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Définir \(K_a\) et le pKa d'un couple acide/base
Déterminer le coefficient de dissociation \(\alpha\) d'un acide faible (conservation de la matière)
Prévoir l'effet de la dilution sur \(\alpha\)
Choisir un couple pour une solution tampon (pKa ≈ pH voulu)
Relier la solubilité du \(\text{CO}_2\) au sang, aux océans et au corail

Fiche résumé — Réactions acido-basiques en solution aqueuse

Chapitre 3 | Terminale STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

1. Constante d'acidité \(K_a\)

Équilibre \(\text{HA}+\text{H}_2\text{O}\rightleftharpoons\text{A}^-+\text{H}_3\text{O}^+\) :

\(K_a=\dfrac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}\)

pKa : \(pK_a=-\log K_a\) et \(K_a=10^{-pK_a}\).

Astuce : acide fort → \(K_a\) grand → pKa petit.

2. pH – pKa (Henderson)

\(pH=pK_a+\log\dfrac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}\)

Si \([\text{A}^-]=[\text{HA}]\) → \(pH=pK_a\).

Rappel : \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-pH}\).

3. Prédominance

\(pH\lt pK_a\) : l'acide \(\text{HA}\) prédomine.
\(pH\gt pK_a\) : la base \(\text{A}^-\) prédomine.
\(pH=pK_a\) : concentrations égales.

4. Coefficient de dissociation \(\alpha\)

Fraction d'acide dissociée (acide seul dans l'eau, \([\text{A}^-]=[\text{H}_3\text{O}^+]\)) :

\(\alpha=\dfrac{[\text{A}^-]}{c}=\dfrac{10^{-pH}}{c}\)

\(0\le\alpha\le1\). Acide fort : \(\alpha=1\) ; faible : \(\alpha\lt 1\).

5. Effet de la dilution

\(c\searrow\ \Rightarrow\ \alpha\nearrow\)

Diluer un acide faible augmente le coefficient de dissociation.

Piège : α augmente mais l'acidité diminue (pH augmente).

6. Solution tampon

Mélange \(\text{HA}+\text{A}^-\) → pH quasi constant.

\(pH\approx pK_a\ \ (\text{si }[\text{A}^-]=[\text{HA}])\)

Choisir le couple de pKa ≈ pH voulu ; pouvoir maximal à \(pH=pK_a\).

7. Dioxyde de carbone : sang, océans, corail

Deux couples successifs :

\(\text{CO}_2/\text{HCO}_3^-\ (pK_{a1}=6{,}4)\qquad \text{HCO}_3^-/\text{CO}_3^{2-}\ (pK_{a2}=10{,}3)\)

Sang (\(pH=7{,}4\)) : tampon \(\text{CO}_2/\text{HCO}_3^-\), \(\text{HCO}_3^-\) majoritaire ; \(\text{CO}_2\) éliminé par la respiration.
Océan (\(pH\approx8{,}1\)) : le \(\text{CO}_2\) dissous acidifie l'eau (pH \(8{,}2\to8{,}1\)).
Corail : l'acidification consomme les ions \(\text{CO}_3^{2-}\) → squelette de \(\text{CaCO}_3\) fragilisé.

Astuce : la solubilité du \(\text{CO}_2\) augmente si sa pression augmente (et si la température baisse).

Exemple type

Acide faible \(c=1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\), \(pH=3{,}4\) :
\([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-3{,}4}=4{,}0\times10^{-4}=[\text{A}^-]\) → \(\alpha=\dfrac{4{,}0\times10^{-4}}{1{,}0\times10^{-2}}=4{,}0\,\%\) : acide faible.