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Séance de préparation aux Olympiades Internationales de Chimie-2017 Chimie des Solutions
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Acides et Bases
Dans toute cette partie, les réactions ont lieu en solution aqueuse (l’eau est le solvant).
A/ Equilibres acido-basiques
I) Couples acides-bases
1/ Définitions
Selon la théorie de Brönsted (1923) :
Un acide est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton : AH = A- + H+
Une base est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter un proton : B + H+ = BH+
A tout acide correspond une base dite conjuguée et réciproquement : les deux forment un couple acide/base soit donneur
de H+/accepteur de H+
Exemples de couples acide/base :
 Il existe des cas particuliers :
- Polyacide : c’est une espèce capable de libérer plusieurs protons
Exemple : l’acide sulfurique H2SO4 (H2SO4/HSO4- et HSO4-/SO42-)
- Polybase : c’est une espèce capable de capter plusieurs protons
Exemple : l’ion carbonate CO32- (HCO3-/CO32- et H2CO3/HCO3-)
- Un ampholyte (ou une espèce amphotère) : c’est une espèce capable de jouer à la fois le rôle d’un acide
dans un couple et de base dans un autre couple.
Exemple : l’ion hydrogénosulfonate HSO4- (H2SO4/HSO4- et HSO4-/SO42-)
 Toute réaction acido-basique est donc interprétée comme un transfert de proton H+ entre un acide et une base.
Ainsi par action de l’eau sur l’acide éthanoïque survient l’échange :
2/ Couples de l’eau
L’eau est un ampholyte : elle est la base conjuguée de l’ion oxonium H3O+ et l’acide conjuguée de l’ion hydroxyle HO-.
Une solution aqueuse est toujours le siège d’un équilibre chimique appelé équilibre d’autoprotolyse de l’eau :
2 H2O (l) = H3O+ (aq) + HO- (aq) Cet équilibre s’interprète donc comme une réaction acido-basique d’échange
protonique.

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La constante d'équilibre thermodynamique de cet équilibre est le produit ionique de l'eau :
Ke = [H3O+]eq .[HO-]eq = 10-14 à 25°C donc pKe = - log Ke = 14 à 25°C
Remarque : Ke ne dépend que de la température et est sans dimension (logique comme c’est une constante d’équilibre
thermodynamique)
 Dans l'eau pure, seule la réaction d'autoprotolyse de l'eau forme des ions oxonium et des ions hydroxyde ; on a donc
[H3O+]eq = [OH-]eq d'où [H3O+]eq = [OH-]eq = 
3/ Définition du pH
Cette notion a été définie par Sörensen en 1909 pour évaluer l'acidité d'une solution.
Définition générale : pH = - log (a(H3O+))
-> Pour toute solution aqueuse suffisamment diluée : pH = -log [H3O+] = -log h et [H3O+] = h = 10-pH
Les concentrations usuelles ne dépassant pas 1,0 mol.L-1, les pH usuels sont compris entre 0 et 14, valeurs correspondant
respectivement à [H3O+]  1 mol.L-1 et [HO-]  1 mol.L-1.
Une solution aqueuse est dite neutre si : c'est le cas de l'eau pure, on a alors : pH = 7
Une solution aqueuse est dite acide si alors pH < 7
Une solution aqueuse est dite basique si alors pH > 7
II) Forces des acides et des bases en solution aqueuse
1/ Acides forts et bases fortes
Exemple :
Un acide HA est appelé acide fort lorsque sa réaction avec l’eau est quantitative :
HA (aq) + H2O (l) = A- (aq) + H3O+ (aq)
Un acide fort mis en solution est donc quantitativement converti en ions oxoniums.

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 Ces acides ne peuvent pas exister sous forme moléculaire dans l’eau. H3O+ (aq) est donc l’acide le plus fort qui
puisse exister dans l’eau.
 Tous les acides forts ont un comportement identique en solution aqueuse et on dit que leur force est nivelée par le
solvant (ici l’eau).
 Comme la réaction est quantitative dans le sens direct, la base conjuguée A- (aq) n’a aucune aptitude à capter un
proton.
La base conjuguée d’un acide fort est une base indifférente.
Exemples : Cl-, Br- et NO3- sont donc des bases indifférentes dans l’eau.
Exemple :
Une base A- est appelée base forte lorsque sa réaction avec l’eau est quantitative :
A- (aq) + H2O (l) = HA (aq) + HO- (aq)
Une base forte mise en solution est donc quantitativement convertie en ions hydroxydes.
 Ainsi, l’ion amidure NH2- (aq) , l’ion tertbutanoate tBuO- et toute autre base forte, ne peuvent pas exister dans
l’eau. HO- est donc la base la plus forte qu'il puisse exister dans l'eau.
 Toutes les bases fortes ont un comportement identique en solution aqueuse et leurs forces sont nivelées par le
solvant.
 Comme la réaction est quantitative dans le sens direct, l’acide conjugué n’a aucune aptitude à céder un proton.
L’acide conjugué d’une base forte est un acide indifférent.
Exemples : NH3 et tBuOH sont des exemples d’acides indifférents dans l’eau.
2/ Acides faibles et bases faibles
On appelle acide (ou base) faible tout acide (ou base) qui réagit partiellement avec l’eau.
 Un couple acido-basique est caractérisé par une constante d’acidité KA qui est la constante de l’équilibre suivant :
AH (aq) + H2O (l) = A- (aq)+ H3O+ (aq)
K=HOA
AH) =HOA AH =HO  et pKA = -log (KA)
KA ne dépend que de la température (et du solvant si on ne travaille pas en milieu aqueux) et est sans dimension.
Plus l'acide est fort, plus il est dissocié en A-, plus KA est grand et plus pKA est petit.
 De façon symétrique, il est possible de définir la constante de basicité KB caractérisant l’équilibre suivant :
A-(aq) + H2O (l) = HA (aq) + HO- (aq)
K=OH
AH =OH AH =OH  et pKB = -log KB
 Pour un même couple acide/base les constantes d’équilibre KA et KB ne sont pas indépendantes :
KA. KB = HO OH = Ke =  à 25°C
Et donc pKA + pKB = pKe = 14 à 25°C

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3/ Echelle d’acidité
 Un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement son proton H+. Il est donc d’autant plus fort que l’équilibre de
dissociation : AH(aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) est déplacé dans le sens direct et donc que la constante
d’équilibre KA est élevée (pKA faible).
Une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton H+. Elle est donc d’autant plus forte que
l’équilibre de protonation : B(aq) + H2O(l) = BH+(aq) + HO-(aq) est déplacé dans le sens direct et donc que KB est
fort, et que KA est faible (pKA fort).
Un acide faible est d'autant plus fort que son pKa est petit.
Une base faible est d'autant plus forte que son pKa est grand.
 L’eau possède un rôle dit nivelant sur les acides et les bases.
En milieu acide, la limitation est due au couple H3O+ / H2O :
H2O (l) + H3O+(aq) = H3O+(aq) + H2O (l)
Pour ce couple, Ka = h/h = 1 donc pKa = 0 (à toute température)
En milieu basique, la limitation est due au couple H2O/ HO- :
H2O (l) + H2O (l) = H3O+ (aq) + HO- (aq)
Pour ce couple, Ka = Ke donc pKa = 14 à 25°C
L’échelle d’acidité dans l’eau s’étend donc de 0 à 14 (à 25°C) et l’eau peut
différencier tous les couples dont le pKa est compris entre 0 et 14.
Tous ces résultats sont résumés sur une échelle de pKA : l’échelle d’acidité.
III) Diagramme de prédominance
Le diagramme de prédominance représente quelle espèce d'un couple
acide faible / base faible prédomine en solution en fonction du pH.
Pour un unique couple acide/base présent en solution mais où les deux
espèces sont présentes :
  donc   .
On a trois cas :
- si pH = pKA alors 
 donc [A-]eq = [AH]eq
- si pH > pKA alors 
 donc [A-]eq > [AH]eq
- si pH < pKA alors 
 donc [A-]eq < [AH]eq

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AH majoritaire
A- majoritaire
AH prédominant
A- prédominant
On définit ainsi la frontière qui sépare les domaines de prédominance de l'acide faible et de sa base conjuguée :
Attention : Les deux espèces coexistent en solution ! On précise donc lorsqu'une des formes est négligeable devant
l'autre ; l'espèce non négligée est dite majoritaire.
- Cas où la concentration de la base négligeable devant concentration de l'acide (donc l'acide est majoritaire) :
, soit pour pH < pKA – 1
- Cas où la concentration de l'acide négligeable devant concentration de la base (la base est majoritaire) :
, soit pour pH > pKA + 1
 Ainsi, pour pKA – 1 < pH < pKA + 1, on ne peut pas négliger la concentration de l’acide par rapport à la base, et
réciproquement.
 On obtient ainsi le diagramme de prédominance complet :
Exemple :
Tracer le diagramme de prédominance de l’acide phosphorique H3PO4.
Cet acide est un triacide dont les pKA relatifs aux couples H3PO4/H2PO4-, H2PO4-/HPO42- et HPO42-/PO43- valent
respectivement 2,2 ; 7 ,2 et 12,1.