Acides et bases

En clair. Acides, bases, couples acide-base, pH et titrages : définitions, calculs et applications.

Ce qu'on te demande au bac (Spé Physique-Chimie) : maîtriser le vocabulaire de « Acides et bases », savoir refaire les raisonnements du cours et les réutiliser sur un sujet ou un document nouveau.

Conseil de révision. Lis d'abord cet encadré, puis fais le quiz : si tu bloques, reprends la partie du cours correspondante.

Objectif

Comprendre la notion d'acide et de base, savoir calculer un pH et exploiter un titrage.

1. Définitions (Brønsted, 1923)

• Acide : espèce capable de céder un proton H⁺.
• Base : espèce capable de capter un proton H⁺.
• Un couple acide/base s'écrit AH/A⁻ avec la demi-équation AH = A⁻ + H⁺.

Exemples de couples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ (acide éthanoïque), NH₄⁺/NH₃, H₃O⁺/H₂O, H₂O/HO⁻. L'eau appartient à deux couples : elle est amphotère.

2. pH et concentration

pH = −log([H₃O⁺]) et [H₃O⁺] = 10^(−pH) (concentrations en mol·L⁻¹).

Produit ionique de l'eau à 25 °C : Ke = [H₃O⁺]·[HO⁻] = 1,0×10⁻¹⁴, donc pKe = 14.

• Solution acide : pH < 7 ; neutre : pH = 7 ; basique : pH > 7 (à 25 °C).

Exemple : une solution d'acide chlorhydrique à c = 1,0×10⁻³ mol·L⁻¹ est un acide fort, totalement dissocié : [H₃O⁺] = 1,0×10⁻³ donc pH = 3,0.

3. Acides forts / acides faibles

• Acide fort : réaction totale avec l'eau (HCl, HNO₃), pH = −log c.
• Acide faible : réaction limitée, caractérisée par la constante d'acidité KA = [A⁻][H₃O⁺]/[AH], avec pKA = −log KA.
• Relation d'Henderson : pH = pKA + log([A⁻]/[AH]).
• Si pH < pKA la forme acide domine ; si pH > pKA la forme basique domine.

Valeurs utiles : pKA(CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,8 ; pKA(NH₄⁺/NH₃) = 9,2 ; pKA(H₂CO₃/HCO₃⁻) = 6,4.

4. Titrage acide-base

On verse un réactif titrant de concentration connue jusqu'à l'équivalence, où les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques : C_A·V_A = C_B·V_B(éq).

Repérage de l'équivalence : saut de pH (pH-métrie), maximum de la dérivée dpH/dV, méthode des tangentes, ou changement de couleur d'un indicateur coloré dont la zone de virage encadre le pH équivalent (BBT 6,0–7,6 ; phénolphtaléine 8,2–10,0).

Exemple chiffré : on titre V_A = 20,0 mL de vinaigre dilué 10 fois par de la soude à C_B = 0,10 mol·L⁻¹ ; équivalence à V_B = 14,8 mL. Alors C_A = (0,10 × 14,8)/20,0 = 7,4×10⁻² mol·L⁻¹, soit 0,74 mol·L⁻¹ dans le vinaigre non dilué : environ 4,4 % d'acide acétique en masse (degré d'acidité ≈ 4,4°).

5. Solutions tampons et applications

Un mélange en quantités voisines d'un acide faible et de sa base conjuguée forme un tampon : le pH varie peu par ajout modéré d'acide, de base ou par dilution. Le sang est tamponné par le couple H₂CO₃/HCO₃⁻ et son pH est régulé entre 7,35 et 7,45 ; en dessous on parle d'acidose, au-dessus d'alcalose.

À retenir

• pH = −log[H₃O⁺], Ke = 10⁻¹⁴ à 25 °C.
• Acide fort = réaction totale ; acide faible = équilibre décrit par KA.
• À l'équivalence d'un titrage : C_A·V_A = C_B·V_B.
• Un tampon impose pH ≈ pKA.