Cours interactif — couples de Brønsted, pH, force des acides — Terminale spécialité
Analyser un système, c'est déterminer ce qu'il contient et en quelle quantité. Dans la vie courante, cette question se pose partout.
Le pH est mesuré en permanence. On vérifie aussi les concentrations en ions Ca²⁺ ou en nitrates NO₃⁻.
Un bilan sanguin mesure la concentration en glucose, cholestérol, ions… Chaque dosage utilise une méthode d'analyse précise.
L'étiquette "5% d'acidité" a été obtenue par un dosage acido-basique — une méthode chimique d'analyse.
On teste régulièrement pH et taux de chlore avec des bandelettes colorées. Méthodes physique et chimique combinées.
En 1923, le chimiste danois Johannes Nicolaus Brønsted (et indépendamment Thomas Lowry) propose une définition plus générale des acides et des bases que celle d'Arrhenius, valable dans tout solvant et sans restriction à l'eau.
Un acide est toute espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder (donner) un proton H⁺ à une autre espèce.
On dit qu'il est donneur de proton.
Une base est toute espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter (accepter) un proton H⁺ venant d'une autre espèce.
On dit qu'elle est accepteur de proton.
Un acide et une base sont dits conjugués s'ils ne diffèrent que d'un proton H⁺. On les note AH / A⁻ (ou plus généralement Acide / Base).
Cette demi-équation se lit dans les deux sens :
→ AH cède H⁺ : c'est le comportement acide
AH est l'acide du couple AH / A⁻
← A⁻ capte H⁺ : c'est le comportement base
A⁻ est la base conjuguée de AH
Une réaction acide-base met toujours en jeu deux couples et correspond à un transfert de proton de l'acide vers la base.
Dans cette réaction, on identifie :
Couple 1 AH / A⁻
AH est l'acide (donne H⁺)
A⁻ est sa base conjuguée
Couple 2 BH⁺ / B
B est la base (reçoit H⁺)
BH⁺ est son acide conjugué
Certaines espèces peuvent à la fois céder et capter un proton selon leur partenaire de réaction : on les dit amphotères (ou ampholytes).
Acide du couple H₂O / OH⁻ : H₂O ⇌ OH⁻ + H⁺
Base du couple H₃O⁺ / H₂O : H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺
L'eau est amphotère : elle peut donner ou recevoir un H⁺ selon les conditions.
Acide du couple HCO₃⁻ / CO₃²⁻ : HCO₃⁻ ⇌ CO₃²⁻ + H⁺
Base du couple H₂CO₃ / HCO₃⁻ : HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃
Présent dans l'eau gazeuse et le sang (système tampon).
Deux familles de molécules organiques portent des groupes caractéristiques capables d'échanger un proton H⁺ : le groupe carboxyle −COOH (acide) et le doublet non liant de l'azote d'une amine (base).
Exemple : l'acide acétique CH₃COOH (vu plus haut, dans le vinaigre). Le groupe carboxyle porte un atome de carbone doublement lié à un premier atome d'oxygène (2 doublets non liants sur cet O), et simplement lié à un second atome d'oxygène qui porte lui aussi 2 doublets non liants et est lié à l'hydrogène acide.
En perdant H⁺, l'atome d'oxygène qui portait la liaison O−H récupère un doublet non liant supplémentaire et porte la charge négative de l'ion acétate CH₃COO⁻.
Exemple : la méthylamine CH₃NH₂ (odeur caractéristique du poisson peu frais). L'atome d'azote, lié à un carbone et deux hydrogènes, porte un doublet non liant disponible pour capter un H⁺ : c'est ce doublet qui fait de l'amine une base de Brønsted.
Une fois le doublet engagé dans la nouvelle liaison N−H, l'azote de l'ion méthylammonium CH₃NH₃⁺ (couple CH₃NH₃⁺ / CH₃NH₂, pKa ≈ 10,7) ne porte plus de doublet non liant et porte la charge +.
HNO₃ dans les pluies acides
couple HNO₃ / NO₃⁻ · acide fort (totalement dissocié)
CH₃COOH dans le vinaigre
couple CH₃COOH / CH₃COO⁻ · pKa = 4,75
Ion hydroxyde OH⁻ présent dans les solutions d’hydroxyde de sodium (NaOH)
couple H₂O / OH⁻ · pKa = 14
NH₃ dans les produits ménagers
couple NH₄⁺ / NH₃ · pKa = 9,25
Tous les acides ne cèdent pas leur proton avec la même facilité : certains réagissent totalement avec l'eau (acides forts, comme HNO₃ plus haut), d'autres seulement en partie (acides faibles, comme CH₃COOH). Cette « force » se mesure par une constante caractéristique du couple AH / A⁻, la constante d'acidité Ka — la constante d'équilibre de la réaction entre l'acide et l'eau.
Plus Ka est grand (donc pKa petit), plus l'équilibre AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ est déplacé vers la droite : l'acide cède facilement son proton, il est plus fort. À l'inverse, un grand pKa signale un acide qui reste très majoritairement sous forme AH en solution.
C'est le sens attendu par le programme officiel : on connaît la concentration apportée C d'un acide faible AH, on mesure son pH, et on en déduit Ka grâce à un bilan de matière (tableau d'avancement), sans approximation supplémentaire :
C'est cette méthode qui est directement exigible — voir l'exercice dédié dans la fiche d'exercices du chapitre.
Le sens inverse (calculer le pH à partir de pKa et C, sans mesure) n'est pas une capacité exigible du programme, mais apparaît souvent dans les sujets de bac. Si l'acide est peu dissocié, l'approximation \([AH]_{\text{éq}} \approx C\) permet d'établir :
⚠️ Valable seulement si l'acide est peu dissocié (en pratique, dès que pKa − pH > 1 environ). Pour un acide fort, la dissociation est totale : on utilise directement [H₃O⁺] = C, sans passer par Ka (voir Exemple 1 plus haut).
9 exercices dédiés à ce chapitre (couples, Lewis, pH, Ka, acide fort, + 1 exercice de synthèse difficile), avec corrections détaillées.
Voir les 9 exercices →1. Le jus de citron a un pH de 2,5. Quelle affirmation est vraie ?
2. Dans un dosage base faible / acide fort, le pH à l'équivalence est…
3. Une solution d'acide acétique (pKa = 4,75) à C = 0,10 mol/L. Quel est son pH ?
Indice : acide faible → pH = ½(pKa − log C)
4. Le pH d’une solution d’acide fort HNO₃ à C = 0,01 mol·L⁻¹ est :
Coche honnêtement chaque compétence. Les cases cochées sont sauvegardées localement.