Acide Base

Cours de chimie des solutions Sup TSI
Chapitre 2 : Réactions acido-basiques
I. Définitions
• Acide de Brönsted : toute espèce ayant tendance à libérer un ou plusieurs protons H + .
• Base de Brönsted : toute espèce ayant tendance à fixer un ou plusieurs protons H + .
• Electrolyte fort : il se dissocie totalement dans l’eau (HCl, HN O3 , N aOH, KOH, ...).
• Electrolyte faible : il se dissocie partiellement dans l’eau (CH3 COOH, N H3 , ...).
II. Constantes d’équilibre
1. Définition
Un acide faible AH se dissocie partiellement dans l’eau et conduit à un équilibre avec sa base
conjuguée A− :
AH + H2 O A− + H3 O+
La constante de cet équilibre est appelé constante d’acidité notée Ka . On a donc :
[A− ][H3 O+ ]
Ka =
[AH]
Ka , sans dimension, ne dépend que de T .

On définit pKa = −logKa
L’eau est un ampholyte : il est soit un acide soit une base selon le milieu dans lequel il existe :
– Couple H3 O+ /H2 O : pKa = 0
– Couple H2 O/OH − : pKa = 14
L’eau se dissocie en donnant les ions H3 O+ et OH − selon l’équilibre
2H2 O OH − + H3 O+
La constante de cet équilibre est appelé produit ionique de l’eau notée Ke . On a :
Ke = [H3 O+ ][OH − ]
On définit aussi la constante de basicité Kb relative à l’équilibre : BOH B + + OH − . Soit

donc :
B + ][OH − ]
Kb = [
[BOH]
On a donc Ka .Kb = Ke .
2. Classification des couples acide/base
Plus pKa augmente (Ka diminue), plus la force de la base augmente. Plus pKa diminue (Ka
augmente), plus la force de l’acide augmente.
Réactions acido-basiques 1/5 Y Elmokhtari

III. pH des solutions aqueuses
1. Définition
Par définition :
pH = −log[H3 O+ ]
2. Domaines de prédominance de l’acide et de la base
On a :
[A− ][H3 O+ ]
Ka =
[AH]
Donc :
[A− ]
pH = pKa + log
[AH]
• Si pH < pKa ; [A− ] < [AH] : c’est le domaine de prédominance de la base AH.
• Si pH > pKa ; [A− ] > [AH] : c’est le domaine de prédominance de l’acide A− .
D’où le diagramme de prédominance suivant :
AH A−
pKa pH
3. Réaction prépondérante
Pour calculer le pH d’un mélange on utilise la méthode de la réaction prépondérante (RP).

La réaction prépondérante (RP) est la réaction qui est principalement responsable du change-
ment de composition du système chimique. C’est donc celle qui a l’avancement le plus important
et la constante d’équilibre la plus grande.
La RP a lieu entre l’acide le plus fort en solution et la base la plus forte présents en solution.
En pratique, on suit les étapes suivantes :
• étape 1 : classer les couples mis en jeu par les espèces présentes en solution sur un axe
vertical gradué en pKa et encadrer les espèces majoritaires avant réaction ;
• étape 2 : Repérer parmi les espèces encadrées l’acide le plus fort et la base la plus forte et
écrire la réaction entre les deux : C’est la RP ;
• étape 3 : Si la RP n’est pas quantitative, faire un tableau d’avancement et déterminer les

[base]
quantités des espèces à l’équilibre. Le pH est alors : pH = pKa + log ;
[acide]
Si la RP est quantitative, faire un tableau d’avancement et refaire les étapes 1 et 2.

Exemple 1 : pH d’un acide faible
Calculer le pH d’une solution d’acide acétique de concentration C dans les cas suivants :
1. C = 10−2 mol.L−1 ;
2. C = 10−5 mol.L−1 .
On donne pKa (CH3 COOH/CH3 COO− ) = 4, 8.
Solutions :
Les réactions à envisager sont :
CH3 COOH + H2 O = CH3 COO− + H3 O+ (1)
2H2 O = H3 O+ + OH − (2)
de constantes d’équilibre K1 ◦ = Ka = 10−4,8 et K2 ◦ = Ke = 10−14 .
La RP est donc la réaction (1).
À l’équilibre [H3 O+ ]éq = h ; [CH3 COOH]éq = C − h et [CH3 COO− ]éq = h − [OH − ]éq (condition
d’électroneutralité).
Hypothèse 1 :
L’acide acétique est très peu dissocié [H3 O+ ]éq = h << C. Donc [CH3 COOH]éq = C − h ≈ C.
Hypothèse 2 :
On néglige les ions OH − provenant de l’eau [OH − ]éq << h. Donc [CH3 COO− ]éq ≈ h.
1. Si C = 10−2 mol.L−1 et avec les deux hypothèses précédentes on a :
[CH3 COO− ]éq [H3 O+ ]éq h2

Ka = =
[CH3 COOH]éq C
p
On obtient h = Ka C = 3, 98.10−4 mol.L−1 .
Ke
Les deux hypothèses sont vérifiées puisque h << C et [OH − ]éq = = 2, 51.10−11 mol.L−1 <<
h
h.
Finalement pH = −logh = 3, 4 .
2. Si C = 10−5 mol.L−1 et avec les deux hypothèses précédentes on obtient h =

p
Ka C =
1, 26.10−5 mol.L−1 .
Cette fois-ci l’hypothèse (1) n’est pas vérifiée mais l’hypothèse (2) est toujours valable
Ke
puisque [OH − ]éq = = 7, 94.10−10 mol.L−1 << h.
h
h2
Dans cas il faut résoudre l’équation du second degré Ka = ou h2 + Ka h − Ka C = 0.
C −h
p
−Ka + Ka2 + 4Ka C
h étant positif, on trouve h = = 6, 15.10−6 mol.L−1 et pH = −logh = 5, 2 .
2

Exemple 2 : pH d’un mélange
On prépare V = 250, 0 mL de solution en dissolvant n1 = 5, 00.10−2 mol d’acide nitreux et

n2 = 8, 00.10−2 mol de formiate de sodium.
On donne : pKa1 = pKa (HN O2 /N O2− ) = 3, 20 et pKa2 = pKa (HCOOH/HCOO− ) = 3, 80.
1. Tracer le diagramme de prédominance des espèces mises en jeu.
2. Écrire l’équation-bilan de la réaction prépondérante et calculer sa constante.
3. Faire un bilan de matière en ne considérant que cette réaction et trouver l’avancement

volumique de cette réaction lorsque l’équilibre est atteint.
4. Déduire de ce qui précède les concentrations des différentes espèces. En déduire une valeur
approchée du pH de la solution.
Solutions :
1. Diagramme de prédominance :
HN O2 N O2−
3.80
3, 20 pH
HCOOH −
HCOO
2. La RP aura lieu entre l’acide le plus fort HN O2 et la base la plus forte HCOO− :
HN O2 + HCOO− = N O2− + HCOOH
dont la constante d’équilibre est : K = 10(3,8−3,2) = 4.
3. Bilan de concentration :
HN O2 + HCOO− = N O2− + HCOOH

État initial
0, 20 0, 32
(mol.L−1 )
Équilibre
0, 20 − ξv 0, 32 − ξv ξv ξv
(mol.L−1 )
ξv2
On a K = 4 = .
(0, 20 − ξv )(0, 32 − ξv )
Dans la résolution de cette équation du second degré, on ne prend que la racine
ξv < ξv,max = 0, 20 mol.L−1 . On trouve ξv = 0, 16 mol.L−1 .
4. À l’équilibre : [HN O2 ]éq = 0, 04 mol.L−1 ; [HCOO− ]éq = [N O2− ]éq = [HCOOH]éq = 0, 16 mol.L−1
Le pH de la solution est donc :
[N O2− ]éq
pH = pKa1 + log( ) = 3, 80
[HN O2 ]éq
ou
[HCOO− ]éq
pH = pKa2 + log( ) = 3, 80
[HCOOH]éq

IV. Dosages acido-basiques

L’objectif est de déterminer la concentration de l’acide connaissant celle de la base ou inver-
sement.
La réaction de dosage doit être quantitative et rapide.
À l’équivalence, l’acide et la base sont mélangés aux proportions stoechiométriques.
On peut déterminer l’équivalence :
• par un suivi colorimétrique : par un indicateur coloré qui change de teinte à l’équivalence ;
item par un suivi pH métrique : À l’aide d’un pH-mètre. On trace pH en fonction du volume
versé.
• Par un suivi conductimétrique : À l’aide d’un conductimètre, on trace la conductivité σ de

la solution en fonction du volumé versé. À l’équivalence, il y a changement de pente de σ.
Le montage est celui de la figure suivante.

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Chapitre 2 : Réactions acido-basiques

• Acide de Brönsted : toute espèce ayant tendance à libérer un ou plusieurs protons H + .

• Base de Brönsted : toute espèce ayant tendance à fixer un ou plusieurs protons H + .

• Electrolyte faible : il se dissocie partiellement dans l’eau (CH3 COOH, N H3 , ...).

II. Constantes d’équilibre

La constante de cet équilibre est appelé constante d’acidité notée Ka . On a donc :

Ka , sans dimension, ne dépend que de T .

– Couple H3 O+ /H2 O : pKa = 0

– Couple H2 O/OH − : pKa = 14

L’eau se dissocie en donnant les ions H3 O+ et OH − selon l’équilibre

La constante de cet équilibre est appelé produit ionique de l’eau notée Ke . On a :

On définit aussi la constante de basicité Kb relative à l’équilibre : BOH B + + OH − . Soit

2. Classification des couples acide/base

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III. pH des solutions aqueuses

2. Domaines de prédominance de l’acide et de la base

• Si pH > pKa ; [A− ] > [AH] : c’est le domaine de prédominance de l’acide A− .

D’où le diagramme de prédominance suivant :

Pour calculer le pH d’un mélange on utilise la méthode de la réaction prépondérante (RP).

• étape 3 : Si la RP n’est pas quantitative, faire un tableau d’avancement et déterminer les

Réactions acido-basiques 2/5 Y Elmokhtari

Exemple 1 : pH d’un acide faible

On donne pKa (CH3 COOH/CH3 COO− ) = 4, 8.

Les réactions à envisager sont :

CH3 COOH + H2 O = CH3 COO− + H3 O+ (1)

1. Si C = 10−2 mol.L−1 et avec les deux hypothèses précédentes on a :

[CH3 COO− ]éq [H3 O+ ]éq h2

2. Si C = 10−5 mol.L−1 et avec les deux hypothèses précédentes on obtient h =

Réactions acido-basiques 3/5 Y Elmokhtari

Exemple 2 : pH d’un mélange

On prépare V = 250, 0 mL de solution en dissolvant n1 = 5, 00.10−2 mol d’acide nitreux et

1. Tracer le diagramme de prédominance des espèces mises en jeu.

2. Écrire l’équation-bilan de la réaction prépondérante et calculer sa constante.

3. Faire un bilan de matière en ne considérant que cette réaction et trouver l’avancement

HN O2 + HCOO− = N O2− + HCOOH

dont la constante d’équilibre est : K = 10(3,8−3,2) = 4.

HN O2 + HCOO− = N O2− + HCOOH

Réactions acido-basiques 4/5 Y Elmokhtari

IV. Dosages acido-basiques

• Par un suivi conductimétrique : À l’aide d’un conductimètre, on trace la conductivité σ de

Le montage est celui de la figure suivante.

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