CE QUE TU DOIS SAVOIR FAIRE — identifier l'acide et la base d'un couple, écrire la demi-équation \(\mathrm{AH} = \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}\) et la réaction entre deux couples, reconnaître une espèce amphotère — et passer du pH à la concentration en ions \(\mathrm{H_3O^+}\), dans les deux sens.
≈ 60 min de travail · 15 exercices corrigés · mis à jour août 2026
SOMMAIRE ▾
1. Le citron et le savon
Mords dans un quartier de citron : ça pique, ça serre les mâchoires. Passe-toi les mains au savon de Marseille : c'est doux, glissant, presque gras. Tu viens de rencontrer les deux grandes familles ennemies de la chimie du quotidien — les acides et les bases. Le vinaigre qui détartre la bouilloire, l'estomac qui digère, le déboucheur qui ronge les cheveux dans le siphon : partout, les mêmes personnages.
Ce qui les oppose tient à une particule minuscule : l'ion hydrogène \(\mathrm{H^+}\) — un proton tout nu, la plus petite chose que la chimie sache échanger. Les acides cherchent à s'en débarrasser, les bases à en attraper. Ça doit te rappeler quelque chose : en Première, l'oxydoréduction faisait déjà circuler des passagers invisibles — des électrons. Cette année, rebelote avec un autre passager. Même grammaire : des couples, des demi-équations, des transferts. Si tu as compris l'une, tu tiens l'autre.
Voici la photo de départ : à gauche, une molécule d'acide éthanoïque — l'acide du vinaigre — avec son proton prêt à partir ; à droite, une molécule d'eau, preneuse. Entre les deux, le rail du transfert. À la section suivante, c'est toi qui pousses.
La photo de départ : l'acide éthanoïque du vinaigre face à une molécule d'eau. Le proton \(\mathrm{H^+}\) est sur son rail — à la section suivante, ce dessin prend vie, et c'est toi qui le pousses.
2. Passe le proton : acide et base
Reprends la photo de la section 1 — et anime-la. Le curseur pousse le proton le long de son rail. Avant de toucher quoi que ce soit, un pronostic : quand le \(\mathrm{H^+}\) sera arrivé de l'autre côté, que sera devenu l'acide éthanoïque ? Et la molécule d'eau ? Pousse, et regarde les deux espèces changer de visage.
INTERACTIFPasse le proton
pousse le proton
CH3COOH + H2O → CH3COO− + H3O+
H2O + NH3 → HO− + NH4+
couple CH3COOH / CH3COO−couple H3O+ / H2Ole proton est encore sur l'acide
L'acide éthanoïque tient son proton, l'eau attend en face. Deux espèces neutres, rien ne bouge — pousse.
Le proton est en vol — au ralenti, pour ton œil. En vrai, le transfert est quasi instantané : un ion H+ libre, ça n'existe pas en solution.
L'acide a perdu son H+ : le voilà ion éthanoate CH3COO−, sa base conjuguée. L'eau l'a capté : la voilà ion oxonium H3O+. Deux couples viennent de se dévoiler — et les charges se répondent : −1 d'un côté, +1 de l'autre.
Nouveau duo : cette fois c'est l'eau qui tient le proton, face à l'ammoniac NH3. Pousse, et regarde bien qui cède.
Surprise : l'eau vient de jouer… l'acide. Elle a cédé un H+ (la voilà ion hydroxyde HO−) et l'ammoniac l'a capté (le voilà NH4+). La même eau capte face au vinaigre et cède face à l'ammoniac — retiens ce double jeu, la section 4 lui est consacrée.
Le rail et le ralenti sont un modèle pour l'œil. En solution aqueuse, un ion H+ n'est jamais seul : il est toujours porté par une espèce — H3O+ n'est qu'une molécule d'eau qui porte le proton.
POURQUOI ?
Pourquoi parler de transfert ? Parce que rien ne se crée : le proton qui quitte l'acide est exactement celui que la base reçoit. C'est la même comptabilité qu'en oxydoréduction — là-bas des électrons, ici un proton. Et comme les charges suivent le passager, le bilan reste nul : \((-1) + (+1) = 0\). La chimie ne perd jamais rien en route.
Ce que tu viens de faire avec la main, voilà comment on le dit.
DÉFINITION
Selon Brønsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène \(\mathrm{H^+}\) ; une base est une espèce capable de le capter. Une transformation acide-base est un transfert d'ion \(\mathrm{H^+}\) de l'acide d'un couple vers la base d'un autre couple.
DÉFINITION
Un couple acide-base, noté acide/base (l'acide toujours en premier : \(\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}\), \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\)), réunit deux espèces conjuguées qui s'échangent par transfert d'un ion \(\mathrm{H^+}\). Ce lien s'écrit par une demi-équation acide-base :
MÉTHODE — IDENTIFIER L'ACIDE ET LA BASE D'UN COUPLE
1.Compare les deux formules : l'acide a exactement un atome d'hydrogène de plus que sa base conjuguée — et une charge de plus (le \(\mathrm{H^+}\) emporte sa charge avec lui) : \(\mathrm{NH_4^+}\) contre \(\mathrm{NH_3}\), \(\mathrm{CH_3COOH}\) contre \(\mathrm{CH_3COO^-}\).
2.Écris le couple acide/base — l'acide d'abord, comme l'oxydant dans Ox/Red — puis sa demi-équation : acide = base + \(\mathrm{H^+}\).
3.Contrôle-réflexe : dans la demi-équation, compte les hydrogènes et les charges de chaque côté. Un seul déséquilibre et le couple est mal écrit.
EXEMPLE RÉSOLU — L'AMMONIAC DU PRODUIT À VITRES
L'ammoniac \(\mathrm{NH_3}\), qu'on sent dans certains nettoyants pour vitres, appartient au couple \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\). Identifie l'acide et la base du couple, puis écris sa demi-équation acide-base.
Étape 1 — \(\mathrm{NH_4^+}\) a un hydrogène de plus que \(\mathrm{NH_3}\), et une charge de plus (+1 contre 0) : c'est lui l'acide. \(\mathrm{NH_3}\) est la base.
Étape 3 — contrôle : 4 hydrogènes de chaque côté (4 = 3 + 1), charges \(+1 = 0 + 1\). Rien ne dépasse.
Conclusion : l'acide n'est pas toujours « celui qui pique » — c'est celui qui a le proton en trop. La formule le dit, pas le goût.
À RETENIR
L'acide cède un ion \(\mathrm{H^+}\), la base le capte. Dans le couple acide/base, l'acide s'écrit en premier — il a exactement un \(\mathrm{H}\) de plus que sa base conjuguée.
TESTE-TOITrois questions, trente secondes
Q1Un acide, au sens de Brønsted, c'est une espèce qui…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — l'acide cède, la base capte. « Contenir un H » ne suffit pas : le méthane \(\mathrm{CH_4}\) en contient quatre et n'en cède aucun.
Q2Dans le couple \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\), la base est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — la formule suffit : \(\mathrm{NH_4^+}\) a un H et une charge de plus, c'est l'acide — écrit en premier, comme toujours. \(\mathrm{NH_3}\) est sa base conjuguée.
Q3Quand \(\mathrm{CH_3COOH}\) cède son proton, il devient…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — il perd un H et gagne une charge − (le proton emporte son +) : \(\mathrm{CH_3COO^-}\). \(\mathrm{H_3O^+}\), c'est le destin de l'eau d'en face ; garder tous les H en ajoutant une charge −, c'est oublier que la charge suit le passager.
3. La réaction acide-base : deux couples, un proton
Une demi-équation ne se produit jamais seule — le \(\mathrm{H^+}\) cédé doit être capté aussitôt, car il n'existe pas de stock de protons libres dans un bécher. Toute réaction acide-base marie donc l'acide d'un couple à la base d'un autre. Encore faut-il l'écrire sans se tromper. Entraîne l'œil : quatre situations, trois propositions à chaque fois, une seule équation juste.
INTERACTIFTrouve la bonne équation
RÉACTION 1/4
Le vinaigre rencontre la soude : \(\mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{HO^-} \longrightarrow\) … laquelle ?
L'ammoniac rencontre l'ion oxonium : \(\mathrm{NH_3} + \mathrm{H_3O^+} \longrightarrow\) … laquelle ?
Le cachet effervescent : \(\mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H_3O^+} \longrightarrow\) … laquelle ?
Deux couples cousins : \(\mathrm{HCOOH} + \mathrm{CH_3COO^-} \longrightarrow\) … laquelle ?
PAS ENCORE — suis le proton : qui le cède, qui le capte ? Puis compte les hydrogènes et les charges — tout doit se conserver.
EXACT — l'acide cède, \(\mathrm{HO^-}\) capte : il devient \(\mathrm{H_2O}\). Charges : \(0 - 1 = -1\) des deux côtés. La deuxième proposition fabriquait un \(\mathrm{H_3O^+}\) sorti de nulle part, la troisième laissait un \(\mathrm{H^+}\) orphelin dans le bilan.
EXACT — \(\mathrm{H_3O^+}\) cède (il redevient \(\mathrm{H_2O}\)), \(\mathrm{NH_3}\) capte. Charges : \(+1\) des deux côtés. Le \(\mathrm{HO^-}\) de la première proposition sortait du chapeau — et l'électron de la troisième s'est trompé de chapitre : ici, le passager est un proton.
EXACT — face à un acide, \(\mathrm{HCO_3^-}\) joue la base : il capte le proton et devient \(\mathrm{CO_2,H_2O}\) — d'où les bulles du cachet. Le \(\mathrm{CO_3^{2-}}\) de la première proposition supposait que \(\mathrm{HCO_3^-}\) cède un proton… à un acide. Tu verras à la section 4 pourquoi il sait faire les deux.
EXACT — l'acide méthanoïque cède, l'ion éthanoate capte : n'importe quel acide peut réagir avec n'importe quelle base — même d'un couple « cousin ». Charges : \(-1\) des deux côtés, aucun \(\mathrm{H^+}\) visible.
MÉTHODE — ÉCRIRE UNE RÉACTION ACIDE-BASE
1.Repère qui joue quoi : l'acide du premier couple cède, la base du second capte. Écris les deux demi-équations dans le sens réel : \(\mathrm{A_1H} = \mathrm{A_1^-} + \mathrm{H^+}\) et \(\mathrm{B_2} + \mathrm{H^+} = \mathrm{B_2H^+}\).
2.Additionne membre à membre : le \(\mathrm{H^+}\) cédé est capté, il disparaît de l'écriture. Un seul proton s'échange — pas de multiplicateurs à régler, contrairement à l'oxydoréduction.
3.Contrôle-réflexe : hydrogènes et charges conservés, et aucun \(\mathrm{H^+}\) visible dans le bilan final. S'il en reste un, l'addition n'est pas finie.
Écris l'équation de la réaction acide-base entre l'acide éthanoïque (couple \(\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}\)) et l'ammoniac (couple \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\)).
Conclusion : acide d'un couple, base de l'autre — le produit de gauche est la base conjuguée du premier, le produit de droite l'acide conjugué du second. La réaction est un chassé-croisé.
Regarde bien ce tableau : l'eau y figure deux fois — base du couple \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\), acide du couple \(\mathrm{H_2O/HO^-}\). L'ion hydrogénocarbonate \(\mathrm{HCO_3^-}\) aussi : base d'un couple, acide de l'autre. Ce n'est pas une coquille. C'est la section suivante.
TESTE-TOIEncore trois sur la réaction
Q1Dans le bilan final d'une réaction acide-base, les ions \(\mathrm{H^+}\)…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — cédé puis capté aussitôt, le proton s'annule à l'addition — exactement comme les électrons en oxydoréduction. S'il en reste un, les demi-équations ont été mal combinées.
Q2Une réaction acide-base fait réagir…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — il faut un donneur et un preneur, venus de deux couples différents. \(\mathrm{CH_3COOH}\) et \(\mathrm{CH_3COO^-}\) — un même couple — ne s'échangent rien : le proton reviendrait au point de départ.
Q3Dans \(\mathrm{NH_3} + \mathrm{H_3O^+} \longrightarrow \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{H_2O}\), l'espèce qui joue l'acide est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — \(\mathrm{H_3O^+}\) cède son proton (il redevient \(\mathrm{H_2O}\)) : c'est lui l'acide de la réaction. \(\mathrm{NH_4^+}\) est un produit — l'acide conjugué de \(\mathrm{NH_3}\), pas l'acide qui a réagi.
4. L'eau des deux côtés : les espèces amphotères
Retour sur la surprise de la section 2. Face au vinaigre, l'eau captait le proton. Face à l'ammoniac, elle le cédait. La même molécule, deux rôles opposés — et aucune contradiction. Bascule d'une situation à l'autre et suis le sens de la flèche.
Face à une base plus demandeuse qu'elle, l'eau cède son proton : elle est l'acide du couple H2O/HO−.
ici, l'eau capte le proton — elle joue la base
Le rôle n'est pas une étiquette collée sur l'espèce : il dépend du partenaire en face. Une espèce qui sait jouer les deux rôles est dite amphotère.
DÉFINITION
Une espèce amphotère (on dit aussi un ampholyte) est une espèce qui appartient à deux couples acide-base : base dans l'un, acide dans l'autre. Elle joue l'un ou l'autre rôle selon le partenaire. Les deux amphotères à connaître : l'eau (base de \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\), acide de \(\mathrm{H_2O/HO^-}\)) et l'ion hydrogénocarbonate \(\mathrm{HCO_3^-}\) (base de \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\), acide de \(\mathrm{HCO_3^-/CO_3^{2-}}\)).
EXEMPLE RÉSOLU — LE BICARBONATE, AMPHOTÈRE OFFICIEL
Montre, demi-équations à l'appui, que l'ion hydrogénocarbonate \(\mathrm{HCO_3^-}\) — le bicarbonate de cuisine — est une espèce amphotère.
Étape 1 — dans le couple \(\mathrm{HCO_3^-/CO_3^{2-}}\), il est à gauche : c'est l'acide. Demi-équation : \(\mathrm{HCO_3^-} = \mathrm{CO_3^{2-}} + \mathrm{H^+}\) (charges : \(-1 = -2 + 1\)).
Étape 2 — dans le couple \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\), il est à droite : c'est la base. Demi-équation : \(\mathrm{CO_2,H_2O} = \mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H^+}\) (charges : \(0 = -1 + 1\)).
Conclusion : deux couples, deux rôles — \(\mathrm{HCO_3^-}\) est amphotère. C'est ce double jeu qui en fait le couteau suisse des placards : il neutralise aussi bien un excès d'acide qu'un excès de base.
Dernière remarque avant de passer à la mesure. Si l'eau sait céder et capter, alors dans un verre d'eau pure, rien n'interdit à une molécule d'eau de passer son proton… à une autre molécule d'eau. Ça arrive — très discrètement. Tu le vérifieras à l'exercice 8, et c'est ce qui donne à l'eau pure le pH dont la section 5 va faire son affaire.
TESTE-TOITrois questions sur le double jeu
Q1Une espèce amphotère, c'est une espèce qui…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — deux couples, deux rôles. L'oxydant-réducteur, c'est le chapitre d'à côté — même grammaire, mauvais passager. Et le pH est une propriété d'une solution, pas d'une espèce.
Q2Face à l'ammoniac \(\mathrm{NH_3}\), l'eau joue…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — \(\mathrm{NH_3}\) capte, donc l'eau cède : elle joue l'acide du couple \(\mathrm{H_2O/HO^-}\). « Neutre » décrit sa charge, pas son rôle — l'eau joue toujours quelque part.
Q3\(\mathrm{HCO_3^-}\) est amphotère parce que…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — la définition tient en une ligne : deux couples, deux rôles. La charge n'a rien à voir (\(\mathrm{CH_3COO^-}\) est négatif et n'est que base), et « réagir avec l'eau », presque tout le chapitre le fait.
5. Le pH : l'échelle qui compte les protons
Toutes ces transformations fabriquent ou consomment le même ion vedette : l'oxonium \(\mathrm{H_3O^+}\). Mesurer l'acidité d'une solution, c'est le compter. Problème : d'un déboucheur à un détartrant, sa concentration s'étale sur quatorze puissances de dix — de \(10^{-14}\) à \(1\) mol·L⁻¹. Aucun axe gradué normalement ne survit à ça. La parade des chimistes : une échelle où chaque pas vaut un facteur 10. Balade-toi dessus, et surtout : essaie les deux boutons.
pH 2 — le jus de citron : cent mille fois plus d'ions H3O+ que l'eau pure. Cinq crans d'échelle, cinq zéros.
pH 3 — le vinaigre : dix mille fois plus concentré en H3O+ que l'eau pure. Un seul cran sous le citron… donc dix fois moins que lui.
pH 5 — le café : cent fois plus d'ions H3O+ que l'eau pure. Légèrement acide, comme la plupart des boissons.
pH 7 — l'eau pure, la référence : 1,0 × 10−7 mol d'ions H3O+ par litre. Pas zéro : l'eau s'échange des protons avec elle-même, très discrètement (exercice 8).
pH 10 — l'eau savonneuse : mille fois moins d'ions H3O+ que l'eau pure. Bienvenue côté basique.
pH 13 — le déboucheur : un million de fois moins d'ions H3O+ que l'eau pure. Et pourtant redoutable — basique ne veut pas dire inoffensif.
Le geste à retenir est sur les deux boutons : multiplier la concentration par 10, c'est retrancher exactement 1 au pH — et inversement. L'échelle du pH est logarithmique.
Ce que les boutons t'ont fait faire à la main, voilà la formule qui le dit.
DÉFINITION
Le pH d'une solution aqueuse est défini à partir de sa concentration en ions oxonium \([\mathrm{H_3O^+}]\) par :
où \(c^\circ = 1\) mol·L⁻¹ est la concentration standard — elle est là pour que le logarithme s'applique à un nombre sans unité. Le pH n'a pas d'unité.
PROPRIÉTÉ — UNE ÉCHELLE LOGARITHMIQUE
Diviser \([\mathrm{H_3O^+}]\) par 10 ajoute 1 au pH ; la multiplier par 10 retranche 1. Conséquences : plus le pH est petit, plus la solution est acide ; à 25 °C, une solution est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7 ; et un écart de pH de \(n\) unités cache un facteur \(10^n\) sur la concentration.
MÉTHODE — PASSER DU pH À LA CONCENTRATION (ET RETOUR)
1.Du pH vers la concentration : \([\mathrm{H_3O^+}] = c^\circ \times 10^{-\mathrm{pH}}\). Avec un pH entier, pas besoin de calculatrice : pH = 4 donne \(1{,}0 \times 10^{-4}\) mol·L⁻¹.
2.De la concentration vers le pH : \(\mathrm{pH} = -\log([\mathrm{H_3O^+}]/c^\circ)\), à la calculatrice. Garde deux chiffres : un pH se donne à 0,1 près.
3.Contrôle-réflexe des ordres de grandeur : \([\mathrm{H_3O^+}] = 4{,}0 \times 10^{-4}\) mol·L⁻¹ est entre \(10^{-4}\) et \(10^{-3}\), donc le pH est entre 3 et 4. Un pH de 6,4 pour cette solution est une faute de frappe assurée.
EXEMPLE RÉSOLU — LA PLUIE D'ORAGE
Une pluie « normale » a un pH voisin de 5,6 (le \(\mathrm{CO_2}\) de l'air s'y dissout — couple \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\)). a. Quelle est sa concentration en ions oxonium ? b. Une pluie polluée contient \([\mathrm{H_3O^+}] = 4{,}0 \times 10^{-4}\) mol·L⁻¹ : quel est son pH ?
a. — \([\mathrm{H_3O^+}] = c^\circ \times 10^{-5{,}6} = 2{,}5 \times 10^{-6}\) mol·L⁻¹. Contrôle : entre \(10^{-6}\) et \(10^{-5}\), cohérent avec un pH entre 5 et 6.
b. — \(\mathrm{pH} = -\log(4{,}0 \times 10^{-4}) = 3{,}4\). Contrôle : entre 3 et 4, comme prévu à l'étape 3 de la méthode.
Conclusion : 5,6 contre 3,4, l'écart a l'air petit — mais c'est un facteur 160 sur la concentration. L'échelle logarithmique écrase les différences : méfie-toi des « petits » écarts de pH.
À RETENIR
\([\mathrm{H_3O^+}]\) divisée par 10 ⟺ pH augmenté de 1. Le pH monte quand l'acidité descend — petit pH, forte acidité.
TESTE-TOIQuatre questions pour finir
Q1Le pH d'une solution passe de 5 à 3. Sa concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\)…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — −2 sur le pH, c'est ×10² sur la concentration : le pH baisse quand l'acidité monte. Diviser par 100, c'est lire l'échelle à l'envers.
Q2Une solution de pH 8,0 contient…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — \(10^{-\mathrm{pH}}\), tout simplement. Une solution basique contient encore des ions oxonium — juste très peu. Et le pH n'est pas une concentration : c'est son exposant, au signe près.
Q3Laquelle de ces solutions est la plus acide ?
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — le plus petit pH gagne : 2,1, soit plus de dix mille fois plus d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\) que la solution à 6,5. Choisir 12,8, c'est lire l'échelle à l'envers — le piège n°4 du chapitre.
Q4On double la concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\) d'une solution. Son pH…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — \(\log 2 \approx 0{,}3\) : doubler ne retranche que 0,3 — il faut ×10 pour retrancher 1. Le pH n'est pas proportionnel à la concentration : c'est tout le sens du logarithme.
LES PIÈGES CLASSIQUES
Écrire le couple à l'envers. La convention est acide/base — l'acide d'abord, comme l'oxydant dans Ox/Red : \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\), jamais \(\mathrm{NH_3/NH_4^+}\). Le réflexe qui sauve : l'acide a exactement un H (et une charge) de plus que sa base conjuguée.
Laisser un \(\mathrm{H^+}\) dans le bilan final. Le proton cédé est capté aussitôt : il s'annule à l'addition des demi-équations, comme les électrons en oxydoréduction. S'il en reste un dans ton équation, l'addition n'est pas terminée — reprends-la.
Coller un rôle définitif sur l'eau. « L'eau est une base » : non — face au vinaigre oui, face à l'ammoniac elle joue l'acide. Le rôle dépend du partenaire, et l'eau (comme \(\mathrm{HCO_3^-}\)) est amphotère : elle appartient à deux couples.
Lire l'échelle du pH à l'envers. Un pH élevé ne signifie pas « très acide » — c'est l'inverse : le pH monte quand \([\mathrm{H_3O^+}]\) descend. Le déboucheur à pH 13 n'a presque plus d'ions oxonium ; le jus de citron à pH 2 en déborde.
Croire le pH proportionnel à la concentration. Concentration doublée ≠ pH divisé par 2 : doubler \([\mathrm{H_3O^+}]\) ne fait baisser le pH que de 0,3 (car \(\log 2 \approx 0{,}3\)). C'est ×10 qui fait bouger le pH de 1 — l'échelle est logarithmique, pas linéaire.
L'ESSENTIEL EN 5 LIGNES
ACIDE / BASE
L'acide cède un ion \(\mathrm{H^+}\), la base le capte — une transformation acide-base est un transfert de proton.
COUPLE
\(\mathrm{AH} = \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}\) : acide et base conjugués ne diffèrent que d'un \(\mathrm{H^+}\) ; l'acide s'écrit en premier.
RÉACTION
Acide d'un couple + base d'un autre : \(\mathrm{acide_1} + \mathrm{base_2} \longrightarrow \mathrm{base_1} + \mathrm{acide_2}\), sans \(\mathrm{H^+}\) visible au bilan.
AMPHOTÈRE
Deux couples, deux rôles selon le partenaire : \(\mathrm{H_2O}\) et \(\mathrm{HCO_3^-}\) sont les deux à connaître.
pH
\(\mathrm{pH} = -\log([\mathrm{H_3O^+}]/c^\circ)\) et \([\mathrm{H_3O^+}] = c^\circ \times 10^{-\mathrm{pH}}\) : diviser par 10, c'est ajouter 1.
Exercices
15 corrigés
Commence par le niveau 1. Cherche vraiment avant d'ouvrir le corrigé — c'est là que ça rentre. Les exercices suivent l'ordre du cours : couples et vocabulaire, demi-équations, réactions acide-base, amphotères, pH, et un problème pour finir.
EXERCICE 01 · le vocabulaire des couplesniveau 1
On considère les couples \(\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}\), \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\) et \(\mathrm{H_2O/HO^-}\). a. Donne l'acide et la base de chaque couple. b. Que signifie, en termes de protons, la phrase « l'ammoniac est une base » ? c. Dans un couple, lequel des deux partenaires a un atome d'hydrogène de plus ?
CORRIGÉ
a. — l'acide s'écrit toujours en premier : acides \(\mathrm{CH_3COOH}\), \(\mathrm{NH_4^+}\), \(\mathrm{H_2O}\) ; bases \(\mathrm{CH_3COO^-}\), \(\mathrm{NH_3}\), \(\mathrm{HO^-}\).
b. — \(\mathrm{NH_3}\) est capable de capter un ion \(\mathrm{H^+}\) : \(\mathrm{NH_3} + \mathrm{H^+} = \mathrm{NH_4^+}\).
c. — l'acide : \(\mathrm{AH} = \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}\), il a exactement un H (et une charge) de plus que sa base conjuguée.
Conclusion : acide/base, l'acide d'abord — et les rôles se lisent sur les protons, jamais sur le goût.
EXERCICE 02 · demi-équations acide-baseniveau 1
Écris la demi-équation acide-base de chacun de ces couples : a. \(\mathrm{HCOOH/HCOO^-}\) (l'acide méthanoïque). b. \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\). c. \(\mathrm{HCO_3^-/CO_3^{2-}}\). Vérifie à chaque fois la conservation des charges.
Conclusion : toujours acide = base + \(\mathrm{H^+}\), et le contrôle des charges est gratuit — prends l'habitude de le faire à chaque fois.
EXERCICE 03 · trouver le partenaire conjuguéniveau 1
Donne : a. la base conjuguée de l'acide benzoïque \(\mathrm{C_6H_5COOH}\) (le conservateur E210 des sodas). b. l'acide conjugué de \(\mathrm{HO^-}\). c. la base conjuguée de \(\mathrm{H_3O^+}\). d. l'acide conjugué de \(\mathrm{NH_3}\).
CORRIGÉ
a. — on retire un \(\mathrm{H^+}\) : \(\mathrm{C_6H_5COO^-}\), l'ion benzoate.
b. — on ajoute un \(\mathrm{H^+}\) : \(\mathrm{H_2O}\). Couple \(\mathrm{H_2O/HO^-}\).
c. — on retire un \(\mathrm{H^+}\) : \(\mathrm{H_2O}\) encore. Couple \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\).
d. — on ajoute un \(\mathrm{H^+}\) : \(\mathrm{NH_4^+}\).
Conclusion : b. et c. donnent la même réponse — l'eau appartient à deux couples. Tu viens de redémontrer qu'elle est amphotère sans y penser.
EXERCICE 04 · le vinaigre et la soudeniveau 2
On verse de la soude (solution d'ions \(\mathrm{HO^-}\)) dans du vinaigre (acide éthanoïque). a. Identifie les deux couples en jeu. b. Écris les deux demi-équations dans le sens réel du transfert. c. Établis l'équation de la réaction et vérifie les charges.
CORRIGÉ
a. — \(\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}\) (l'acide qui cède) et \(\mathrm{H_2O/HO^-}\) (la base \(\mathrm{HO^-}\) qui capte).
b. — \(\mathrm{CH_3COOH} = \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H^+}\) et \(\mathrm{HO^-} + \mathrm{H^+} = \mathrm{H_2O}\).
c. — on additionne, le \(\mathrm{H^+}\) s'annule : \(\mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{HO^-} \longrightarrow \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H_2O}\). Charges : \(0 - 1 = -1\) des deux côtés. ✔
Conclusion : l'acide d'un couple, la base de l'autre — et le proton ne s'écrit jamais dans le bilan.
EXERCICE 05 · la piqûre d'ortieniveau 2
Le liquide urticant de l'ortie contient de l'acide méthanoïque \(\mathrm{HCOOH}\) (couple \(\mathrm{HCOOH/HCOO^-}\)). Il réagit avec l'ammoniac \(\mathrm{NH_3}\) (couple \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\)). a. Qui cède, qui capte ? b. Établis l'équation de la réaction. c. Vérifie hydrogènes et charges.
CORRIGÉ
a. — \(\mathrm{HCOOH}\) est l'acide de son couple : il cède. \(\mathrm{NH_3}\) est la base du sien : il capte.
b. — \(\mathrm{HCOOH} + \mathrm{NH_3} \longrightarrow \mathrm{HCOO^-} + \mathrm{NH_4^+}\).
Conclusion : le chassé-croisé habituel — chaque couple bascule vers son autre visage, et rien ne se perd en route.
EXERCICE 06 · lire une équation toute faiteniveau 2
Quand un agriculteur chaule un sol traité à l'engrais ammoniacal, il provoque la réaction \(\mathrm{NH_4^+} + \mathrm{HO^-} \longrightarrow \mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O}\) — et une odeur d'ammoniac se dégage. a. Identifie l'acide et la base qui réagissent. b. Donne les deux couples en jeu. c. Dans quel sens le proton est-il transféré ?
CORRIGÉ
a. — \(\mathrm{NH_4^+}\) perd un H : c'est l'acide. \(\mathrm{HO^-}\) en gagne un : c'est la base.
b. — \(\mathrm{NH_4^+/NH_3}\) et \(\mathrm{H_2O/HO^-}\).
c. — de l'ion ammonium vers l'ion hydroxyde : \(\mathrm{NH_4^+}\) cède, \(\mathrm{HO^-}\) capte — et l'ammoniac formé s'évapore, d'où l'odeur.
Conclusion : pour lire une équation, cherche qui a perdu un H entre les réactifs et les produits — le transfert saute aux yeux.
EXERCICE 07 · le cachet effervescentniveau 2
Un cachet effervescent contient du bicarbonate \(\mathrm{HCO_3^-}\) et un acide noté \(\mathrm{AH}\) (l'acide citrique), qui réagissent dès que le cachet touche l'eau. a. Écris l'équation de la réaction entre \(\mathrm{AH}\) (couple \(\mathrm{AH/A^-}\)) et \(\mathrm{HCO_3^-}\) jouant la base (couple \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\)). b. D'où viennent les bulles ? c. Pourquoi ne se passe-t-il rien tant que le cachet est au sec dans son tube ?
CORRIGÉ
a. — \(\mathrm{AH} + \mathrm{HCO_3^-} \longrightarrow \mathrm{A^-} + \mathrm{CO_2,H_2O}\) ; charges : \(0 - 1 = -1\) des deux côtés. ✔
b. — le \(\mathrm{CO_2}\) formé sature vite l'eau et s'échappe en gaz : les bulles sont le dioxyde de carbone de la réaction acide-base.
c. — le transfert de proton a besoin de la solution : à sec, les espèces ne se rencontrent pas. Au contact de l'eau, tout se dissout et la réaction démarre aussitôt.
Conclusion : une réaction acide-base peut se voir — ici, elle s'entend même. Les bulles sont la signature du couple \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\).
EXERCICE 08 · l'eau face à elle-mêmeniveau 2
Dans l'eau pure, une molécule d'eau peut céder un proton… à une autre molécule d'eau. a. Quel couple fournit l'acide ? Quel couple fournit la base ? b. Écris l'équation de cette réaction. c. Vérifie les charges, et explique pourquoi cette réaction n'est possible que parce que l'eau est amphotère.
CORRIGÉ
a. — l'acide vient du couple \(\mathrm{H_2O/HO^-}\) (l'eau qui cède), la base du couple \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\) (l'eau qui capte).
b. — \(2\,\mathrm{H_2O} \longrightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{HO^-}\).
c. — charges : \(0 = +1 - 1\). ✔ Il faut qu'une même espèce sache céder et capter pour réagir avec elle-même — c'est la définition d'un amphotère.
Conclusion : cette réaction, très discrète, produit les \(1{,}0 \times 10^{-7}\) mol·L⁻¹ d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\) de l'eau pure — le pH 7 de la section 5 vient de là.
EXERCICE 09 · du pH à la concentrationniveau 1
Sans calculatrice : a. Quelle est la concentration en ions \(\mathrm{H_3O^+}\) d'un soda de pH 3,0 ? b. D'une eau savonneuse de pH 10,0 ? c. Une eau gazeuse a un pH de 5,0 : combien de fois plus d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\) que l'eau pure (pH 7,0) contient-elle ?
b. — \([\mathrm{H_3O^+}] = 1{,}0 \times 10^{-10}\) mol·L⁻¹ — dix millions de fois moins que le soda.
c. — deux unités de pH d'écart : \(10^2 = 100\) fois plus que l'eau pure.
Conclusion : avec des pH entiers, tout se lit de tête — l'exposant, c'est le pH au signe près.
EXERCICE 10 · de la concentration au pHniveau 2
Calcule le pH de solutions dont la concentration en ions \(\mathrm{H_3O^+}\) vaut : a. \(1{,}0 \times 10^{-4}\) mol·L⁻¹. b. \(2{,}0 \times 10^{-3}\) mol·L⁻¹. c. \(5{,}0 \times 10^{-9}\) mol·L⁻¹. Avant chaque calcul, encadre le pH attendu entre deux entiers.
CORRIGÉ
a. — puissance de dix exacte : \(\mathrm{pH} = 4{,}0\), sans calculatrice.
b. — entre \(10^{-3}\) et \(10^{-2}\), donc pH entre 2 et 3 : \(\mathrm{pH} = -\log(2{,}0 \times 10^{-3}) = 2{,}7\). ✔
c. — entre \(10^{-9}\) et \(10^{-8}\), donc pH entre 8 et 9 : \(\mathrm{pH} = -\log(5{,}0 \times 10^{-9}) = 8{,}3\). ✔
Conclusion : l'encadrement d'abord, la calculatrice ensuite — un pH hors de sa fourchette est une erreur de frappe qui se voit en un coup d'œil.
EXERCICE 11 · comparer deux solutionsniveau 2
a. Le café a un pH de 5,0, le jus de citron de 2,0 : lequel contient le plus d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\), et combien de fois plus ? b. Une solution B contient 10 fois plus d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\) qu'une solution A de pH 3,5 : quel est le pH de B ?
CORRIGÉ
a. — le citron (le pH le plus petit) : trois unités d'écart, donc \(10^3 = 1\,000\) fois plus d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\) que le café.
b. — ×10 sur la concentration, c'est −1 sur le pH : \(\mathrm{pH_B} = 3{,}5 - 1 = 2{,}5\).
Conclusion : sur l'échelle du pH, on ne compare pas des valeurs — on compte des crans, et chaque cran vaut ×10.
EXERCICE 12 · l'eau de pluieniveau 2
Un technicien mesure le pH d'une eau de pluie : 6,6. a. Calcule sa concentration en ions \(\mathrm{H_3O^+}\). b. Cette eau est-elle acide ? Propose une explication à l'aide d'un couple du cours. c. Une « pluie acide » des années 1980 pouvait descendre à pH 4,6 : combien de fois plus d'ions \(\mathrm{H_3O^+}\) que la pluie du technicien ?
b. — oui, légèrement (pH < 7) : le \(\mathrm{CO_2}\) de l'air se dissout dans la goutte et le couple \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\) cède des protons à l'eau. Une pluie naturelle n'est jamais neutre.
c. — deux unités d'écart : \(10^2 = 100\) fois plus concentrée en \(\mathrm{H_3O^+}\).
Conclusion : « pluie acide » ne veut pas dire pH 1 — deux crans d'échelle suffisent à multiplier l'acidité par cent. Le logarithme cache l'ampleur des dégâts.
EXERCICE 13 · l'estomac et le compriméniveau 3
Le suc gastrique est une solution acide de pH voisin de 1,5. Contre les brûlures d'estomac, on avale un comprimé de bicarbonate \(\mathrm{HCO_3^-}\). a. Calcule la concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\) du suc gastrique. b. Écris l'équation de la réaction entre \(\mathrm{HCO_3^-}\) et \(\mathrm{H_3O^+}\), et nomme le rôle joué par le bicarbonate. c. Le pH remonte vers 3,0 après le comprimé : la concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\) a été divisée par combien ? d. Quel gaz explique les renvois qui suivent ?
CORRIGÉ
a. — \([\mathrm{H_3O^+}] = c^\circ \times 10^{-1{,}5} = 3{,}2 \times 10^{-2}\) mol·L⁻¹ — l'un des milieux les plus acides du corps.
b. — \(\mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H_3O^+} \longrightarrow \mathrm{CO_2,H_2O} + \mathrm{H_2O}\) : le bicarbonate capte le proton, il joue la base. Charges : \(-1 + 1 = 0\). ✔
c. — de 1,5 à 3,0, le pH gagne 1,5 unité : la concentration est divisée par \(10^{1{,}5} \approx 32\).
d. — le \(\mathrm{CO_2}\) produit par la réaction — les mêmes bulles que le cachet effervescent de l'exercice 7.
Conclusion : consommer des \(\mathrm{H_3O^+}\), c'est faire monter le pH. Toute la logique du chapitre tient dans cette phrase — et elle resservira au problème suivant.
EXERCICE 14 · problème · l'eau de la piscineniveau 3
Le règlement d'une piscine municipale impose un pH entre 7,2 et 7,6. a. Calcule la concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\) correspondant à pH 7,2. b. Après un orage, le bassin est mesuré à pH 6,7 : montre que la concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\) a environ triplé par rapport à pH 7,2. c. Le produit « pH+ » du technicien est à base d'ions carbonate \(\mathrm{CO_3^{2-}}\) : écris la réaction entre \(\mathrm{CO_3^{2-}}\) et \(\mathrm{H_3O^+}\), et explique pourquoi elle fait remonter le pH. d. Pourquoi le technicien vise-t-il 7,4 et non « le plus haut possible » ?
b. — l'écart est de 0,5 unité de pH : facteur \(10^{0{,}5} \approx 3{,}2\). La concentration a bien à peu près triplé — l'orage (pluie légèrement acide, exercice 12) a acidifié le bassin.
c. — \(\mathrm{CO_3^{2-}} + \mathrm{H_3O^+} \longrightarrow \mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H_2O}\) (couples \(\mathrm{HCO_3^-/CO_3^{2-}}\) et \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\) ; charges \(-2+1 = -1\) ✔). La base \(\mathrm{CO_3^{2-}}\) consomme des ions \(\mathrm{H_3O^+}\) : leur concentration baisse, donc le pH monte.
d. — un pH trop haut est aussi hors norme : l'échelle marche dans les deux sens, et l'eau trop basique irrite yeux et peau autant qu'une eau trop acide. On vise le milieu de la fourchette.
Conclusion : mesurer (le pH), traduire (en concentration), agir (une réaction acide-base), revérifier — c'est littéralement le métier d'un technicien de piscine, et c'est tout ce chapitre en une matinée de travail.
VERS LE BAC — EXERCICE 15≈ 45 MIN · SANS CALCULATRICE
Le venin injecté par une fourmi ou une ortie doit son agressivité à l'acide méthanoïque \(\mathrm{HCOOH}\) (couple \(\mathrm{HCOOH/HCOO^-}\)). Le remède de grand-mère — tamponner avec du bicarbonate — est de la chimie très sérieuse. Données : couples \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\), \(\mathrm{H_2O/HO^-}\), \(\mathrm{CO_2,H_2O/HCO_3^-}\).
PARTIE A — LE VENIN
Écris la demi-équation acide-base du couple \(\mathrm{HCOOH/HCOO^-}\) et vérifie la conservation des charges.
Écris l'équation de la réaction entre l'acide méthanoïque et l'eau. Quel rôle l'eau joue-t-elle ?
L'eau peut aussi réagir avec l'ion \(\mathrm{HCOO^-}\), en lui cédant un proton. Écris cette réaction. Que peut-on dire de l'eau au vu des questions 2 et 3 ?
PARTIE B — SOULAGER LA PIQÛRE
Au voisinage de la piqûre, le venin dilué donne un pH local voisin de 3,0. On applique une pâte de bicarbonate (ions \(\mathrm{HCO_3^-}\)).
Donne la concentration en ions \(\mathrm{H_3O^+}\) correspondant à pH 3,0, puis compare-la à celle d'une peau saine (pH voisin de 5,0).
Écris l'équation de la réaction entre \(\mathrm{HCO_3^-}\) et \(\mathrm{H_3O^+}\). Quel rôle le bicarbonate joue-t-il ? Quel gaz se forme-t-il ?
Après application, le pH local remonte à 5,0. Par quel facteur la concentration en \(\mathrm{H_3O^+}\) a-t-elle été divisée ?
Un site conseille « plus c'est basique, mieux c'est » et propose du déboucheur dilué (pH 12)… Explique en une phrase pourquoi c'est une très mauvaise idée.
A.2 — \(\mathrm{HCOOH} + \mathrm{H_2O} \longrightarrow \mathrm{HCOO^-} + \mathrm{H_3O^+}\) : l'eau capte le proton, elle joue la base (couple \(\mathrm{H_3O^+/H_2O}\)).
A.3 — \(\mathrm{H_2O} + \mathrm{HCOO^-} \longrightarrow \mathrm{HO^-} + \mathrm{HCOOH}\) : l'eau cède cette fois (couple \(\mathrm{H_2O/HO^-}\)). Base en 2, acide en 3 : l'eau est amphotère.
B.1 — \([\mathrm{H_3O^+}] = 1{,}0 \times 10^{-3}\) mol·L⁻¹, contre \(1{,}0 \times 10^{-5}\) pour la peau saine : cent fois plus concentrée en ions oxonium.
B.2 — \(\mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H_3O^+} \longrightarrow \mathrm{CO_2,H_2O} + \mathrm{H_2O}\) : le bicarbonate joue la base et consomme les ions oxonium. Le gaz formé est le \(\mathrm{CO_2}\) — de minuscules bulles sur la peau.
B.3 — de 3,0 à 5,0, deux unités de pH : la concentration a été divisée par \(10^2 = 100\). La peau retrouve son état normal de la question B.1.
B.4 — l'échelle a deux extrémités dangereuses : à pH 12, la peau troque une agression acide contre une agression basique mille fois plus éloignée du pH normal (5) que le bicarbonate n'en approche. Neutraliser, oui ; surcompenser, non.