Entraînement PC Chap01 (propre)

Chap 1 — Réactions acide-base

Butcouples · pH · Ke · acides / bases forts (chimie du vivant & environnement)

Feuille de route

① théorie de Brønsted : acides, bases, couples

② réactions acido-basiques + espèces amphotères

③ le pH et [H₃O⁺] ④ produit ionique Ke + échelle de pH

⑤ acides forts / bases fortes (calculs de pH)

Idée clé

acide cède un proton H⁺ · base capte un proton H⁺

pH = −log[H₃O⁺]

I — Qu'est-ce qu'un acide ?

Brønstedacide = espèce capable de céder un proton H⁺

AH → A⁻ + H⁺

ex : HCl · CH₃COOH (éthanoïque) · H₃O⁺ (hydronium)

Mémo

acide = donneur de H⁺

repère le H « acide » : liaison polarisée (ex : le H du −COOH)

I — Qu'est-ce qu'une base ?

base = espèce capable de capter un proton H⁺

A⁻ + H⁺ → AH

ex : HO⁻ (hydroxyde) · NH₃ (ammoniac) · CH₃COO⁻ (éthanoate)

Mémo

base = accepteur de H⁺ (souvent un doublet non liant pour accueillir le H⁺)

à chaque acide correspond une base -> notion de couple

I — Le couple acide / base

couple = un acide AH + sa base conjuguée A⁻ (échange d'un H⁺)

AH ⇌ A⁻ + H⁺ (noté AH / A⁻)

acide à gauche, base à droite · demi-équation

Mémo

acide et base conjuguée diffèrent d'un seul H⁺ (et d'une charge −)

ex : NH₄⁺ / NH₃ · H₃O⁺ / H₂O

I — Les couples à connaître PAR CŒUR

Acide	Base conj.	Nom
H₃O⁺	H₂O	hydronium / eau
H₂O	HO⁻	eau / hydroxyde
CH₃COOH	CH₃COO⁻	éthanoïque / éthanoate
NH₄⁺	NH₃	ammonium / ammoniac
CO₂,H₂O	HCO₃⁻	dioxyde C / hydrogénocarbonate
HCO₃⁻	CO₃²⁻	hydrogénocarbonate / carbonate

Mémo

l'eau apparaît dans 2 couples (H₃O⁺ / H₂O et H₂O / HO⁻) -> elle est amphotère

I — La réaction acido-basique

= transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre

A₁H + A₂⁻ → A₁⁻ + A₂H

Méthode

① écrire les 2 demi-équations (l'acide cède · la base capte)

② additionner en simplifiant le H⁺ -> bilan sans H⁺ libre

Mémo

le H⁺ ne figure JAMAIS dans le bilan final (transféré directement)

Ex — CH₃COOH + soude (Na⁺+HO⁻)

demi-éq.CH₃COOH = CH₃COO⁻ + H⁺ (cède)

HO⁻ + H⁺ = H₂O (capte)

additionner -> H⁺ se simplifie :

CH₃COOH + HO⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O

couples : CH₃COOH / CH₃COO⁻ et H₂O / HO⁻

I — Les espèces amphotères

amphotère (ampholyte) = se comporte en acide OU en base (appartient à 2 couples)

ex : l'eau H₂O · l'ion HCO₃⁻ · les acides aminés

Mémo

amphotère = « double jeu » : figure une fois à gauche (acide) et une fois à droite (base)

Ex — HCO₃⁻ est amphotère

2 couplesCO₂,H₂O / HCO₃⁻ (base) et HCO₃⁻ / CO₃²⁻ (acide)

il capte : HCO₃⁻ + H⁺ = CO₂ + H₂O

il cède : HCO₃⁻ = CO₃²⁻ + H⁺

-> HCO₃⁻ fait les deux = amphotère ✓

II — Les 4 familles organiques

Famille	Groupe	Rôle
acide carboxylique	−COOH	acide (cède H)
ion carboxylate	−COO⁻	base conjuguée
amine	−NH₂	base (capte H⁺)
ion ammonium	−NH₃⁺	acide conjugué

Mémo

le H « acide » du −COOH = celui de la liaison O−H polarisée

une amine (−NH₂) est basique grâce au doublet de l'azote

Ex — l'acide lactique

CH₃–CHOH–COOH : groupes carboxyle −COOH et hydroxyle −OH

la liaison O−H du carboxyle est polarisée -> ce H peut être cédé

-> acide carboxylique · base conjuguée : CH₃–CHOH–COO⁻ (lactate)

⚠ Piège

le −OH (hydroxyle) n'est PAS le H acide ! seul le H du −COOH part

III — La définition du pH

pH = −log([H₃O⁺]c⁰) ≈ −log[H₃O⁺]

[H₃O⁺] en mol·L⁻¹ · c⁰ = 1 mol·L⁻¹ · pH sans unité

réciproque : [H₃O⁺] = c⁰·10^−pH

Interprétation

pH bas (0–7) -> beaucoup de H₃O⁺ -> acide

pH haut (7–14) -> peu de H₃O⁺ -> basique

Mémo (échelle log)

+1 de pH = [H₃O⁺] ÷ 10 · pH 3 est 100× plus acide que pH 5

III — Propriétés du log décimal

log(10ⁿ)

log(a×b)

log a + log b

log(ab)

log a − log b

astuce : log(a×10⁻ⁿ) = log a − n

Valeurs utiles

log 1 = 0 · log 10 = 1 · log 2 ≈ 0,30 · log 3,2 ≈ 0,51

Mémo

séparer la mantisse (log a) et la puissance de 10 (−n)

ex : log(3,2×10⁻⁷) = 0,51 − 7

III — Mesurer le pH

pH-mètresonde -> tension liée à [H₃O⁺] · à étalonner (solutions tampons) · ±0,1

papier pHchange de couleur · rapide mais imprécis (±0,5)

indicateurs colorés(BBT, phénolphtaléine) : virent à un pH donné

Mémo

le pH dépend de la température -> toujours « à 25 °C »

étalonner le pH-mètre AVANT toute mesure

III — Dilutions ×10 : vérifier pH=−log[H₃O⁺]

Dilution	[H₃O⁺]	pH
solution	1,0×10⁻²	2,0
×10	1,0×10⁻³	3,0
×100	1,0×10⁻⁴	4,0

chaque ×10 -> [H₃O⁺] ÷ 10 -> pH + 1 ✓

Mémo

diluer un acide = le rendre moins acide -> pH augmente (vers 7)

III — Calcul : pH -> [H₃O⁺] (sang, pH=7,4)

[H₃O⁺]	=	c⁰·10^−pH
	=	1,0×10^−7,4

10^−7,4 = 10⁻⁸×10^0,6 = 10⁻⁸×3,98

-> [H₃O⁺] ≈ 4,0×10⁻⁸ mol·L⁻¹

⚠ Piège calculatrice

taper 10^(−7,4) avec parenthèses (pas 10^−7,4 séparé)

III — Calcul : [H₃O⁺] -> pH ([H₃O⁺]=3,2×10⁻⁷)

pH	=	−log[H₃O⁺]
	=	−log(3,2×10⁻⁷)

= −(log 3,2 + log 10⁻⁷) = −(0,51 − 7)

-> pH ≈ 6,5 (< 7 -> acide)

IV — Produit ionique de l'eau Ke

autoprotolyse : 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻

Ke = [H₃O⁺]·[HO⁻] = 10⁻¹⁴ (25 °C) · pKe = −log Ke = 14

[HO⁻] = Ke[H₃O⁺] (et inversement)

Mémo

neutre (25 °C) : [H₃O⁺] = [HO⁻] = 10⁻⁷ -> pH = 7

Ke relie TOUJOURS [H₃O⁺] et [HO⁻] · valable en toute solution aqueuse

IV — L'échelle de pH (25 °C)

de 0 à 14 · point neutre à 7 :

pH < 7 : acide ([H₃O⁺] > [HO⁻])

pH = 7 : neutre ([H₃O⁺] = [HO⁻])

pH > 7 : basique ([H₃O⁺] < [HO⁻])

Repères

citron ≈ 2 · eau pure 7 · savon ≈ 9 · soude ≈ 14 · échelle logarithmique

IV — Exploiter Ke (pH = 4,2)

[H₃O⁺] = 10^−4,2 = 10⁻⁵×10^0,8 = 6,3×10⁻⁵ mol·L⁻¹

[HO⁻]	=	10⁻¹⁴6,3×10⁻⁵
	=	1,6×10⁻¹⁰ mol·L⁻¹

rapport [H₃O⁺][HO⁻] = 4×10⁵ > 10³

-> [HO⁻] négligeable : milieu nettement acide

V — Acides forts & bases fortes

acide fortréagit totalement (flèche →) : AH + H₂O → A⁻ + H₃O⁺

-> [H₃O⁺] = c · ex : HCl, HNO₃, H₂SO₄

base fortecapte totalement -> [HO⁻] = c · ex : NaOH, KOH

Mémo

fort = total (→) -> [H₃O⁺] = c directement · faible = équilibre (⇌)

V — Tableau d'avancement (acide fort)

réaction totale -> x_max = n₀ (réactif entièrement consommé)

HCl+H₂O→	n(HCl)	n(Cl⁻)	n(H₃O⁺)
initial	n₀	0	0
en cours	n₀−x	x	x
final	0	n₀	n₀

-> à la fin : n(H₃O⁺) = n₀

Mémo

réaction totale -> réactif limitant à 0 · n(H₃O⁺) = n₀

V — pH d'un acide fort / base forte

acide fort[H₃O⁺] = c -> pH = −log c

base forte[HO⁻] = c -> [H₃O⁺] = Kec -> pH = 14 + log c

valable si c pas trop faible (sinon autoprotolyse compte)

Mémo

acide fort = −log c · base forte = 14 + log c

diluer ×10 : acide pH +1 · base pH −1

V — Ex : pH d'un acide fort (HCl)

5,2×10⁻⁴ mol de HCl dans 200 mL · totale -> n(H₃O⁺)=n₀

[H₃O⁺]	=	n₀V
	=	5,2×10⁻⁴200×10⁻³
	=	2,6×10⁻³ mol·L⁻¹

pH	=	−log(2,6×10⁻³)
	=	−(0,41 − 3)
	=	2,6 (< 7 ✓)

⚠ Piège volume

convertir 200 mL = 200×10⁻³ L AVANT de diviser !

V — Ex : pH d'une base forte (NaOH)

500 mg de NaOH dans 1,00 L · M = 40,0 g·mol⁻¹

n	=	mM
	=	0,50040,0
	=	1,25×10⁻² mol -> c
	=	1,25×10⁻² mol·L⁻¹

pH	=	14 + log c
	=	14 + log(1,25×10⁻²)
	=	12,1 (> 7 ✓)

dilution ×10 -> c'=1,25×10⁻³ -> pH' ≈ 11,1 (−1 ✓)

Formulaire du chapitre

① couple : AH ⇌ A⁻ + H⁺ · acide cède, base capte

② pH = −log[H₃O⁺] · [H₃O⁺] = 10^−pH

③ Ke = [H₃O⁺]·[HO⁻] = 10⁻¹⁴ (25 °C)

④ acide fort : pH = −log c

⑤ base forte : pH = 14 + log c

⚠ Les pièges à éviter

calculatrice : 10^(−pH) avec parenthèses · log(a×10⁻ⁿ) = log a − n

convertir le volume (mL → L) avant [H₃O⁺] = n / V

le H acide du −COOH, pas celui du −OH

fort = total (→) · faible = équilibre (⇌)

amphotère : figure comme acide ET comme base (2 couples)

🎤 Grand Oral

le sang régule son pH ?tampon HCO₃⁻ (hydrogénocarbonate)

acidification des océans ?CO₂ dissous -> H₂CO₃

le pH de l'estomac ?≈ 2, aide la digestion (enzymes)

pH d'un sol ?pour l'agriculture (disponibilité des nutriments)