Réactions acido-basiques et pH en Terminale
Cours complet, points clés à retenir et exercices d'entraînement de réactions acido-basiques et ph pour les élèves de Terminale. Conforme au programme officiel.
Réviser notion par notion
Ce que tu vas réviser
- Définition du pH et échelle de pH
- Acides forts, bases fortes et couples acide/base
- Réactions acido-basiques et constante d'acidité Ka
- Solutions tampons et titrages
Définition du pH et échelle de pH
Le pH mesure l'acidité ou la basicité d'une solution en fonction de la concentration en ions hydrogène H+. L'échelle de pH va de 0 à 14 : pH < 7 = acide, pH = 7 = neutre, pH > 7 = basique.
Exemple
Le jus de citron a un pH d'environ 2 (très acide), l'eau pure a un pH de 7, et l'eau de Javel a un pH d'environ 13 (très basique).
À retenir : $pH = -\log[H^+]$ où [H+] est la concentration en ions hydrogène en mol/L.
Acides forts et bases fortes
Un acide fort se dissocie complètement dans l'eau (100% de dissociation), libérant tous ses protons H+. Une base forte se dissocie complètement, libérant tous ses ions hydroxyde OH-. Les acides forts courants sont HCl, HNO3, H2SO4 ; les bases fortes sont NaOH, KOH.
Exemple
L'acide chlorhydrique (HCl) du nettoyage ménager se dissocie entièrement : HCl → H+ + Cl-. La soude (NaOH) aussi : NaOH → Na+ + OH-.
À retenir : Les acides et bases forts se dissocient à 100% dans l'eau, contrairement aux acides et bases faibles.
Couples acide-base et constante Ka
Un couple acide-base est formé d'un acide et de sa base conjuguée (qui diffèrent d'un proton H+). La constante d'acidité Ka mesure la force d'un acide faible : plus Ka est grand, plus l'acide est fort. On a $Ka = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$ à l'équilibre.
Exemple
Le couple acide acétique/ion acétate : CH3COOH / CH3COO-. Plus Ka est élevée, plus l'acide acétique libère facilement ses protons.
À retenir : $Ka = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$ et $pKa = -\log(Ka)$ ; plus pKa est petit, plus l'acide est fort.
Réactions acido-basiques et équilibres
Une réaction acido-basique est un transfert de proton H+ d'un acide à une base. L'équilibre est atteint quand la vitesse de réaction directe égale la vitesse de réaction inverse. La réaction est d'autant plus complète que l'acide est fort et la base est forte.
Exemple
Réaction entre l'acide chlorhydrique et la soude : HCl + NaOH → NaCl + H2O. Cette réaction est quasi-totale car HCl est un acide fort et NaOH est une base forte.
À retenir : Une réaction acido-basique est un transfert de proton ; elle est d'autant plus complète que l'acide donneur et la base acceptrice sont forts.
Solutions tampons et leur rôle
Une solution tampon est un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée (ou d'une base faible et son acide conjugué). Elle résiste aux variations de pH quand on ajoute un acide ou une base : elle neutralise les H+ ou OH- ajoutés.
Exemple
Le sang humain est une solution tampon avec le couple H2CO3/HCO3- qui maintient le pH autour de 7,4. Sans ce tampon, le pH varierait dangereusement.
À retenir : Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguée ; elle stabilise le pH selon l'équation de Henderson-Hasselbalch : $pH = pKa + \log\frac{[A^-]}{[HA]}$.
Titrages acido-basiques et point d'équivalence
Un titrage est une technique pour déterminer la concentration d'une solution en versant progressivement une solution de concentration connue jusqu'au point d'équivalence, où les quantités de matière d'acide et de base sont égales.
Exemple
Pour titrer une solution d'acide chlorhydrique, on verse goutte à goutte une solution de soude de concentration connue jusqu'à ce que l'indicateur coloré change de couleur (point d'équivalence).
À retenir : Au point d'équivalence : $n_{acide} = n_{base}$, soit $C_1 V_1 = C_2 V_2$ pour un acide fort et une base forte.
Les points clés
- Le pH mesure l'acidité : pH = -log[H+] et l'échelle va de 0 (très acide) à 14 (très basique).
- Les acides et bases forts se dissocient complètement à 100% dans l'eau.
- La constante Ka caractérise la force d'un acide faible : Ka = [H+][A-]/[HA].
- Une solution tampon résiste aux variations de pH grâce au couple acide faible/base conjuguée.
- Au point d'équivalence d'un titrage : nombre de moles d'acide = nombre de moles de base.
L'essentiel
Le pH mesure l'acidité par $pH = -\log[H^+]$ ; les acides forts se dissocient à 100%, les acides faibles obéissent à $Ka = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$, et les solutions tampons stabilisent le pH.
Exercices d'entraînement
Entraîne-toi sur ces exercices, puis fais-toi corriger pas à pas par le tuteur.
Exercice 1
Un vinaigre artisanal a un pH de 2,7. Déterminez sa concentration en ions hydronium H3O+ et sa concentration en acide acétique (pKa = 4,8).
Corrige cet exercice avec le tuteur →Exercice 2
On dispose d'une solution d'acide acétique (CH3COOH) de concentration 0,1 mol/L. On mesure son pH et on obtient 2,87. Calculer la constante d'acidité Ka de cet acide faible et déterminer le taux d'avancement de la réaction de dissociation.
Corrige cet exercice avec le tuteur →