Ouvre le robinet, verse un jus de bissap bien frais, regarde une pile de voiture ou le savon qui mousse sous tes mains : dans presque tous les cas, tu manipules une solution aqueuse, c'est-à-dire une espèce chimique dissoute dans l'eau. Depuis la classe de troisième, tu sais que l'eau « dissout » certains solides et que le mot « acide » désigne quelque chose qui pique ou qui corrode. Ce chapitre te donne enfin les outils pour comprendre pourquoi : comment un cristal se dissout, comment on chiffre la « force » d'un acide grâce au pH, et comment une réaction acide-base n'est jamais qu'un simple échange de particules H⁺ entre deux espèces.
Ces notions ne sont pas que théoriques. Le pH conditionne la fertilité d'un sol agricole à Bamako comme à Douala, la conservation d'un jus de fruit, le bon fonctionnement de ton estomac, la qualité de l'eau d'un forage à Ndjamena. Elles sont aussi au cœur de la sécurité : savoir diluer un acide sans se brûler, lire un pictogramme de danger, sont des réflexes que tout scientifique doit avoir avant même de mettre une blouse.
Par rapport au collège, deux changements majeurs t'attendent. D'abord, tu quittes la définition floue d'Arrhenius pour la théorie de Brönsted, plus générale et plus puissante, fondée sur le transfert d'un ion hydrogène H⁺. Ensuite, tu apprends à calculer : concentration des ions dans une solution, pH d'un acide fort, distinction chiffrée entre acide fort et acide faible. C'est un chapitre dense mais très concret — garde toujours un exemple de la vie courante en tête pour donner du sens aux formules.
1Acide et base selon Brönsted
1.1 L'eau, solvant polaire : dissolution et solvatation
Une solution aqueuse est un mélange homogène obtenu en dissolvant une espèce chimique (le soluté) dans l'eau (le solvant). Si l'eau dissout aussi bien le sel de cuisine que le sucre ou certains gaz, c'est grâce à une propriété de sa molécule : sa polarité.
Définition
Dans la molécule d'eau H2O, l'atome d'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène : il attire vers lui les électrons des liaisons O–H. Il porte donc une charge partielle négative δ−, tandis que chaque hydrogène porte une charge partielle positive δ+. La molécule, coudée, est un dipôle électrique : on dit qu'elle est polaire.
Quand un solide ionique comme le chlorure de sodium NaCl est plongé dans l'eau, les dipôles d'eau viennent « attaquer » le cristal : leur pôle négatif (l'oxygène) est attiré par les cations Na+, leur pôle positif (les hydrogènes) par les anions Cl−. Les ions sont arrachés un à un du réseau cristallin, puis chacun s'entoure de molécules d'eau orientées : c'est la solvatation.
Figure 1 — À gauche, la molécule d'eau H2O est un dipôle électrique : l'oxygène porte une charge partielle δ−, les hydrogènes une charge partielle δ+. À droite, cette polarité permet à l'eau de solvater un ion : les molécules d'eau s'orientent en couronne, pôle négatif vers le cation.
Méthode — écrire l'équation de dissolution d'un solide ionique
On place le solide en réactif, avec l'indication (s), puis chaque ion produit en produit avec l'indication (aq) (« aqueux »), affecté de son coefficient stœchiométrique pour respecter la formule du solide et la conservation des charges.
Exemple — dissolution du chlorure de sodium
Le solide NaCl(s) contient autant d'ions Na+ que d'ions Cl−.
NaCl(s)eauNa(aq)++Cl(aq)−
Figure 2 — Le cristal ionique de NaCl est un empilement alterné d'ions Na+ et Cl−. Au contact de l'eau, chaque ion est arraché du réseau puis solvaté. Équation : NaCl(s)eauNa(aq)++Cl(aq)−.
Exemple — dissolution du sulfate de sodium
Le solide Na2SO4 contient deux ions Na+ pour un ion SO42− : il faut le coefficient 2 devant Na+.
Na2SO4(s)eau2Na(aq)++SO42−(aq)
1.2 Concentration molaire, concentration des ions, électroneutralité
Définition
La concentration molaireC d'une espèce en solution est la quantité de matière n (en mol) de cette espèce, rapportée au volume V (en L) de la solution :
C=Vn(C en mol⋅L−1)
Attention
Ne confonds pas la concentration C du soluté apporté (le sel que l'on a dissous) et la concentration de chaque ion en solution : elles ne sont égales que si la dissolution libère un seul ion de chaque sorte, avec un coefficient 1. Pour Na2SO4, [Na+]=2C et non C !
Méthode — calculer la concentration des ions
On écrit d'abord l'équation de dissolution. Le coefficient stœchiométrique de chaque ion donne le facteur multiplicatif à appliquer à la concentration C du soluté apporté.
Exemple — concentrations ioniques d'une solution de sulfate de sodium
On dissout n=0,20mol de Na2SO4 dans une fiole jaugée que l'on complète à V=500mL d'eau distillée.
C=Vn=0,5000,20
=0,40mol⋅L−1
[Na+]=2C=0,80mol⋅L−1coefficient 2 devant Na⁺
[SO42−]=C=0,40mol⋅L−1
Propriété — électroneutralité
Une solution est toujours électriquement neutre : la somme des charges positives portées par les cations est égale, en valeur absolue, à la somme des charges négatives portées par les anions.
Reprenons la solution de sulfate de sodium précédente : un seul cation Na+ (charge +1) et un seul anion SO42− (charge −2).
charges positives =1×[Na+]=1×0,80
=0,80mol⋅L−1
charges négatives =2×[SO42−]=2×0,40
=0,80mol⋅L−1égalité vérifiée : la solution est neutre
1.3 La théorie d'Arrhenius (1884)
La première définition scientifique des acides et des bases est due au chimiste suédois Svante Arrhenius.
Définition d'Arrhenius
Un acide est une espèce qui, dissoute dans l'eau, libère des ions hydrogèneH+. Une base est une espèce qui, dissoute dans l'eau, libère des ions hydroxydeOH−.
Chimie & Co — De l'oxygène à l'hydrogène
En 1777, Antoine Lavoisier pense avoir trouvé le principe universel de l'acidité : il baptise un gaz nouvellement isolé « oxygène », du grec oxys (acide) et gennan (engendrer), persuadé que tout acide en contient. L'hypothèse tient plusieurs décennies… jusqu'à ce qu'en 1810 le chimiste anglais Humphry Davy analyse le gaz chlorhydrique HCl et démontre qu'il ne renferme aucun atome d'oxygène, seulement de l'hydrogène et du chlore. Il faudra attendre Arrhenius, en 1884, pour qu'un lien correct soit établi : c'est l'hydrogène, libéré sous forme d'ions H+ en solution, qui caractérise un acide.
Attention
La théorie d'Arrhenius fonctionne bien pour HCl ou NaOH, mais elle est incomplète : elle ne s'applique qu'en solution aqueuse, et elle n'explique pas pourquoi l'ammoniac NH3, qui ne contient pourtant aucun groupe OH, se comporte comme une base. Il fallait une théorie plus générale.
1.4 La théorie de Brönsted : transfert de H⁺
En 1923, une nouvelle définition, plus large, s'impose : elle ne repose plus sur la nature du produit libéré, mais sur l'échange d'une particule entre deux espèces.
Définition de Brönsted
Un acide de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène H+ (un proton). Une base de Brönsted est une espèce chimique capable de capter un ion H+.
acide⇌base+H+
Cette définition explique immédiatement le comportement de l'ammoniac : sa molécule possède un doublet non liant sur l'atome d'azote, capable de capter un H+ cédé par l'eau.
Exemple — deux réactions acide-base avec l'eau
HCl+H2O→Cl−+H3O+HCl cède un H⁺, l'eau le capte
NH3+H2O⇌NH4++OH−l'ammoniac capte un H⁺, l'eau le cède
Remarque essentielle : dans la première réaction, l'eau se comporte comme une base (elle capte H+) ; dans la seconde, elle se comporte comme un acide (elle cède H+). L'eau est dite amphotère : elle peut jouer les deux rôles. C'est ce mécanisme de transfert de proton entre deux couples que nous détaillons dans la section suivante.
2Couples acide/base
2.1 Couple acide/base conjugué
Définition
Un couple acide/base est formé de deux espèces chimiques, notées acide/base, reliées par l'échange d'un unique ion H+ :
acide⇌base+H+
On dit que l'acide et la base sont conjugués l'un de l'autre.
Méthode — passer de l'acide à la base conjuguée
On retire un H+ à la formule de l'acide : le nombre d'hydrogènes diminue de 1 et la charge globale diminue de 1 (elle devient plus négative, ou moins positive).
Exemple — deux couples usuels
CH3COOH⇌CH3COO−+H+couple acide éthanoïque / ion éthanoate
NH4+⇌NH3+H+couple ion ammonium / ammoniac
L'eau appartient à deux couples différents, ce qui traduit son caractère amphotère : le couple H3O+/H2O, dans lequel elle joue le rôle de base, et le couple H2O/OH−, dans lequel elle joue le rôle d'acide.
2.2 Réaction acide-base : transfert de H⁺ entre deux couples
Théorème
Toute réaction acide-base est le résultat de la rencontre de deux couples acide/base, acide1/base1 et acide2/base2 : l'acide du premier couple cède un H+ que capte la base du second couple.
acide1+base2→base1+acide2
Figure 3 — L'acide éthanoïque cède un H+ que l'eau capte : le proton passe du couple CH3COOH/CH3COO− au couple H3O+/H2O. Bilan : CH3COOH+H2O⇌CH3COO−+H3O+.
Chimie & Co — Une même idée, deux savants
En 1923, le chimiste danois Johannes Brönsted publie à Copenhague sa théorie du transfert de proton. La même année, à Cambridge, le chimiste anglais Thomas Lowry formule indépendamment une idée quasi identique. C'est pourquoi les manuels anglo-saxons parlent souvent de théorie « de Brönsted-Lowry ». Cette convergence n'a rien d'un hasard : elle répondait à une difficulté bien connue de toute la communauté scientifique de l'époque, l'impossibilité d'expliquer le comportement basique de l'ammoniac avec la seule théorie d'Arrhenius.
Méthode — écrire l'équation d'une réaction acide-base
On identifie les deux couples en présence, on écrit leurs deux demi-équations, puis on les additionne après avoir multiplié si besoin pour faire disparaître les H+ libres.
Exemple — réaction entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac
Couples en présence : CH3COOH/CH3COO− et NH4+/NH3.
CH3COOH⇌CH3COO−+H+
NH3+H+⇌NH4+
+CH3COOH+NH3⇌CH3COO−+NH4+les H⁺ se simplifient
Attention
Un piège classique : dans l'équation bilan, chaque espèce apparaît une seule fois comme acide de son couple ou comme base de son couple, jamais les deux à la fois. Vérifie toujours que le H+ échangé n'apparaît plus dans l'équation finale : c'est une espèce transférée, pas un produit.
3Autoprotolyse de l'eau et produit ionique
3.1 Autoprotolyse de l'eau
L'eau pure elle-même conduit très faiblement le courant électrique : elle contient donc quelques ions. Cela s'explique par une réaction entre deux molécules d'eau, l'une jouant le rôle d'acide, l'autre de base.
Définition
L'autoprotolyse de l'eau est la réaction, très limitée, au cours de laquelle une molécule d'eau cède un H+ à une autre molécule d'eau :
2H2O⇌H3O++OH−
3.2 Produit ionique de l'eau
Propriété
Dans toute solution aqueuse, à 25°C, le produit des concentrations en ions H3O+ et OH− est une constante, appelée produit ionique de l'eauKe :
Ke=[H3O+][OH−]=1,0×10−14aˋ25°C
Exemple — déduire [OH⁻] connaissant [H₃O⁺]
Une solution a pour concentration [H3O+]=1,0×10−3mol⋅L−1.
Ke=[H3O+][OH−]
⇒[OH−]=[H3O+]Ke=1,0×10−31,0×10−14
=1,0×10−11mol⋅L−1
3.3 Solutions acide, neutre, basique
Théorème
À 25°C, on compare [H3O+] et [OH−] :
solution acide : [H3O+]>[OH−], soit [H3O+]>1,0×10−7mol⋅L−1 ;
solution neutre : [H3O+]=[OH−]=1,0×10−7mol⋅L−1 ;
solution basique : [H3O+]<[OH−], soit [H3O+]<1,0×10−7mol⋅L−1.
Exemple — nature d'une solution
Une solution a pour concentration [H3O+]=4,0×10−9mol⋅L−1, très inférieure à 1,0×10−7mol⋅L−1 : cette solution est basique.
4pH et concentration
4.1 Définition du pH
Définition
Le pH (potentiel hydrogène) d'une solution aqueuse est défini, pour 10−14⩽[H3O+]⩽1mol⋅L−1, par :
pH=−log[H3O+]soit[H3O+]=10−pH
où [H3O+] est exprimée en mol⋅L−1. Le pH est un nombre sans unité.
Attention
Erreur fréquente au bac : écrire « pH =2mol⋅L−1 ». Le pH n'a jamais d'unité, c'est un logarithme. Seule la concentration [H3O+] s'exprime en mol⋅L−1.
Méthode — passer du pH à la concentration, et réciproquement
Pour trouver [H3O+] à partir du pH, on calcule 10−pH à la calculatrice. Pour trouver le pH à partir de [H3O+], on calcule −log[H3O+].
Exemple — deux calculs de routine
solution à [H3O+]=2,5×10−4mol⋅L−1
pH=−log(2,5×10−4)
≈3,6
solution à pH=9,0
[H3O+]=10−9,0
=1,0×10−9mol⋅L−1
4.2 Mesure du pH
Le pH se mesure de trois façons, de la plus simple à la plus précise : le papier pH (imbibé d'indicateurs colorés, il change de teinte selon le pH et se compare à une échelle de couleurs) ; les indicateurs colorés liquides (quelques gouttes suffisent) ; le pH-mètre, appareil électronique équipé d'une électrode, précis au centième d'unité près, mais qu'il faut étalonner avant chaque série de mesures avec des solutions tampons de pH connu.
Exemple — un indicateur naturel : le bissap
L'infusion de fleurs d'hibiscus séchées, le bissap (ou karkadé), doit sa couleur à des pigments naturels, les anthocyanes, très sensibles au pH. En milieu acide (jus de citron ajouté), la boisson reste rouge vif ; en présence d'une base (une pincée de bicarbonate), sa couleur vire nettement vers le violet-bleuté. C'est un indicateur coloré naturel, utilisable en l'absence de réactifs de laboratoire.
Chimie & Co — L'invention du pH
C'est le chimiste danois Søren Sørensen, directeur du laboratoire de chimie des brasseries Carlsberg à Copenhague, qui invente la notation « pH » en 1909, pour standardiser le contrôle qualité de la fabrication de la bière — un procédé très sensible à l'acidité du milieu. Son échelle logarithmique, initialement outil industriel, est devenue un standard universel de toute la chimie des solutions.
4.3 Échelle de pH
À 25°C, le pH d'une solution aqueuse usuelle s'étend de 0 (très acide) à 14 (très basique), la valeur 7 marquant la neutralité.
Figure 4 — L'échelle de pH avec quelques repères : acide de batterie (pH ≈ 0,5), jus de citron (pH ≈ 2,2), bissap (pH ≈ 2,8), lait (pH ≈ 6,5), eau pure (pH = 7, neutre), eau de mer (pH ≈ 8,2), eau savonneuse — savon noir (pH ≈ 10), eau de Javel (pH ≈ 12,5).
Retiens la règle générale : plus le pH est petit, plus la solution est acide, c'est-à-dire plus [H3O+] est grande. Une variation d'une seule unité de pH correspond à une concentration en H3O+ multipliée ou divisée par 10 : l'échelle de pH est logarithmique.
5Acides forts et acides faibles
5.1 Acide fort : dissociation totale
Définition
Un acide fort est un acide qui réagit totalement avec l'eau : toutes les molécules introduites sont transformées en ions. La réaction s'écrit avec une flèche simple →, et non une double flèche ⇌.
Pour une solution d'acide fort monoacide de concentration apportée C (et C⩾10−6mol⋅L−1 environ) :
pH=−logC
Démonstration
Soit HA un acide fort de concentration apportée C. La réaction étant totale :
[A−]=Ctout HA est transformé
électroneutralité : [H3O+]=[A−]+[OH−]un seul cation, deux anions
en milieu acide, [OH−]≪[A−]approximation valable si C n'est pas trop faible
⇒[H3O+]≈[A−]=C
⇒pH=−log[H3O+]=−logC
Méthode — calculer un pH d'acide fort, ou l'inverse
Connaissant C, on calcule directement pH=−logC. Connaissant le pH, on remonte à C=10−pH.
Exemple — deux calculs sur l'acide chlorhydrique
solution de HCl à C=5,0×10−3mol⋅L−1
pH=−log(5,0×10−3)
≈2,3
autre solution de HCl, mesurée à pH=1,7
C=10−1,7
≈2,0×10−2mol⋅L−1
5.3 Acide faible : dissociation partielle
Définition
Un acide faible ne réagit que partiellement avec l'eau : à l'équilibre, il subsiste des molécules d'acide non dissociées à côté des ions formés. La réaction s'écrit avec une double flèche ⇌.
Exemple — l'acide éthanoïque du vinaigre
CH3COOH+H2O⇌CH3COO−+H3O+. Pour une solution de concentration apportée C=1,0×10−2mol⋅L−1, la mesure donne pH≈3,4, alors qu'un acide fort de même concentration donnerait pH=−log(10−2)=2,0. Le pH mesuré est plus grand : moins d'ions H3O+ ont été formés, preuve que la dissociation est incomplète.
Attention
Piège classique du bac : « fort » et « concentré » sont deux notions différentes. Un acide fort très dilué reste un acide fort (il se dissocie totalement, quelle que soit sa concentration) ; un acide faible très concentré reste un acide faible (une partie seulement des molécules réagit). La force d'un acide dépend de sa nature chimique, pas de la quantité dissoute.
5.4 Dangers et sécurité
Les acides concentrés sont corrosifs : ils attaquent la peau, les yeux, les métaux. Diluer un acide concentré libère beaucoup de chaleur (réaction exothermique) : si l'on verse de l'eau dans l'acide, l'eau ajoutée peut se vaporiser brutalement au contact et projeter des gouttelettes d'acide concentré. La règle de sécurité est donc stricte et ne souffre aucune exception.
Figure 5 — Pictogrammes de sécurité à connaître avant toute manipulation d'un acide ou d'une base concentrés, et règle de dilution : on verse toujours l'acide dans l'eau, en petites quantités et en agitant, jamais l'inverse.
6Bases fortes et faibles
6.1 Base forte : dissociation totale
Définition
Une base forte est une base qui réagit totalement avec l'eau. Les hydroxydes de métaux alcalins, comme la soude NaOH ou la potasse KOH, s'y dissolvent en libérant directement l'ion hydroxyde.
Exemple — dissolution de la soude
NaOH(s)eauNa(aq)++OH(aq)−dissociation totale, comme un sel
6.2 pH d'une solution de base forte
Théorème
Pour une solution de base forte de concentration apportée C (et C⩾10−6mol⋅L−1 environ), à 25°C :
pH=14+logC
Démonstration
Soit BOH une base forte de concentration apportée C.
[OH−] provient essentiellement de la dissociation totale : [OH−]≈Con néglige l'apport, très faible, de l'autoprotolyse
Ke=[H3O+][OH−]
⇒[H3O+]=CKe
⇒pH=−log(CKe)=−logKe+logC
=14+logCcar −logKe=−log(10−14)=14
Exemple — pH d'une solution de soude
solution de NaOH à C=2,0×10−3mol⋅L−1
pH=14+log(2,0×10−3)
=14−2,7
≈11,3
6.3 Base faible : l'exemple de l'ammoniac
Définition
Une base faible ne réagit que partiellement avec l'eau ; à l'équilibre, la majeure partie de la base reste sous forme moléculaire.
Exemple — l'ammoniac, base faible
NH3+H2O⇌NH4++OH−. Une solution d'ammoniac à C=1,0×10−2mol⋅L−1 a un pH mesuré voisin de 10,6, alors qu'une base forte de même concentration donnerait pH=14+log(10−2)=12,0. Le pH mesuré, plus faible, confirme que la dissociation de l'ammoniac est incomplète.
6.4 Dangers et sécurité des bases fortes
La soude et la potasse concentrées sont tout aussi corrosives que les acides forts, et parfois plus insidieuses : elles ne piquent pas immédiatement au contact de la peau, mais attaquent les tissus en profondeur (elles « savonnifient » les graisses cutanées). Les mêmes pictogrammes de danger (figure 5) et les mêmes équipements de protection individuelle — gants, lunettes — sont exigés, et l'on dissout toujours la soude solide dans l'eau, lentement, jamais l'inverse.
Fiche mémo
Eau polaire → solvatation des ions ; dissolution : NaCl(s)→Na(aq)++Cl(aq)−.
Concentration molaire C=Vn ; concentration d'un ion = C× son coefficient stœchiométrique.
Électroneutralité : somme des charges positives = somme des charges négatives.
Arrhenius : acide libère H+, base libère OH− (théorie limitée à l'eau).
Brönsted : acide = espèce qui cède H⁺ ; base = espèce qui capte H⁺.
Couple acide/base : acide⇌base+H+. Réaction acide-base = transfert de H⁺ entre deux couples.
Autoprotolyse de l'eau : 2H2O⇌H3O++OH− ; Ke=[H3O+][OH−]=10−14 à 25°C.
Acide faible : dissociation partielle (⇌) ; pH mesuré supérieur à celui d'un acide fort de même C.
Base forte : dissociation totale ; pH=14+logC.
Base faible (ex. NH3) : dissociation partielle ; pH mesuré inférieur à celui d'une base forte de même C.
Sécurité : toujours verser l'acide (ou la base solide) dans l'eau, jamais l'inverse — dilution très exothermique.
7Exercices corrigés
Niveau 1 — Application directe
1
Pour chacune des espèces suivantes, indique si elle peut être un acide de Brönsted, une base de Brönsted, ou les deux (espèce amphotère) : HCl ; NH3 ; H2O ; CH3COO−.
Voir le corrigé détaillé
HCl : peut céder un H+ (donne Cl−) → acide uniquement.
NH3 : porte un doublet non liant, capable de capter un H+ (donne NH4+) → base uniquement.
H2O : peut céder un H+ (→ OH−) ou en capter un (→ H3O+) → espèce amphotère.
CH3COO− : peut capter un H+ pour redonner CH3COOH → base uniquement.
2
Donne la base conjuguée de HNO3, de H3O+ et de NH4+ ; puis l'acide conjugué de OH− et de CH3COO−.
Voir le corrigé détaillé
On retire un H+ pour trouver la base conjuguée, on en ajoute un pour trouver l'acide conjugué.
base conjuguée de HNO3 : NO3−
base conjuguée de H3O+ : H2O
base conjuguée de NH4+ : NH3
acide conjugué de OH− : H2O
acide conjugué de CH3COO− : CH3COOH
3
On dissout du chlorure de calcium CaCl2 dans l'eau, à la concentration apportée C=0,15mol⋅L−1. Écris l'équation de dissolution, puis donne les concentrations [Ca2+] et [Cl−].
Voir le corrigé détaillé
CaCl2(s)eauCa(aq)2++2Cl(aq)−
[Ca2+]=C=0,15mol⋅L−1
[Cl−]=2C=0,30mol⋅L−1coefficient 2 devant Cl⁻
4
Donne [H3O+] pour pH=4,0 puis pour pH=9,5. Donne le pH pour [H3O+]=1,0×10−6mol⋅L−1 puis pour [H3O+]=3,2×10−2mol⋅L−1.
Voir le corrigé détaillé
pH=4,0⇒[H3O+]=10−4,0=1,0×10−4mol⋅L−1
pH=9,5⇒[H3O+]=10−9,5≈3,2×10−10mol⋅L−1
[H3O+]=1,0×10−6⇒pH=6,0
[H3O+]=3,2×10−2⇒pH=−log(3,2×10−2)≈1,5
5
Classe ces quatre solutions par pH croissant, en précisant si chacune est acide, neutre ou basique : A ([H3O+]=1,0×10−2mol⋅L−1) ; B (pH=7,0) ; C ([OH−]=1,0×10−2mol⋅L−1) ; D ([H3O+]=5,0×10−9mol⋅L−1).
Voir le corrigé détaillé
A : pH=−log(1,0×10−2)=2,0acide
B : pH=7,0neutre
C : [H3O+]=[OH−]Ke=10−210−14=10−12, donc pH=12,0basique
D : pH=−log(5,0×10−9)≈8,3basique
Ordre croissant : A (2,0) < B (7,0) < D (8,3) < C (12,0).
Niveau 2 — Approfondissement
6
Une solution d'acide nitrique HNO3 (acide fort) a pour concentration C=4,0×10−3mol⋅L−1. Calcule son pH.
Voir le corrigé détaillé
acide fort : pH=−logC
=−log(4,0×10−3)
≈2,4
7
Une solution d'acide chlorhydrique a un pH mesuré de 2,0. Calcule sa concentration C, puis la concentration en ions Cl−.
Une solution d'hydroxyde de potassium KOH (base forte) a pour concentration C=8,0×10−4mol⋅L−1. Calcule son pH.
Voir le corrigé détaillé
base forte : pH=14+logC
=14+log(8,0×10−4)
=14−3,1
≈10,9
9
On dissout n=0,10mol de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 dans V=250mL d'eau. Calcule C, les concentrations [Al3+] et [SO42−], et vérifie l'électroneutralité.
Deux solutions ont la même concentration apportée C=1,0×10−2mol⋅L−1 : l'une d'acide chlorhydrique (acide fort), l'autre d'acide éthanoïque (acide faible). Sans calculer le pH exact de la seconde, explique pourquoi leurs pH diffèrent, et précise laquelle a le pH le plus grand.
Voir le corrigé détaillé
L'acide chlorhydrique se dissocie totalement : [H3O+]=C, d'où pH=−log(10−2)=2,0 exactement. L'acide éthanoïque, acide faible, ne se dissocie que partiellement : la concentration réellement formée en H3O+ est inférieure à C. Son pH est donc supérieur à 2,0 : la solution d'acide éthanoïque est la moins acide des deux.
Niveau 3 — Défi
11
On dissout m=2,92g de chlorure de sodium NaCl (M=58,5g⋅mol−1) dans de l'eau distillée, pour obtenir V=200mL de solution.
Calcule la quantité de matière n de NaCl dissous, puis la concentration C de la solution.
Donne les concentrations [Na+] et [Cl−], et vérifie l'électroneutralité.
On ajoute, sans changer le volume, de l'acide chlorhydrique jusqu'à une concentration apportée C′=1,0×10−3mol⋅L−1 (acide fort). Calcule le pH de la solution finale (on admet que [H3O+] provient uniquement de cet ajout).
Voir le corrigé détaillé
1.
n=Mm=58,52,92
≈0,0500mol
C=Vn=0,2000,0500
=0,250mol⋅L−1
2. NaCl est un solide 1:1.
[Na+]=[Cl−]=C=0,250mol⋅L−1
charges positives =0,250 ; charges négatives =0,250un seul cation, un seul anion, même coefficient : électroneutralité immédiate
3.
pH=−logC′=−log(1,0×10−3)
=3,0
12
Une solution d'acide chlorhydrique a un pH initial pH0=1,0.
Calcule la concentration initiale C0.
On prélève V0=10,0mL de cette solution, que l'on dilue jusqu'à V1=1,00L avec de l'eau distillée. Calcule la concentration C1 après dilution, sachant que la quantité de matière d'acide se conserve : C0V0=C1V1.
Calcule le nouveau pH, et vérifie qu'une dilution par 100 augmente le pH de 2 unités.
Voir le corrigé détaillé
1.
C0=10−pH0=10−1,0
=0,10mol⋅L−1
2.
C1=V1C0V0=1,000,10×0,0100
=1,0×10−3mol⋅L−1
3.
pH1=−log(1,0×10−3)=3,0
pH1−pH0=3,0−1,0=2,0une dilution par 10² multiplie C par 10⁻² donc ajoute 2 au pH
13
Une usine de traitement d'eau utilise de la soude pour neutraliser un effluent acide.
Une cuve contient V=5,0m3 d'effluent, assimilé à une solution d'acide fort de pH=2,0. Calcule la quantité de matière d'ions H3O+ présente dans la cuve.
On veut ajouter juste assez de soude solide (M(NaOH)=40,0g⋅mol−1) pour neutraliser exactement ces ions, selon H3O++OH−→2H2O. Calcule la masse de soude nécessaire.
On ajoute en réalité m=25,0kg de soude. Calcule le pH final de la cuve (volume supposé inchangé, V=5,0m3).
Voir le corrigé détaillé
1.V=5,0m3=5,0×103L.
[H3O+]=10−2,0=1,0×10−2mol⋅L−1
n(H3O+)=[H3O+]×V=1,0×10−2×5,0×103
=50mol
2. La réaction est 1:1, donc n(NaOH)neˊcessaire=n(H3O+)=50mol.
mneˊcessaire=n×M=50×40,0
=2,0×103g=2,0kg
3. On ajoute 25,0kg, très supérieur aux 2,0kg nécessaires : la soude est en excès, la cuve devient basique.
n(NaOH)ajouteˊ=40,025000=625mol
n(OH−)exceˋs=625−50=575mol50 mol servent à neutraliser H₃O⁺
[OH−]=5,0×103575
≈0,115mol⋅L−1
pH=14+log(0,115)
≈13,1
Niveau 4 — Problèmes de vie courante
14
Le bissap d'Aminata (Dakar). Aminata prépare du bissap en faisant infuser des fleurs d'hibiscus séchées. Elle mesure au pH-mètre pH=2,9.
La boisson est-elle acide, neutre ou basique ? Justifie.
Calcule la concentration [H3O+] du jus.
Pour l'adoucir, Aminata ajoute deux volumes d'eau à un volume de jus (la concentration en acides est alors divisée par 3). En assimilant les acides du bissap à un acide fort, calcule le pH après dilution.
Voir le corrigé détaillé
1.pH=2,9<7 : le jus est acide ([H3O+]>[OH−]), ce qui est cohérent avec la teinte rouge vif de l'indicateur naturel qu'est le bissap.
2.
[H3O+]=10−2,9
≈1,3×10−3mol⋅L−1
3.
Cdilueˊ=31,3×10−3
≈4,2×10−4mol⋅L−1
pH=−log(4,2×10−4)
≈3,4
15
Le forage de l'agronome (Ndjamena). Un agronome contrôle, à Ndjamena, l'eau d'un forage destinée à l'irrigation. Il mesure [H3O+]=3,0×10−8mol⋅L−1.
Calcule le pH de cette eau et précise sa nature.
Calcule la concentration en ions OH−.
Les agronomes recommandent une eau d'irrigation de pH inférieur ou égal à 8,5 pour ce type de sol. Cette eau respecte-t-elle la recommandation ?
Voir le corrigé détaillé
1.
pH=−log(3,0×10−8)
≈7,5
pH>7 : l'eau est légèrement basique.
2.
[OH−]=[H3O+]Ke=3,0×10−81,0×10−14
≈3,3×10−7mol⋅L−1
3.7,5<8,5 : l'eau du forage respecte la recommandation agronomique.
16
Le garage de Kouassi (Abidjan). Dans son garage à Abidjan, Kouassi prépare une solution diluée d'acide sulfurique pour l'entretien de batteries, à partir d'acide concentré.
Rappelle, en une phrase, la règle de sécurité à respecter lors de cette dilution, et explique pourquoi.
Après dilution, [H3O+]=2,0×10−1mol⋅L−1 (on admet, en 1ʳᵉ acidité, un comportement d'acide fort). Calcule le pH de cette solution.
D'après la figure 5, Kouassi manipule cet acide à mains nues et sans lunettes : est-ce suffisant ? Justifie et propose l'équipement adapté.
Voir le corrigé détaillé
1. Il faut verser l'acide concentré dans l'eau, jamais l'inverse : la dilution est très exothermique, et verser de l'eau dans l'acide risquerait une vaporisation brutale projetant des gouttelettes corrosives.
2.
pH=−log(2,0×10−1)
≈0,7
3. Un pH aussi bas correspond à un acide très corrosif (pictogramme figure 5) : travailler à mains nues et sans lunettes est insuffisant et dangereux. Kouassi doit porter des gants et des lunettes de protection (équipement de protection individuelle) avant toute manipulation.
📝 QCM de fin de leçon — 20 questions
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Pourquoi l'eau dissout-elle facilement un solide ionique comme le chlorure de sodium ?
Explication : La molécule d'eau, coudée, possède un oxygène δ− et des hydrogènes δ+ : c'est un dipôle. Ses molécules s'orientent autour de chaque ion arraché au cristal (cation entouré par les oxygènes δ−, anion par les hydrogènes δ+) : c'est la solvatation.
Lorsqu'on dissout le sulfate de sodium Na2SO4 dans l'eau, l'équation de dissolution s'écrit :
Explication : Le solide Na2SO4 contient deux ions Na+ pour un ion SO42− : il faut le coefficient 2 devant Na+ pour respecter la formule et la conservation des charges.
On dissout n=0,20 mol de Na2SO4 dans une fiole jaugée complétée à V=500 mL. La concentration en ions Na+ vaut :
Explication :C=Vn=0,5000,20=0,40mol/L. Comme il y a 2 ions Na+ par formule, [Na+]=2C=0,80mol/L — ne confonds pas la concentration du soluté apporté et celle de l'ion.
D'après le principe d'électroneutralité, dans une solution aqueuse :
Explication : Une solution aqueuse est toujours électriquement neutre : les charges positives totales des cations compensent exactement les charges négatives totales des anions.
Selon la théorie d'Arrhenius (1884), un acide est une espèce qui, dissoute dans l'eau :
Explication : Pour Arrhenius, un acide libère des ions H+ en solution aqueuse, tandis qu'une base libère des ions OH−.
La théorie d'Arrhenius est incomplète, car elle n'explique pas pourquoi :
Explication :NH3 ne contient aucun groupe OH : la théorie d'Arrhenius, limitée à l'eau, ne peut pas expliquer son caractère basique. Il a fallu la théorie plus générale de Brönsted, fondée sur le transfert de H+.
Selon la théorie de Brönsted (1923), un acide est une espèce chimique capable de :
Explication : Un acide de Brönsted cède un H+ ; une base de Brönsted en capte un. Cette définition, plus générale que celle d'Arrhenius, explique le comportement de l'ammoniac.
Pour passer de la formule d'un acide à celle de sa base conjuguée, on :
Explication :acide⇌base+H+ : la base conjuguée s'obtient en retirant un H+ à l'acide (le nombre d'hydrogènes diminue de 1, la charge diminue de 1).
Dans la réaction CH3COOH+NH3⇌CH3COO−+NH4+, le transfert de H+ se fait :
Explication : Toute réaction acide-base est un transfert de H+ entre deux couples : ici, CH3COOH (acide du couple 1) cède un H+ que NH3 (base du couple 2) capte, donnant CH3COO− et NH4+.
L'eau est dite amphotère car elle :
Explication : Dans le couple H3O+/H2O, l'eau joue le rôle de base (elle capte H+) ; dans le couple H2O/OH−, elle joue le rôle d'acide (elle cède H+). Ce double rôle définit son caractère amphotère.
L'équation de l'autoprotolyse de l'eau s'écrit :
Explication : Une molécule d'eau cède un H+ à une autre molécule d'eau, qui le capte : c'est une réaction équilibrée (double flèche), très limitée, entre deux molécules d'eau.
Une solution a pour concentration [H3O+]=1,0×10−3 mol/L. Sachant que Ke=[H3O+][OH−]=1,0×10−14 à 25 °C, la concentration [OH−] vaut :
À 25 °C, une solution pour laquelle [H3O+]<[OH−] est :
Explication : Une solution est basique lorsque [H3O+]<[OH−], soit [H3O+]<1,0×10−7mol/L à 25 °C.
Concernant le pH d'une solution aqueuse, l'affirmation correcte est :
Explication :pH=−log[H3O+] est un logarithme, donc un nombre sans unité. Écrire « pH = 2 mol/L » est une erreur fréquente au bac : seule la concentration s'exprime en mol/L.
Une variation d'une unité de pH correspond à une concentration [H3O+] :
Explication : L'échelle de pH est logarithmique : pH=−log[H3O+], donc changer [H3O+] d'un facteur 10 change le pH d'exactement une unité.
Une solution d'acide chlorhydrique (acide fort) a pour concentration C=5,0×10−3 mol/L. Son pH vaut :
Explication : Pour un acide fort, pH=−logC=−log(5,0×10−3)≈2,3.
Un acide fort très dilué (par exemple C=1,0×10−5 mol/L) :
Explication : La force d'un acide dépend de sa nature chimique, pas de sa concentration. Un acide fort, même très dilué, se dissocie totalement avec l'eau : « fort » et « concentré » sont deux notions différentes.
Une solution d'acide éthanoïque (acide faible) et une solution d'acide chlorhydrique (acide fort), de même concentration apportée C, ont des pH différents. Le pH de la solution d'acide éthanoïque est :
Explication : L'acide faible ne se dissocie que partiellement : la concentration réellement formée en H3O+ est inférieure à C. Son pH est donc plus grand que celui de l'acide fort de même concentration, qui, lui, se dissocie totalement.
Une solution d'hydroxyde de sodium (base forte) a pour concentration C=2,0×10−3 mol/L. Son pH vaut :
Explication : Pour une base forte, pH=14+logC=14+log(2,0×10−3)=14−2,7≈11,3.
Pour diluer un acide concentré en toute sécurité, la règle stricte à respecter est :
Explication : La dilution d'un acide concentré est très exothermique. Verser de l'eau dans l'acide risquerait une vaporisation brutale projetant des gouttelettes corrosives ; on verse donc toujours l'acide dans l'eau, en petites quantités et en agitant.
