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Reconnaître un couple acide-base de Brønsted et relier le pH à \([H_3O^+]\)
Utiliser le produit ionique \(K_e\), la constante d'acidité \(K_A\) et le \(pK_A\)
Construire un diagramme de prédominance et distinguer acide fort et acide faible

Fiche résumé — Modéliser les transformations acide-base

Chapitre 3 | Terminale générale (spécialité) | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

1. Couples acide-base (Brønsted)

Un acide cède un ion \(H^+\), une base capte un \(H^+\).

Astuce : le proton \(H^+\) ne reste jamais libre : capté par l'eau, il donne \(H_3O^+\).

Le pH relie l'acidité à la concentration en ions oxonium :

\(pH=-\log[H_3O^+]\ ;\ [H_3O^+]=10^{-pH}\)

\(K_e=[H_3O^+]\,[HO^-]=10^{-14}\) (25 °C)

Acide \(pH\lt 7\) ; neutre \(pH=7\) ; basique \(pH\gt 7\).

\(K_A=\dfrac{[A^-]\,[H_3O^+]}{[AH]}\ ;\ pK_A=-\log K_A\)

\(pH=pK_A+\log\dfrac{[\text{base}]}{[\text{acide}]}\)

Astuce : acide d'autant plus fort que son \(pK_A\) est petit.

Un acide fort réagit totalement, un acide faible partiellement.

\(\tau=\dfrac{x_f}{x_{max}}=\dfrac{[H_3O^+]_f}{c}\)

Piège : « fort/faible » (dissociation) \(\neq\) « concentré/dilué » (concentration \(c\)).

Solution d'acide de concentration apportée \(c=1{,}0\times 10^{-2}\) mol·L⁻¹, de \(pH=3{,}4\) mesuré.

\([H_3O^+]=10^{-3{,}4}\approx 4{,}0\times 10^{-4}\) mol·L⁻¹, très inférieur à \(c\).

\(\tau=\dfrac{[H_3O^+]}{c}=\dfrac{4{,}0\times 10^{-4}}{1{,}0\times 10^{-2}}=0{,}04\) (soit 4 %) : \(\tau\lt 1\), c'est un acide faible.

1	Du pH : \([H_3O^+]=10^{-pH}\) ; puis \([HO^-]=K_e/[H_3O^+]\)
2	Comparer \([H_3O^+]\) et \([HO^-]\) (ou pH et 7) pour conclure acide/basique
3	Comparer pH et \(pK_A\) pour l'espèce prédominante ; rapport \([A^-]/[AH]=10^{\,pH-pK_A}\)
4	Comparer \([H_3O^+]_f\) à \(c\) : calculer \(\tau\) et conclure fort/faible