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Chapitre 3 – Modéliser les transformations acide-base

Exercices par capacités · Terminale générale

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026, 11:06

Capacités travaillées

C1 — Identifier acides et bases de Brønsted, écrire couples et équations

Exercice 1

Rappeler la définition d'un acide et d'une base selon Brønsted, puis compléter les couples : CH₃COOH / … ; NH₄⁺ / … ; … / HO⁻ ; H₃O⁺ / …

Un acide de Brønsted est une espèce capable de céder un proton H⁺ ; une base est une espèce capable de capter un proton H⁺.

  • CH₃COOH / CH₃COO⁻ (acide éthanoïque / ion éthanoate)
  • NH₄⁺ / NH₃ (ion ammonium / ammoniac)
  • H₂O / HO⁻ (eau / ion hydroxyde)
  • H₃O⁺ / H₂O (ion oxonium / eau)
Exercice 2

Écrire l'équation de la réaction acide-base entre :

  1. l'acide éthanoïque CH₃COOH et l'eau ;
  2. l'ammoniac NH₃ et l'eau ;
  3. l'acide méthanoïque HCOOH et l'ion hydroxyde HO⁻.

Dans chaque cas, identifier les deux couples mis en jeu.

  1. \(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftarrows \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+\). Couples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ et H₃O⁺/H₂O (l'eau joue le rôle de base).
  2. \(\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftarrows \text{NH}_4^+ + \text{HO}^-\). Couples : NH₄⁺/NH₃ et H₂O/HO⁻ (l'eau joue le rôle d'acide).
  3. \(\text{HCOOH} + \text{HO}^- \rightarrow \text{HCOO}^- + \text{H}_2\text{O}\). Couples : HCOOH/HCOO⁻ et H₂O/HO⁻.
Exercice 3

L'ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ appartient aux deux couples : CO₂,H₂O / HCO₃⁻ et HCO₃⁻ / CO₃²⁻.

  1. Comment appelle-t-on une telle espèce ?
  2. Écrire l'équation de sa réaction en tant qu'acide avec l'eau, puis en tant que base avec l'eau.
  1. C'est une espèce amphotère (un ampholyte) : elle peut se comporter comme acide ou comme base.
  2. En tant qu'acide : \(\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftarrows \text{CO}_3^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+\).
    En tant que base : \(\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftarrows \text{CO}_2,\text{H}_2\text{O} + \text{HO}^-\).

C2 — Utiliser pH = −log[H₃O⁺] et le produit ionique de l'eau

Exercice 4

Compléter le tableau suivant (à 25 °C) :

Solution[H₃O⁺] (mol·L⁻¹)pH
Jus de citron1,0 × 10⁻²·⁵ ≈ 3,2 × 10⁻³?
Café?5,0
Eau pure?7,0
  • Jus de citron : pH = −log(3,2 × 10⁻³) = 2,5.
  • Café : [H₃O⁺] = 10⁻⁵·⁰ = 1,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹.
  • Eau pure : [H₃O⁺] = 10⁻⁷·⁰ = 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹.
Exercice 5

Une solution a un pH de 11,0 à 25 °C. Donnée : Ke = [H₃O⁺][HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴.

  1. Calculer [H₃O⁺].
  2. En déduire [HO⁻].
  3. La solution est-elle acide, neutre ou basique ?
  1. \([\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}} = 10^{-11} = \mathbf{1{,}0 \times 10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1}}\).
  2. \([\text{HO}^-] = \dfrac{K_e}{[\text{H}_3\text{O}^+]} = \dfrac{1{,}0 \times 10^{-14}}{1{,}0 \times 10^{-11}} = \mathbf{1{,}0 \times 10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}}\).
  3. pH > 7 (et [HO⁻] > [H₃O⁺]) : la solution est basique.
Exercice 6

L'acide chlorhydrique est un acide fort : sa réaction avec l'eau est totale. On prépare une solution en dissolvant n = 5,0 × 10⁻³ mol de HCl dans V = 500 mL d'eau.

  1. Justifier que [H₃O⁺] est égale à la concentration apportée en acide.
  2. Calculer le pH de la solution.
  3. Quel serait le pH si on diluait la solution 10 fois ?
  1. La réaction HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺ est totale : chaque molécule d'acide apportée produit un ion H₃O⁺, donc [H₃O⁺] = c.
  2. \(c = \dfrac{n}{V} = \dfrac{5{,}0 \times 10^{-3}}{0{,}500} = 1{,}0 \times 10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\) ; pH = −log(1,0 × 10⁻²) = 2,0.
  3. Dilution par 10 : c′ = 1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹, donc pH = 3,0 (le pH d'un acide fort augmente d'une unité par dilution par 10).

C3 — Exploiter Ka, pKa et la relation pH = pKa + log([base]/[acide])

Exercice 7

Le couple acide éthanoïque / ion éthanoate a pour constante d'acidité Ka = 1,6 × 10⁻⁵ à 25 °C.

  1. Écrire l'expression de Ka pour ce couple.
  2. Calculer le pKa.
  3. L'acide éthanoïque est-il un acide fort ou faible ? Justifier.
  1. \(K_a = \dfrac{[\text{CH}_3\text{COO}^-]\,[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}\) (concentrations à l'équilibre).
  2. pKa = −log Ka = −log(1,6 × 10⁻⁵) = 4,8.
  3. C'est un acide faible : sa réaction avec l'eau est non totale (il possède un Ka fini, un équilibre s'établit ; le taux d'avancement final est inférieur à 1). Un acide fort réagit totalement avec l'eau.
Exercice 8

Une solution contient de l'acide éthanoïque et de l'ion éthanoate (pKa = 4,8) avec \([\text{CH}_3\text{COO}^-] = 2{,}0 \times 10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\) et \([\text{CH}_3\text{COOH}] = 5{,}0 \times 10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\).

  1. Écrire la relation entre pH, pKa et les concentrations du couple.
  2. Calculer le pH de la solution.
  1. \(\text{pH} = \text{p}K_a + \log \dfrac{[\text{base}]}{[\text{acide}]}\).
  2. \(\text{pH} = 4{,}8 + \log \dfrac{2{,}0 \times 10^{-2}}{5{,}0 \times 10^{-3}} = 4{,}8 + \log 4{,}0 = 4{,}8 + 0{,}60 = \mathbf{5{,}4}\).
Exercice 9

Le pH d'une solution contenant le couple NH₄⁺/NH₃ (pKa = 9,2) vaut 8,2.

  1. Calculer le rapport \(\dfrac{[\text{NH}_3]}{[\text{NH}_4^+]}\).
  2. Quelle espèce du couple prédomine ? Était-ce prévisible sans calcul ?
  3. Cette solution contenant l'acide et sa base conjuguée en quantités importantes voit son pH peu varier lors d'un ajout modéré d'acide ou de base. Comment appelle-t-on une telle solution ?
  1. \(\log \dfrac{[\text{NH}_3]}{[\text{NH}_4^+]} = \text{pH} - \text{p}K_a = 8{,}2 - 9{,}2 = -1\), donc \(\dfrac{[\text{NH}_3]}{[\text{NH}_4^+]} = 10^{-1} = \mathbf{0{,}10}\).
  2. [NH₄⁺] = 10 × [NH₃] : l'ion ammonium NH₄⁺ prédomine. Prévisible : pH < pKa ⟹ la forme acide prédomine.
  3. C'est une solution tampon.

C4 — Exploiter diagrammes de prédominance et de distribution

Exercice 10

L'acide méthanoïque HCOOH a un pKa de 3,8.

pKa = 3,8 pH HCOOH HCOO⁻
Diagramme de prédominance du couple HCOOH/HCOO⁻
  1. Quelle espèce prédomine à pH = 2,0 ? à pH = 6,0 ?
  2. Que peut-on dire des concentrations des deux espèces à pH = 3,8 ?
  1. À pH = 2,0 < pKa : la forme acide HCOOH prédomine. À pH = 6,0 > pKa : la forme basique HCOO⁻ prédomine.
  2. À pH = pKa : \([\text{HCOOH}] = [\text{HCOO}^-]\) (log du rapport nul), les deux espèces sont à égalité.
Exercice 11

Le diagramme de distribution du couple CH₃COOH/CH₃COO⁻ donne le pourcentage de chaque espèce en fonction du pH.

3 4 5 6 7 8 pH 50 100 % courbe 1 courbe 2
Diagramme de distribution du couple CH₃COOH/CH₃COO⁻
  1. Attribuer chaque courbe à l'une des deux espèces du couple. Justifier.
  2. Déterminer graphiquement le pKa du couple.
  3. Estimer le pourcentage d'ion éthanoate à pH = 5,8.
  1. La courbe 1 (décroissante, 100 % à pH faible) est celle de l'acide CH₃COOH, prédominant en milieu acide. La courbe 2 (croissante) est celle de la base CH₃COO⁻, prédominante en milieu basique.
  2. Les courbes se croisent à 50 % pour pH ≈ 4,8 = pKa (égalité des deux formes).
  3. À pH = 5,8 = pKa + 1 : le rapport base/acide vaut 10, soit environ 91 % d'ion éthanoate (lecture graphique ≈ 90 %).
Exercice 12

Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré : sa forme acide HInd est jaune, sa forme basique Ind⁻ est bleue ; le pKa du couple vaut 7,1.

  1. Construire le diagramme de prédominance du couple HInd/Ind⁻.
  2. Prévoir la couleur du BBT dans un jus de citron (pH ≈ 2,5) puis dans une eau savonneuse (pH ≈ 10).
  3. Vers quel pH la solution paraît-elle verte ? Pourquoi ?
  1. Sur un axe de pH : HInd (jaune) prédomine pour pH < 7,1 ; Ind⁻ (bleu) prédomine pour pH > 7,1.
  2. Jus de citron (pH 2,5 ≪ 7,1) : forme acide → jaune. Eau savonneuse (pH 10 ≫ 7,1) : forme basique → bleu.
  3. Autour de pH ≈ 7,1 (zone de virage) : les deux formes coexistent en proportions comparables, le mélange jaune + bleu paraît vert.