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Chapitre 5 – Réactions acido-basiques et solutions tampons

Chapitre 5 | Première STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

⏱ Durée de lecture estimée : ~24 min

Illustration : Deux élèves ajoutent une petite quantité d’acide à une solution tampon et à un témoin ; les pH-mètres affichent respectivement 4,7 et 2,8.
Comparer la variation de pH d’un tampon et d’un témoin après un petit ajout d’acide.
Objectifs du chapitre :
Situation. Dans un laboratoire de biochimie, on cultive des cellules dans un milieu dont le pH doit rester très proche de \(7{,}4\) : au-delà ou en deçà, les protéines se dénaturent et les cellules meurent. Comment un liquide peut-il « résister » à l'ajout d'un peu d'acide ou de base et garder un pH stable ? La réponse tient dans la chimie des couples acide/base et dans les solutions tampons, omniprésentes dans le vivant (sang, sève, sol). Ce chapitre pose le vocabulaire (acide, base, pH), les outils de calcul (produit ionique de l'eau, \(\text{p}K_a\), prédominance) et l'expérience de base : mesurer un pH avec un pH-mètre correctement étalonné.

1. Acide et base : le modèle de Brønsted

Définition — acide et base (Brønsted) Selon le modèle de Brønsted : L'ion \(\text{H}^+\) est un simple proton (un atome d'hydrogène ayant perdu son unique électron) : il n'existe jamais seul en solution, il est aussitôt fixé par une molécule d'eau pour former l'ion oxonium \(\text{H}_3\text{O}^+\).
Lire l'acidité sur le schéma de Lewis Le schéma de Lewis montre les doublets d'électrons. Une base possède un doublet non liant disponible : ce doublet vient former une nouvelle liaison avec le proton capté. Un acide possède une liaison \(\text{X–H}\) polarisée qu'il peut rompre en libérant le proton, le doublet de liaison restant sur l'atome \(\text{X}\). Ainsi l'ammoniac \(\text{NH}_3\) (un doublet non liant sur l'azote) est une base ; le chlorure d'hydrogène \(\text{HCl}\) (liaison \(\text{H–Cl}\) polarisée) est un acide.
Mini-exercice 1. Dans la réaction \(\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+\), quelle espèce cède un proton ? Laquelle le capte ? Nommer le rôle de chacune.

\(\text{HCl}\) cède un proton \(\text{H}^+\) : c'est l'acide. \(\text{H}_2\text{O}\) capte ce proton pour devenir \(\text{H}_3\text{O}^+\) : elle joue le rôle de base dans cette réaction.

2. Couple acide/base

Définition — couple acide/base Un couple acide/base, noté \(\text{AH}/\text{A}^-\), rassemble deux espèces qui se transforment l'une en l'autre par gain ou perte d'un proton :
\(\text{AH} \;=\; \text{A}^- + \text{H}^+\)
\(\text{AH}\) est l'acide du couple (il peut céder \(\text{H}^+\)) ; \(\text{A}^-\) est sa base conjuguée (elle peut capter \(\text{H}^+\)). On passe de l'un à l'autre en enlevant ou en ajoutant un seul \(\text{H}^+\).
Exemples de couples usuels.
Ne pas confondre L'acide et sa base conjuguée diffèrent d'un seul proton \(\text{H}^+\). Par exemple, \(\text{A}^-\) et \(\text{A}^{2-}\) ne forment pas un couple avec un même \(\text{AH}\) ; et l'ion éthanoate \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) est la base conjuguée de \(\text{CH}_3\text{COOH}\), pas l'inverse.
Mini-exercice 2. Donner la base conjuguée de l'acide nitrique \(\text{HNO}_3\), puis l'acide conjugué de l'ion carbonate \(\text{CO}_3^{2-}\).

Base conjuguée de \(\text{HNO}_3\) : on retire un \(\text{H}^+\) → ion nitrate \(\text{NO}_3^-\). Acide conjugué de \(\text{CO}_3^{2-}\) : on ajoute un \(\text{H}^+\) → ion hydrogénocarbonate \(\text{HCO}_3^-\).

3. Le pH d'une solution aqueuse

Définition — pH Le pH d'une solution aqueuse mesure son acidité. Il est relié à la concentration en ions oxonium \([\text{H}_3\text{O}^+]\) (en \(\text{mol·L}^{-1}\)) par :
\(\text{pH}=-\log[\text{H}_3\text{O}^+]\)
Réciproquement : \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-\text{pH}}\ \text{mol·L}^{-1}\). Le pH n'a pas d'unité. Plus \([\text{H}_3\text{O}^+]\) est grande, plus le pH est petit et la solution acide.
Échelle de pH à 25 °C Dans l'eau à 25 °C, le pH varie usuellement de 0 à 14 :
Exemple travaillé. Une solution a \([\text{H}_3\text{O}^+]=2{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\(\text{pH}=-\log(2{,}0\times10^{-3})\approx2{,}7\)
\(\text{pH}\lt 7\) : la solution est acide. Inversement, si \(\text{pH}=9{,}0\), alors \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-9{,}0}=1{,}0\times10^{-9}\ \text{mol·L}^{-1}\) : très peu d'ions oxonium, la solution est basique.
Mini-exercice 3. (a) Une solution a \([\text{H}_3\text{O}^+]=1{,}0\times10^{-5}\ \text{mol·L}^{-1}\) : calculer son pH et dire si elle est acide ou basique. (b) Une autre a \(\text{pH}=11\) : calculer \([\text{H}_3\text{O}^+]\).

(a) \(\text{pH}=-\log(1{,}0\times10^{-5})=5{,}0\lt 7\) : solution acide. (b) \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-11}=1{,}0\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1}\) (solution basique).

4. Acides forts / faibles, bases fortes / faibles

Définition — acide fort, acide faible Un acide fort réagit totalement avec l'eau : toutes ses molécules cèdent leur proton. La transformation est totale, on l'écrit avec une simple flèche :
\(\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+\)
Un acide faible ne réagit que partiellement : seule une fraction des molécules cède son proton, un équilibre s'établit. On l'écrit avec une double flèche :
\(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+\)
Définition — base forte, base faible Une base forte réagit totalement avec l'eau (simple flèche) ; une base faible réagit partiellement (double flèche). Exemples :
\(\text{HO}^- \text{ (soude)} : \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{HO}^- \quad\text{(dissolution totale)}\)
\(\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{HO}^- \quad\text{(base faible)}\)
Espèces usuelles à connaître
Méthode — recenser les espèces spectatrices Dans une équation acido-basique, une espèce spectatrice ne participe pas au transfert de proton : elle est présente des deux côtés (ou n'intervient pas). Par exemple, quand on dissout \(\text{NaCl}\) ou qu'on fait réagir \(\text{NaOH}\), l'ion \(\text{Na}^+\) est un ion spectateur : on ne l'écrit pas dans l'équation du transfert de proton.
Mini-exercice 4. Écrire l'équation de la réaction avec l'eau de : (a) l'acide nitrique \(\text{HNO}_3\) (acide fort) ; (b) l'ammoniac \(\text{NH}_3\) (base faible). Choisir la bonne flèche à chaque fois.

(a) Acide fort → simple flèche : \(\text{HNO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{NO}_3^- + \text{H}_3\text{O}^+\). (b) Base faible → double flèche : \(\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{HO}^-\).

5. Autoprotolyse de l'eau et produit ionique \(K_e\)

Définition — autoprotolyse de l'eau L'eau réagit très faiblement sur elle-même : une molécule d'eau joue le rôle d'acide, une autre celui de base. C'est l'autoprotolyse de l'eau :
\(2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^-\)
C'est une transformation très limitée (double flèche) : l'eau pure contient donc de très petites quantités d'ions oxonium et hydroxyde.
Définition — produit ionique de l'eau \(K_e\) Le produit ionique de l'eau est le produit des concentrations des ions issus de l'autoprotolyse :
\(K_e=[\text{H}_3\text{O}^+]\,[\text{HO}^-]\)
Cette valeur ne dépend que de la température. À 25 °C :
\(K_e=1{,}0\times10^{-14}=10^{-14}\)
pH de l'eau pure à 25 °C Dans l'eau pure, l'autoprotolyse produit autant d'ions \(\text{H}_3\text{O}^+\) que d'ions \(\text{HO}^-\) : \([\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{HO}^-]\). En reportant dans \(K_e\) :
\([\text{H}_3\text{O}^+]^2=10^{-14}\ \Rightarrow\ [\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1}\ \Rightarrow\ \text{pH}=-\log(10^{-7})=7{,}0\)
On retrouve que l'eau pure à 25 °C a un pH de 7,0 (solution neutre).
Exemple travaillé. Une solution basique a \([\text{HO}^-]=2{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\) à 25 °C. Calculer \([\text{H}_3\text{O}^+]\) puis le pH.
\([\text{H}_3\text{O}^+]=\dfrac{K_e}{[\text{HO}^-]}=\dfrac{10^{-14}}{2{,}0\times10^{-3}}=5{,}0\times10^{-12}\ \text{mol·L}^{-1}\)
\(\text{pH}=-\log(5{,}0\times10^{-12})\approx11{,}3\) : cohérent, la solution est bien basique (\(\text{pH}\gt 7\)).
Mini-exercice 5. À 25 °C, une solution acide a \([\text{H}_3\text{O}^+]=4{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\). Calculer \([\text{HO}^-]\) à l'aide de \(K_e\).

\([\text{HO}^-]=\dfrac{K_e}{[\text{H}_3\text{O}^+]}=\dfrac{10^{-14}}{4{,}0\times10^{-3}}=2{,}5\times10^{-12}\ \text{mol·L}^{-1}\). On a bien \([\text{HO}^-]\lt[\text{H}_3\text{O}^+]\) : la solution est acide.

6. \(\text{p}K_a\) et domaines de prédominance

Définition — \(\text{p}K_a\) d'un couple À chaque couple acide/base \(\text{AH}/\text{A}^-\) est associée une grandeur, le \(\text{p}K_a\), qui mesure la force de l'acide : plus le \(\text{p}K_a\) est petit, plus l'acide est fort. Une définition pratique retenue en STL : le \(\text{p}K_a\) est le pH d'une solution où l'acide \(\text{AH}\) et sa base conjuguée \(\text{A}^-\) sont en quantités égales (mélange équimolaire) :
\([\text{AH}]=[\text{A}^-] \iff \text{pH}=\text{p}K_a\)
Règle de prédominance On compare le pH du milieu au \(\text{p}K_a\) du couple :
Exemple travaillé. Le couple de l'acide éthanoïque a \(\text{p}K_a=4{,}8\). Dans un vinaigre de pH \(3{,}0\), on a \(\text{pH}\lt\text{p}K_a\) : c'est la forme acide \(\text{CH}_3\text{COOH}\) qui prédomine. Dans une solution de pH \(7{,}0\), on a \(\text{pH}\gt\text{p}K_a\) : c'est la forme base \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) (ion éthanoate) qui prédomine.

Cas des acides α-aminés

Prédominance chez un acide α-aminé Un acide α-aminé possède, sur le même carbone, un groupe acide carboxylique \(\text{–COOH}\) (qui peut céder un \(\text{H}^+\)) et un groupe amine \(\text{–NH}_2\) (qui peut capter un \(\text{H}^+\)). Chaque groupe a son propre \(\text{p}K_a\). Selon le pH du milieu, la molécule change de forme : On applique la règle de prédominance à chaque groupe séparément, avec son propre \(\text{p}K_a\).
Mini-exercice 6. Pour un groupe carboxylique \(\text{–COOH}/\text{–COO}^-\) de \(\text{p}K_a=2{,}3\), quelle forme prédomine à \(\text{pH}=1{,}0\) ? À \(\text{pH}=7{,}0\) ?

À \(\text{pH}=1{,}0\lt2{,}3\) : la forme acide \(\text{–COOH}\) prédomine. À \(\text{pH}=7{,}0\gt2{,}3\) : la forme base \(\text{–COO}^-\) (carboxylate) prédomine.

7. Solutions tampons

Définition — solution tampon Une solution tampon est une solution dont le pH varie très peu : On la prépare en mélangeant, en quantités voisines, un acide faible et sa base conjuguée (par exemple acide éthanoïque + ion éthanoate). Son pH est proche du \(\text{p}K_a\) du couple utilisé.
Pourquoi le pH reste stable ? Le mélange contient à la fois l'acide \(\text{AH}\) et la base \(\text{A}^-\). Si on ajoute des ions \(\text{H}_3\text{O}^+\), la base \(\text{A}^-\) les capte ; si on ajoute des ions \(\text{HO}^-\), l'acide \(\text{AH}\) les neutralise. Le couple « amortit » les ajouts : le pH est tamponné. C'est ce mécanisme qui maintient le pH du sang autour de \(7{,}4\) (couple \(\text{CO}_2,\text{H}_2\text{O}/\text{HCO}_3^-\)).
Méthode — préparer une solution tampon On mélange une solution d'un acide faible et une solution de sa base conjuguée en proportions voisines. Si les deux sont en quantités égales (\([\text{AH}]=[\text{A}^-]\)), alors \(\text{pH}=\text{p}K_a\). On choisit donc le couple dont le \(\text{p}K_a\) est proche du pH visé. Exemple : pour un tampon à \(\text{pH}\approx4{,}8\), on mélange à parts égales acide éthanoïque et éthanoate de sodium (\(\text{p}K_a=4{,}8\)).
Mini-exercice 7. On dispose des couples \(\text{CH}_3\text{COOH}/\text{CH}_3\text{COO}^-\) (\(\text{p}K_a=4{,}8\)) et \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\) (\(\text{p}K_a=9{,}2\)). Lequel choisir pour préparer une solution tampon de pH proche de 9 ?

On choisit le couple dont le \(\text{p}K_a\) est le plus proche du pH visé (9). C'est le couple \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\) (\(\text{p}K_a=9{,}2\)). Un mélange équimolaire de \(\text{NH}_4^+\) et \(\text{NH}_3\) donnera \(\text{pH}=9{,}2\).

8. Mesurer un pH : étalonner un pH-mètre

Définition — le pH-mètre Un pH-mètre est un appareil qui mesure le pH d'une solution à l'aide d'une sonde (électrode combinée) plongée dans le liquide. Il délivre une tension électrique proportionnelle au pH, qu'il convertit en valeur de pH affichée.
Méthode — étalonner un pH-mètre Avant toute mesure, on doit étalonner l'appareil avec des solutions tampons étalons de pH connu (par exemple pH = 4,0 et pH = 7,0) :
  1. Rincer la sonde à l'eau distillée et l'essuyer délicatement.
  2. Plonger la sonde dans le premier tampon (pH = 7,0) et régler l'appareil sur 7,0.
  3. Rincer, puis plonger dans le second tampon (pH = 4,0) et régler l'appareil sur 4,0.
  4. Rincer une dernière fois : le pH-mètre est prêt. On mesure alors le pH de la solution étudiée.
L'étalonnage corrige les erreurs systématiques de la sonde : sans lui, la mesure du pH serait décalée.
Erreurs fréquentes
À retenir