'indicateur coloré dans le bécher. L'équivalence est repérée par le changement de couleur persistant. La règle de choix est stricte : la zone de virage de l'indicateur doit contenir le pH à l'équivalence. Un indicateur mal choisi fausse la lecture de V_E.
Le repérage pH-métrique
On suit le pH avec un pH-mètre au fur et à mesure de l'ajout de titrant, et on trace la courbe pH = f(V). L'équivalence correspond au saut de pH brutal. On la localise précisément par la méthode des tangentes ou par le maximum de la courbe dérivée dpH/dV. Cette méthode est plus rigoureuse que la colorimétrie et donne un V_E chiffré.
Exemple corrigé : titrage d'un acide par la soude, niveau bac 2026
Énoncé. On titre un volume V_A = 20,0 mL d'une solution d'acide éthanoïque de concentration C_A inconnue par une solution de soude (Na⁺ + HO⁻) de concentration C_B = 0,100 mol/L. Le suivi pH-métrique donne un saut de pH pour un volume versé V_E = 15,0 mL. Déterminer C_A.
Étape 1 — Équation de la réaction de titrage. L'acide éthanoïque (acide du couple CH₃COOH/CH₃COO⁻) réagit avec l'ion hydroxyde (base du couple H₂O/HO⁻) :
CH₃COOH + HO⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O
La réaction est totale, rapide et unique : c'est bien une réaction de titrage. Les réactifs réagissent mole à mole.
Étape 2 — Relation à l'équivalence. À l'équivalence, l'ion hydroxyde a exactement consommé tout l'acide éthanoïque introduit :
n(CH₃COOH)initial = n(HO⁻)versé à l'équivalence
soit C_A × V_A = C_B × V_E.
Étape 3 — Application numérique.
C_A = C_B × V_E / V_A = 0,100 × 15,0 / 20,0 = 0,0750 mol/L
Conclusion. La concentration en acide éthanoïque de la solution titrée est C_A ≈ 7,5×10⁻² mol/L. On remarque que le volume V_A n'a pas besoin d'être converti en litres puisque V_A et V_E apparaissent en rapport : seules leurs unités doivent être identiques. Enfin, comme on titre un acide faible par une base forte, le pH à l'équivalence est basique (pH > 7), ce qui oriente le choix de l'indicateur (la phénolphtaléine, dont la zone de virage 8,2–10 convient) si l'on double d'un repérage colorimétrique.
Quelles sont les erreurs classiques à éviter le jour du bac ?
Voici les fautes que l'on retrouve le plus souvent dans les copies, et qui coûtent des points faciles :
- •Confondre acide fort et acide concentré. « Fort » décrit le taux de réaction avec l'eau (total ou partiel), « concentré » décrit la quantité de matière par litre. Un acide faible peut être très concentré.
- •Oublier que [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ, pas −pH. L'erreur de logarithme est la plus fréquente. Vérifiez toujours l'ordre de grandeur : à pH 3, [H₃O⁺] = 10⁻³ mol/L.
- •Se tromper de relation à l'équivalence. Pour une réaction mole à mole, c'est C_A×V_A = C_B×V_E. Si les coefficients stœchiométriques diffèrent, la relation change : repartez toujours de l'équation.
- •Choisir un indicateur dont la zone de virage ne contient pas le pH à l'équivalence. C'est la première question de contrôle du correcteur.
- •Négliger les chiffres significatifs. Un pH avec trois décimales pour une concentration à deux chiffres significatifs est faux.
- •Lire V_E au sommet visuel de la courbe au lieu d'utiliser la méthode des tangentes ou la dérivée : cela décale la valeur et fausse tout le calcul final.
Le chapitre se travaille dans un ordre précis, du plus fondamental au plus appliqué. Voici le plan que nos mentors recommandent sur les dernières semaines.
| Étape | Objectif | Ce qu'il faut savoir refaire sans notes |
|---|
| 1. Les définitions | Fixer le socle | pH ⇄ [H₃O⁺], acide/base de Brønsted, fort vs faible, couples conjugués |
| 2. Ka, pKa, prédominance | Relier pH et composition | pKa = −log Ka, pH = pKa + log([A⁻]/[AH]), tracer un diagramme de prédominance |
| 3. Le titrage | Application-reine du bac | équation de titrage, relation à l'équivalence, repérage colorimétrique et pH-métrique, exploitation numérique |
Concrètement : consacrez une première session aux définitions et aux couples (par cœur, sans calcul), une deuxième au trio Ka/pKa/diagramme, puis passez le plus clair de votre temps sur des titrages complets d'annales, car c'est là que se joue l'essentiel du barème. Pour organiser ces révisions dans un planning global, appuyez-vous sur notre méthode pour réviser la physique-chimie et viser une mention, et sur nos conseils d'organisation et de gestion du stress le jour J. Si votre objectif est une mention élevée, la stratégie mention très bien complète utilement cette préparation.
Notre conseil final pour maîtriser acide-base et titrages
Trois règles à graver avant l'épreuve :
- •Partez toujours de l'équation. Que ce soit pour Ka, pour la prédominance ou pour l'équivalence, la relation numérique découle de l'équation de la réaction. Ne récitez pas une formule hors contexte.
- •Contrôlez chaque logarithme par un ordre de grandeur. [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ : un pH de 2 donne 10⁻² mol/L, jamais autre chose.
- •Repérez V_E proprement. Méthode des tangentes ou dérivée : c'est le maillon dont dépend tout le calcul de concentration.
Ce chapitre est de loin l'un des plus rentables de la spécialité, parce qu'il combine peu de formules et une structure de questions très prévisible. En automatisant le triptyque définitions → Ka/pKa/prédominance → titrage, vous transformez une partie souvent redoutée en réservoir de points sûrs. Chez Majorant, nos mentors de Mines Paris, Polytechnique, l'ENS et CentraleSupélec constatent qu'un élève méthodique sur ces bases aborde l'exercice de chimie du bac 2026 avec une longueur d'avance. Travaillez des titrages d'annales, chronométrez-vous, et gardez confiance : ici, la rigueur paie toujours.
FAQ
On applique directement pH = −log([H₃O⁺]), avec la concentration en mol/L. Inversement, [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ. Par exemple, pour [H₃O⁺] = 5,0×10⁻³ mol/L, le pH vaut −log(5,0×10⁻³) ≈ 2,3. Pensez à respecter les chiffres significatifs de la concentration.
Quelle est la différence entre un acide fort et un acide faible ?
Un acide fort réagit totalement avec l'eau, un acide faible seulement partiellement. Pour un acide fort, [H₃O⁺] = C et pH = −log(C). Pour un acide faible de même concentration, le pH est plus élevé car toutes les molécules ne libèrent pas leur proton. L'acide chlorhydrique est fort, l'acide éthanoïque est faible.
On lit le pH à la demi-équivalence, car à ce point pH = pKa pour le titrage d'un acide faible par une base forte. On repère d'abord V_E, on calcule V_E/2, puis on lit le pH correspondant sur la courbe : ce pH est directement le pKa du couple.
Qu'est-ce que l'équivalence dans un titrage acido-basique ?
C'est le moment où les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques de l'équation. Le réactif titrant a exactement consommé tout le réactif titré. Pour une réaction mole à mole, elle vérifie C_A×V_A = C_B×V_E, ce qui permet de remonter à la concentration inconnue.
On choisit un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence. Pour le titrage d'un acide faible par une base forte, l'équivalence est basique, donc la phénolphtaléine (virage 8,2–10) convient. Pour une base faible par un acide fort, l'équivalence est acide et on choisit plutôt l'hélianthine.
On trace la courbe pH = f(V) et on localise le saut de pH brutal. On détermine V_E précisément par la méthode des tangentes (deux parallèles encadrant le saut) ou par le maximum de la courbe dérivée dpH/dV. Cette méthode est plus rigoureuse que le repérage colorimétrique.
Quelle est la relation entre Ka et pKa ?
Le pKa est défini par pKa = −log(Ka), donc Ka = 10⁻ᵖᴷᵃ. Plus le Ka est grand (ou le pKa petit), plus l'acide est fort. Cette grandeur permet de classer les acides et d'exploiter le diagramme de prédominance via pH = pKa + log([A⁻]/[AH]).
Le chapitre acide-base tombe-t-il souvent au bac de physique-chimie ?
Oui, c'est l'un des chapitres les plus fréquents de la spécialité, presque toujours sous la forme d'un titrage. Les questions sont très codifiées : équation de réaction, relation à l'équivalence, exploitation numérique et choix d'indicateur. C'est pour cette raison qu'il figure parmi les parties les plus rentables à travailler avant l'épreuve.
