C6 — Force des acides et des bases

Thème 1 · Matière · Physique-Chimie Terminale

🎯 Pourquoi ce chapitre ?

Le vinaigre est acide, l’acide chlorhydrique aussi — mais pas de la même façon. Verser du vinaigre sur ta main est désagréable ; verser de l’acide chlorhydrique concentré brûle gravement. Les deux cèdent des protons, mais avec des empressements très différents : le premier est un acide faible, le second est un acide fort.

Ce chapitre quantifie cette « force » avec une grandeur fondamentale : le pKa. On apprend à prédire le sens d’une réaction acide-base et à comprendre les diagrammes de prédominance.

🧭 Ce que tu vas apprendre

  • Distinguer acide/base fort et faible
  • Définir et utiliser le Ka et le pKa
  • Tracer et exploiter un diagramme de prédominance
  • Prévoir le sens d’évolution d’une réaction acide-base
  • Comprendre le rôle d’un indicateur coloré

1. Acide fort, acide faible

a. Définitions

Important📐 Définitions
  • Un acide fort dans l’eau est totalement dissocié : \mathrm{AH} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{A^-} + \mathrm{H_3O^+} (flèche droite).
  • Un acide faible est partiellement dissocié : \mathrm{AH} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{A^-} + \mathrm{H_3O^+} (équilibre).

Idem pour les bases fortes et faibles.

Exemples :

  • Acides forts : \mathrm{HCl}, \mathrm{HNO_3}, \mathrm{H_2SO_4} (1ère acidité)
  • Acides faibles : \mathrm{CH_3COOH}, \mathrm{NH_4^+}, \mathrm{HF}
  • Bases fortes : \mathrm{NaOH}, \mathrm{KOH} (en fait, \mathrm{HO^-})
  • Bases faibles : \mathrm{NH_3}, \mathrm{CH_3COO^-}

b. Conséquence sur le pH

Pour un acide fort de concentration c : [\mathrm{H_3O^+}] = c, donc \mathrm{pH} = -\log c.

Pour un acide faible, seule une fraction se dissocie : [\mathrm{H_3O^+}] < c, donc \mathrm{pH} > -\log c.

Test expérimental : mesure le pH d’une solution à 10^{-2} mol/L. Si \mathrm{pH} = 2 : c’est un acide fort. Si \mathrm{pH} > 2 (ex : 3,4 pour l’acide éthanoïque) : c’est un acide faible.

Avertissement⚠️ Piège — « Fort » ne veut pas dire « concentré »

Un acide « fort » est totalement dissocié, quelle que soit sa concentration. Un acide chlorhydrique très dilué reste un acide fort (mais son pH sera élevé). Ne confonds pas « force » (propriété intrinsèque) et « concentration » (quantité dans un volume donné).

2. Constante d’acidité Ka et pKa

Pour un couple acide/base \mathrm{AH}/\mathrm{A^-}, la réaction avec l’eau : \mathrm{AH} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{A^-} + \mathrm{H_3O^+}

a pour constante d’équilibre :

Important📐 Constante d’acidité

K_a = \frac{[\mathrm{A^-}] \cdot [\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]}

Et on définit : \mathrm{p}K_a = -\log K_a

Interprétation :

  • K_a grand (pKa petit) : équilibre très déplacé vers \mathrm{A^-}, donc acide fort ou plutôt fort.
  • K_a petit (pKa grand) : équilibre peu déplacé, acide faible.

Quelques pKa à retenir (25 °C) :

Couple pKa
\mathrm{HCl}/\mathrm{Cl^-} négatif (fort)
\mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-} 4,8
\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-} 6,4
\mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3} 9,2
\mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-} 14 (base)
Astuce💡 Analogie — Le pKa, cote de popularité de H+

Le pKa te dit à quel point un acide aime garder son proton. Un pKa petit = acide qui lâche facilement H^+ (il ne l’aime pas). Un pKa grand = acide qui s’accroche à son proton (il l’adore). Classer les couples par pKa croissant, c’est les ranger du plus lâcheur au moins lâcheur.

3. Diagramme de prédominance

En comparant \mathrm{pH} et \mathrm{p}K_a, on peut déterminer quelle forme (acide ou base conjuguée) prédomine dans la solution :

Important📐 Règles de prédominance
  • Si \mathrm{pH} < \mathrm{p}K_a : l’acide AH prédomine ([\mathrm{AH}] > [\mathrm{A^-}])
  • Si \mathrm{pH} > \mathrm{p}K_a : la base A⁻ prédomine ([\mathrm{A^-}] > [\mathrm{AH}])
  • Si \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a : les deux formes sont en proportions égales

Construction du diagramme

    AH prédomine     |     A⁻ prédomine
    ─────────────────┼──────────────────→  pH
                    pKa
Note🧪 Exemple — L’acide éthanoïque au pH du sang

Le sang a pH ≈ 7,4. Pour l’acide éthanoïque, pKa = 4,8. On a pH > pKa, donc la forme basique (ion éthanoate \mathrm{CH_3COO^-}) prédomine. Concrètement, dans le sang, presque tout l’acide éthanoïque circule sous forme ionisée.

Démonstration rapide

En prenant le \log du Ka : \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}

C’est l’équation de Henderson-Hasselbalch. Si [\mathrm{A^-}] > [\mathrm{AH}], le log est positif et \mathrm{pH} > \mathrm{p}K_a.

4. Indicateurs colorés

Un indicateur coloré est un couple acide/base dont les deux formes ont des couleurs différentes. En fonction du pH (par rapport à son pKa), la forme prédominante change, donc la couleur de la solution.

Exemples :

  • Bleu de bromothymol (BBT) : pKa ≈ 7. Jaune en milieu acide, bleu en milieu basique.
  • Hélianthine : pKa ≈ 3,7. Rouge/jaune.
  • Phénolphtaléine : pKa ≈ 9,4. Incolore/fuchsia.

Choix d’un indicateur pour un titrage

Pour qu’un indicateur soit pertinent lors d’un titrage, sa zone de virage doit contenir le pH à l’équivalence. Un mauvais choix fausse la mesure de V_{\text{éq}}.

5. Réaction entre deux couples : sens et avancement

Pour une réaction entre deux couples \mathrm{A_1H}/\mathrm{A_1^-} et \mathrm{A_2H}/\mathrm{A_2^-} avec pKa₁ < pKa₂ :

\mathrm{A_1H} + \mathrm{A_2^-} \rightleftharpoons \mathrm{A_1^-} + \mathrm{A_2H} \quad K = 10^{\mathrm{p}K_{a2} - \mathrm{p}K_{a1}}

Règle gamma : l’acide du couple de pKa le plus petit réagit avec la base du couple de pKa le plus grand, de manière favorable (K > 1).

Astuce💡 Analogie — Le marché aux protons

Imagine un marché : les acides vendent des protons, les bases en achètent. Le couple au pKa plus petit est un vendeur « motivé » (il brade ses H^+). Le couple au pKa plus grand est un acheteur « motivé » (sa base est avide de protons). Ces deux-là font affaire facilement : la réaction est favorable.

🗺️ Carte mentale

flowchart TD
    A[Couple AH/A-] --> B[Ka = A- · H3O+ / AH]
    B --> C[pKa = -log Ka]
    C --> D[Diagramme de prédominance]
    D --> E[pH < pKa : AH]
    D --> F[pH > pKa : A-]
    C --> G[Acide fort pKa petit]
    C --> H[Acide faible pKa grand]
    A --> I[Indicateur coloré]
    I --> J[Choix pour titrage]
    C --> K[Réaction entre 2 couples]
    K --> L[K = 10^ΔpKa]

📝 À retenir absolument

  • Acide fort = totalement dissocié dans l’eau ; faible = équilibre.
  • K_a = [\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]/[\mathrm{AH}] ; \mathrm{p}K_a = -\log K_a.
  • Petit pKa = acide fort(e) ; grand pKa = acide faible.
  • Prédominance : pH < pKa ⇒ AH ; pH > pKa ⇒ A⁻.
  • Équation de Henderson-Hasselbalch : \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log([\mathrm{A^-}]/[\mathrm{AH}]).
  • Constante d’une réaction entre couples : K = 10^{\Delta \mathrm{p}K_a}.

🔗 Pour aller plus loin

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